Jardín químico

Aquí podemos observar la finalización de la experiencia sobre el Jardín Químico. En las primeras dos imágenes vemos la experiencia recién finalizada, y en las últimas dos fotos podemos observar lo que sucedió luego de aproximadamente una semana.

Un jardín químico es una especie de bosque que se forma cuando se añaden ciertas sales en estado sólido (sulfato de cobre, cloruro de colbalto (II)…) a una disolución acuosa de silicato sódico. Johann Rudolf Glauber (el científico que da nombre a la sal de Glauber o sulfato sódico) fue la primera persona que consta que observó un jardín químico. Los jardines químicos se forman por una combinación de mecanismos de convección forzada debido a ósmosis y de convección libre, por flotabilidad. Su fundamento radica en la insolubilidad en agua de la mayoría de los silicatos de metales de transición; de su belleza es responsable en gran parte el hecho de que estos silicatos son coloreados. 

Estequiometría

La estequiometría se encarga del estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen  en una reacción química.

El estudio de las proporciones que existen entre las distintas sustancias que intervienen en las reacciones químicas, ésta nos permite calcular las cantidades de sustancias que reaccionan y/o se producen.

REACTIVO LIMITANTE:

El reactivo limitante es el reactivo que se encuentra en menor proporción respecto de la relación estequiométrica.

REACTIVO EN EXCESO:

El reactivo en exceso es el que permanece al finalizar la reacción. La cantidad de producto va a depender del reactivo limitante.

Hermosas reacciones químicas y balancear ecuaciones química

Aquí se encuentran diversas actividades trabajadas los días 17/03 y 25/03:

• 17/03: Actividades trabajadas con un video llamado "Beautiful Chemical Reactions"

Algunas de las reacciones observadas en el video fueron:

1. Desplazamiento de metal:

Zn + CuSO₄ → Cu + ZnSO₄

Zn + Pb(NO₃)_{2 →} Pb + Zn(NO₃)₂ (árboles de plomo)

     2. Precipitación:

AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃

2AgNO₃ + Na₂S₂O₃ → Ag₂S₂O₃ + 2NaNO₃

 

2CuSO₄ + 2NaOH → Cu₂(OH)₂SO₄ + Na₂SO₄

     3. Jardín químico:

COCl_{2 en} Na₂SiO₃ de solución

FeCl_{3 en} Na₂SiO₃ de solución

    4. Cristalización:

CuSO₄ cristalización

    5. Cambio de color:

Flor Torenia fournieri en NaOH de solución

    06. Burbujeo:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂ (con cáscara de huevo)

4H₂O + 4e- → 4OH- + 2H₂ (izquierda: reacción del cátodo)

4OH- → 2H₂O + 4e- + O₂ (derecha: reacción del ánodo)

    7. Gotas fluorescentes:

    8. Humo:

Hollín de vela

Incienso encendido:

• 25/03: Actividades realizadas con la guía, para poder efectuar las consignas, que se utiliza el simulador.

Experiencia número uno, en el laboratorio

Lo que hicimos en el laboratorio fue comprobar la Ley de Lavoisier.

Nuestro análisis de esta experiencia experiencia fue la siguiente:

Al agregarle el trozo de cinc a la solución de sulfato de cobre, éste reaccionó y se comenzó a deshacer en cinc, es decir, se comenzó a oxidar, y acompañado a esto, se produjo un leve aumento de la temperatura.

Al deshacerse el cinc, se comenzó a asentar en el fondo y se produjo un mínimo burbujeo. También se produjo cambio de color mientras ocurrió esto.

Esta solución, debió permanecer cerrada con un tapón, ya que se produjo la evaporación.

El sulfato de cobre comenzó a tornarse un tono más claro. También la masa de la sustancia resultó alterada durante la reacción. En un principio, el tubo de ensayo con tapón y el sulfato de cobre, poseían una masa de 28,5 g, pero luego, cuando se agregó el cinc, tuvo una masa de 30,5 g. Pasado unos minutos, cuando el proceso se concretó, poseía una masa de 30,5 g; y esto se debe a que la cantidad de materia se conserva.


En este video se puede observar como se llevó a cabo: