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Objetivo

Detectar la presencia de alcohol (etanol) en una disolución o en el aire espirado.

Valorar las aplicaciones prácticas de las reacciones químicas.

Sensibilizar sobre los riesgos del consumo excesivo de alcohol.

 

Introducción

Mediante un cambio de color, más o menos intenso, podemos averiguar si en el objeto de nuestro análisis hay más o menos alcohol.

 

Materiales

Gradillas con tubos de ensayo

Vasos de precipitados

Matraz Erlenmeyer

Pipetas y probetas

Cuentagotas

Tubos acodados abiertos por ambos lados

 

Ácido sulfúrico al 96% ( d = 1,84 g/cm3)

Dicromato potásico

Alcohol etílico al 96% ( d = 0,8 g/cm3)

Muestras de diferentes bebidas alcohólicas (cerveza , vino blanco , ginebra …)

 

Realización práctica

1.- Se prepara en un Erlenmeyer una disolución echando 10 g de dicromato potásico en 158 cm3 de agua y se añaden a continuación 40 cm3 de ácido sulfúrico concentrado quedando así preparada la disolución sulfocrómica.

2.- Se prepara una disolución alcohólica al 10% en masa añadiendo agua a 13 cm3 de alcohol al 96% hasta completar un volumen de 100 cm3.

3.- En una gradilla se colocan varios tubos de ensayo y, dejándose el primero vacío, se añade respectivamente una gota, dos, tres, cuatro, cinco, seis y diez de la disolución alcohólica a los restantes.

4.- A continuación se añade 1 cm3 de agua y 1 cm3 de la disolución sulfocrómica a cada tubo, agitando y dejando reposar. Después de unas horas se puede observar que, a partir del tubo que contiene cinco gotas de la disolución alcohólica, se ha producido un viraje completo de naranja claro a azul mientras que en los otros tubos aparecen tonalidades que varían del naranja oscuro al verde azulado.

5.- En otra gradilla se repite el experimento en las mismas condiciones pero sustituyendo las gotas de disolución alcohólica por una gota de las diferentes bebidas alcohólicas que se comparan con las tonalidades de la escala.( Ej: un vino blanco de 12,5% vol. equivale a una gota de la disolución alcohólica, una gota de ginebra a tres de la disolución alcohólica,…)

6.-En un tubo acodado abierto se introduce un algodón empapado en alcohol y, a continuación, se sopla sobre un vaso de precipitados de 100 cm3 en cuyo fondo hay unos pocos cm3 de disolución sulfocrómica pudiéndose observar como, al poco tiempo, vira de color hasta que se vuelve azul (prueba de soplar).

 

Precauciones

El Hay que evitar el contacto del dicromato potásico con la piel y, sobre todo, hay que tener gran cuidado en el manejo del ácido sulfúrico (la disolución sulfocrómica adquiere una temperatura considerable) y operar en el orden indicado. Naturalmente hay que evitar que la prueba de soplar se haga ingiriendo bebidas alcohólicas de graduación alta (si son de baja no sale).

Explicación científica

Se trata de una reacción de oxidación-reducción en la que el alcohol, en medio fuertemente ácido, reduce el Cr6+ naranja del dicromato a Cr3+ azul, oxidándose a aldehido

 

FUENTE: http://www.jpimentel.com/ciencias_experimentales/pagwebciencias/pagweb/la_ciencia_a_tu_alcance_II/quimica/Exp_qui_alcoholimetro.htm

¿Cómo funciona un extintor?

FUENTE: http://www.cientec.or.cr/ciencias/experimentos/quimica.html

Necesita:

Bicarbonato de sodio colocado

en una servilleta de papel

Un tapón de corcho perforado o plasticina

Una pajilla para beber

Una botella para agua pequeña (seca)

Vinagre

Un poco de hilo de coser

Montaje:

Ponga 4 cucharaditas de bicarbonato en la servilleta, cierre y amarre con un hilo en forma de bolsita (tiene que quedar bien sujeto). Introduzca 5 cucharadas de vinagre en la botella. Suspenda la bolsita de bicarbonato dentro de la botella de forma que cuelgue (con una parte del hilo fuera) y no toque el vinagre. Tome el corcho o plasticina y coloque la pajilla en la boca de la botella.

Funcionamiento:

Agite la botella, tapando con el dedo la pajilla y sujetando la botella al mismo tiempo, para mezclar el bicarbonato con el vinagre (sin destapar la pajilla). Quite el dedo y proyecte el gas que sale de la botella sobre una vela encendida.

¿Qué sucede?

La reacción química entre el bicarbonato (una base) y el vinagre (ácido débil) forma dióxido de carbono que llena el recipiente y sale por la pajilla. Como es más pesado que el aire, al enfrentar la vela encendida expulsa el oxígeno. Sin oxígeno la llama se apaga.

El método Científico [Repost]

Método científico , método de estudio sistemático de la naturaleza que incluye las técnicas de observación, reglas para el razonamiento y la predicción, ideas sobre la experimentación planificada y los modos de comunicar los resultados experimentales y teóricos.

La ciencia suele definirse por la forma de investigar más que por el objeto de investigación, de manera que los procesos científicos son esencialmente iguales en todas las ciencias de la naturaleza; por ello la comunidad científica está de acuerdo en cuanto al lenguaje en que se expresan los problemas científicos, la forma de recoger y analizar datos, el uso de un estilo propio de lógica y la utilización de teorías y modelos. Etapas como realizar observaciones y experimentos, formular hipótesis, extraer resultados y analizarlos e interpretarlos van a ser características de cualquier investigación.

Este proceso se lleva acabo en cinco pasos fundamentales:

1. OBSERVACION: Es el paso inicial de toda investigación; observar es fijar cuidadosamente la atención en un hecho cualquiera; las observaciones científicas son simplemente observaciones cuidadosas, que requieren de procedimientos especiales para que construyan un experimento. Siendo la observación y la experimentación las bases de la química, para nuestra materia es necesario aprender a observar científicamente.

La diferencia entre observación ordinaria y científica está en la forma y el fin con que se efectúa. Todo el mundo hace observaciones diariamente; pero las observaciones científicas se hacen cuidadosamente y con un fin determinado. Por ejemplo la observación de un cielo estrellado inspira un verso en el poeta, pero al científico le hace preguntarse la causa de esas luces, de sus movimientos, entre otras. Por otro lado, la observación científica no sólo es cuidadosa, sino también pretende explicar los hechos y para ello formula hipótesis.

2. PLANTEAMIENTO DE LA HIPOTESIS: La hipótesis es una suposición tentativa acerca de algo falso o verdadero, que trata de explicar los hechos y las causas de los cambios observados. La hipótesis es una explicación preliminar que se comprueba o rechaza en la siguiente etapa del método científico.

3. EXPERIMENTACIÓN: De la observación y de la hipótesis surgen los experimentos, mediante los cuales se produce o se provoca un cambio observado en la naturaleza. Experimentar, por tanto es reproducir o provocar un hecho cualquiera para comprobar la validez de la hipótesis con la que tratamos de explicarlo. Si el experimento puede repetirse siempre en las mismas condiciones que lo originaron y con los mismos resultados, la hipótesis que lo explica es verdadera.

4. FORMULACION DE LAS TEORIAS: Después de haber comprobado que los cambios se efectúan indeterminado orden, se formula una teoría que ha diferencia de la mera hipótesis, está basada en numerosos experimentos y es más general, es decir, explica con mayor número de fenómenos similares, algunas veces las teorías expuestas son tentativas, por lo que los científicos siempre están revelándolas y rectificándolas.

5. FORMULACION DE LA LEY: Las teorías pasan a ser leyes después de demostrarse en repetidas ocasiones que los cambios cuya explicación ofrecen siempre se verifican de la misma manera y en las mismas condiciones. Las leyes no son inmutables: cuando los investigadores avanzan en la ciencia descubriendo nuevos hechos, se modifica la ley establecida anteriormente.

La química es una disciplina cuyo objeto de estudio es la descripción de las propiedades de las sustancias y los intercambios de materia que se establecen entre ellas, denominados reacciones químicas. El origen de esta ciencia es bastante antiguo, y sus bases se fundan en lo que se conoció como alquimia, una mezcla de técnica y magia.

Los primeros filósofos griegos llegaron a la conclusión de que la Tierra estaba formada por unas cuantas sustancias básicas. Alrededor del año 430 a.C. Empédocles de Agrigento afirmó que tales elementos eran cuatro: tierra, aire, agua y fuego. Un siglo más tarde, Aristóteles supuso que el cielo constituía un quinto elemento, llamado éter. Los griegos creían que las sustancias de la Tierra estaban formadas por las distintas combinaciones de estos elementos. Asimismo, se planteaban la cuestión de si la materia podía ser dividida indefinidamente, o si al término de este proceso se llegaría a un punto en el que las partículas fuesen indivisibles. Fue entonces cuando el pensador Demócrito de Abdera dio a estas partículas el nombre de átomos (que significa no divisible). Llegó incluso a sugerir que algunas substancias estaban compuestas por diversos átomos o combinaciones de estos. También pensaba que una sustancia podía convertirse en otra al ordenar sus átomos de diferente manera.

El pensamiento alquímico de la antigua Grecia se basó en teorías y especulaciones y muy pocas veces en la experimentación. Muchos de los escritos griegos sobre la alquimia se conservaron y volvieron a despertar el interés por el estudio de esta disciplina durante la Edad Media.

Los alquimistas árabes se familiarizaron con una amplia gama de lo que actualmente llamamos reactivos químicos. Ellos creían que los metales eran cuerpos compuestos, formados por mercurio y azufre en diferentes proporciones, y que las reacciones químicas se explicaban en términos de cambios en las cantidades de esos principios dentro de las sustancias.

Los sucesores de los griegos en el estudio de las sustancias fueron los alquimistas medievales, quienes lograron conclusiones más razonables que los griegos, al conocer mejor los materiales sobre los que especulaban. Pero el avance científico fue limitado por el oscurantismo religioso que envolvía la época, y solo en el siglo VII reapareció con los árabes, quienes habían heredado los antiguos conocimientos de los egipcios y de la filosofía antigua griega a través de la escuela alejandrina, fundando la práctica de la alquimia, el antecedente de la química.

Durante el Renacimiento, todos los conocimientos químicos desarrollados durante la Edad Media comenzaron a ser vistos desde una perspectiva más científica, formándose las bases sobre las cuales se apoyaría la química moderna.
Fuentes y Referentes de Consulta:
Enciclopedia Escolar Icarito
Enciclopedia Microsoft Encarta

Experimentos de química para la escuela primaria

La presencia de cloro en el agua de la canilla

El objetivo de este experimento es mostrar a los alumnos de la escuela primaria, la presencia de cloro en el agua de la canilla.

El agua que usamos en nuestras casas, no debe contener microbios que puedan ser la causa de enfermedades muy peligrosas como por ejemplo diarreas, cólera, fiebre tifoidea. Para destruirlos, los químicos adicionan al agua pequeñas cantidades de gas cloro (que ellos mismos preparan en el laboratorio).

Para demostrar la presencia de cloro en el agua de la canilla, se utiliza una sustancia química, llamada reactivo del cloro u orto-tolidina Cuando esa sustancia se mezcla con el cloro, aparece una coloración amarilla o marrón dependiendo de la cantidad de esta última sustancia.

Si el agua de la canilla no da color con el reactivo del cloro, no deberá ser consumida porque podría contener microbios nocivos para la salud.

Material

  • 1 gradilla para tubos de ensayo.
  • Tubos de ensayo de 15 ml.
  • Solución de orto-tolidina en frasco gotero (que se puede conseguir en las casas que venden artículos para piscinas).
  • ” Agua de la canilla.
  • Agua Jane bien diluida (sabemos que contiene cloro).

Procedimiento

1) Poner en un tubo de ensayo, 3 c.c. de agua que sabemos que contiene cloro (p. ej. agua Jane bien diluida) y le agregamos 3 gotas del reactivo del cloro.
2) Poner en un tubo de ensayo 3 c.c. de agua de la canilla de la escuela y agregar 3 gotas del reactivo del cloro.

Los alumnos deberán ver la aparición de un color amarillo, que muestra la presencia del cloro, en el paso 1 y en el paso 2.

Se puede completar el experimento haciéndolo con agua de diferente procedencia (p. ej. agua destilada, agua mineral, agua de aljibe).

Este experimento puede llevar a los niños a hacer muchísimas preguntas, lo que confirmaría la teoría de que las clases experimentales, ya mismo en la escuela primaria, llevan al entusiasmo y pueden ser catalizadoras de futuras vocaciones.

Conclusiones

  • Los microbios pueden causar enfermedades.
  • El agua que tomamos no debe estar contaminada con microbios nocivos para la salud.
  • Para evitar enfermedades es necesario agregar al agua de la canilla, después de purificada, cantidades pequeñas de una sustancia capaz de matarlos: el cloro.

Algunos conceptos introducidos

  • REACTIVO QUÍMICO (reactivo de una sustancia, es otra sustancia que en contacto con ella, produce un cambio. Este cambio puede ser de color, liberación de un gas, aparición de un precipitado, etc.). En nuestro caso el reactivo del cloro es la orto-tolidina con la que da una coloración amarilla o marrón.
  • MICROBIOS.
  • UNIDADES DE PURIFICACIÓN DEL AGUA PARA CONSUMO HUMANO.
  • SUSTANCIA CAPAZ DE MATAR MICROBIOS: EL CLORO.
  • IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA EN LA SALUD PÚBLICA.

La presencia de un gas que apaga el fuego (anhídrido carbónico)

El objetivo de este experimento es mostrar a los alumnos de la escuela primaria, la presencia de un gas que apaga el fuego (el anhídrido carbónico), analizando varias fuentes del mismo.

Material

  • 1 botella de cualquier bebida gasificada, sin abrir.
  • Fósforos.
  • Bicarbonato de sodio (comprado en la farmacia).
  • 1 comprimido de antiácido estomacal efervescente (Sonrisal, Alka-Seltzer, etc.).
  • 1 botella de agua mineral sin gas, cerrada.

Procedimiento

PARTE 1
1) Abrir una botella de bebida con gas.
2) Acercar un fósforo encendido al pico de la botella y observar que el fósforo se apaga.
3) Repetir los pasos 1 y 2 con otra bebida, también gasificada ( puede ser con agua mineral con gas).
4) Repetir los pasos 1 y 2 con agua mineral sin gas y observar que el fósforo no se apaga.
5) Colocar un comprimido de antiácido en un vaso con agua y repetir el paso 2. Observar que el fósforo se apaga.

PARTE 2
Preparación del anhídrido carbónico (ver fig. 1).
En un recipiente de boca ancha, colocar 2 cucharaditas (de las de café), de bicarbonato de sodio. Dentro de este recipiente, colocar otro más chico lleno de vinagre. Inclinar el recipiente mayor para que el vinagre, al volcarse, actúe sobre el bicarbonato.
Observaremos el desprendimiento de un gas.
Repitiendo el 2.° paso, veremos que también el fósforo se apaga.

FIGURA 1

Durante la realización y después de este experimento, los niños demostraron su interés con la formulación de muchísimas preguntas.

OBS.: Puede conducirse al alumnado para hablar de los diferentes tipos de extintores que existen, ya que es muy común el uso de extintores que contienen bicarbonato de sodio como sustancia que apaga el fuego.

Conclusiones

  • Existe un gas capaz de apagar el fuego.
  • Se encuentra presente en los refrigerantes gasificados, en los antiácidos, en la descomposición del bicarbonato de sodio, en los extintores.
  • Ese gas se llama anhídrido carbónico.

Algunos conceptos introducidos

  • Reacción química
  • Formación de un gas.
  • Extinción de la llama por el anhídrido carbónico.

¿Qué sucede cuando calentamos continuamente el agua contenida en un recipiente? (Punto de ebullición del agua) (Sería, por ejemplo, cuando calentamos agua en una caldera)

El objetivo de esta práctica será descubrir el punto de ebullición del agua.

Hipótesis de trabajo

a) La temperatura aumenta continuamente.
b) La temperatura llega a un cierto valor y de ese valor no cambia por más que continuemos calentando.

Un grupo de alumnos opina que la temperatura aumentará continuamente. Otro grupo opina que la temperatura llegará a un cierto valor y que ese valor no cambiará, por más que continuemos calentando. ¿Vamos a ver lo que se observa al realizar el calentamiento?

Material

  • Recipiente transparente de 600 ml para calentar el agua, resistente a la temperatura (p. ej. un vaso de Bohemia).
  • Calentador eléctrico de 220 V y 900 W (como fuente calorífica) .
  • 1 termómetro de alcohol graduado hasta 110º C.
  • 1 cronómetro para medir el tiempo.
  • Plato de vidrio Pyrex para tapar el vaso de Bohemia.

Procedimiento

PARTE 1
1) Colocar dentro del vaso de Bohemia 250 ml de agua de la canilla.
2) Colocar el calentador eléctrico DENTRO DEL AGUA (no enchufarlo todavía).
3) Colocar el termómetro DENTRO DEL AGUA y medir la temperatura inicial.
4) Enchufar el calentador eléctrico a 110 V para evitar ebullición violenta y colocar la tapa de vidrio sobre el recipiente.
5) Medir la temperatura minuto a minuto y anotarla durante 15 minutos.
Ir llenando la planilla siguiente:

6) Hacer un gráfico con los valores obtenidos:

De acuerdo con el gráfico obtenido, se verá que habrá una temperatura que permanece constante aunque continuemos calentando el agua.
En el momento que la temperatura empieza a quedar constante notaremos que el agua empieza a hervir.

PARTE 2: Repetir la experiencia con 200 ml de agua
Anotar las temperaturas a cada minuto, durante 15 minutos.

Hacer otro gráfico con los valores obtenidos y comparar los resultados.

Conclusiones

  • La temperatura que permanece constante en los dos gráficos es la misma: 100º C y se denomina: PUNTO DE EBULLICIÓN DEL AGUA.
  • El punto de ebullición del agua NO DEPENDE de la cantidad empleada para hacer el experimento.

OBS: Si en lugar de agua utilizamos otro líquido puro, vamos a encontrar otro valor de la temperatura de ebullición.

Algunos conceptos introducidos

  • Temperatura.
  • Termómetro.
  • Vaporización de un líquido.
  • Temperatura de ebullición de un líquido.
  • Cambio de estado.
  • Construcción de un gráfico.

Para repetir este experimento en el nivel de primaria NO UTILIZAR NUNCA FUEGO, NI LÍQUIDOS INFLAMABLES.

Bibliografía

COCH, J. A.; GIOIA de COCH, M. N., y COCH, C. A. (2005): “Experimentos para despertar el interés de los alumnos de la escuela por las ciencias naturales”, en http://www.geocities.com/mariagioia_2005.