AGUA FURIOSA 

Experimentos Caseros 

Globitos mágicos

Globitos mágicos 

Indagando ... 

El hielo seco fue descubierto no inventado –el nombre fue patentado por la primera compañía que lo distribuyó comercilamente en 1925-. Hielo seco es el nombre genérico para el dióxido de carbono, CO2, en estado sólido, enfriado a −109.3 °F o −79.5 °C. El dióxido de carbono sólido o hielo seco tiene la propiedad de sublimarse o pasar directamente del estado sólido al estado gaseoso. Los vapores del hielo seco se usan para crear efectos especiales y excitantes.

¿Qué vamos a hacer? 

Inflaremos globitos de piñata con bióxido de carbono. Compararemos con otros globitos inflados con aire.

 Materiales ‰

•  Hielo seco, CO2 (s) 
•  Globos de piñata 
• ‰ Embudo 
• ‰ Cuerda 33

 Procedimiento 

‰ Adiciona suficientes pedazos de hielo seco a un globo de piñata utilizando un embudo. Recuerda usar guantes ‰ Si lo deseas puedes añade un poco de agua caliente ‰ Amarrar el globito con la cuerda y observa cómo empieza a inflarse por sí solo ‰ Inflar otro globito con aire y comparar con el que fue inflado con CO2

¿Qué pasó?

 El hielo seco se sublima y lo hace más rápidamente si se mezcla con agua caliente. Los vapores que se forman ejercen la suficiente presión para inflar el globo y aún hacerlo estallar. PRECAUCIÓN: Nunca se debe realizar este experimento dentro de una botella de vidrio o de otro material rígido porque puede explotar.

Ambientador mágico

Ambientador mágico 

Indagando ...

 Muchos sólidos pasan directamente al estado gaseoso sin convertirse en líquidos. Esta propiedad se denomina sublimación y se usa para fabricar ambientadores. Los ambientadores sólidos contienen uno o varios componentes que subliman fácilmente, es decir tienen una alta presión de vapor en la fase sólida, por lo que pasan fácilmente de esta fase a la fase de vapor sin pasar por la fase líquida.

 ¿Qué vamos a hacer?

 Provocaremos la sublimación de un ambientador y de otros sólidos que también tienen la propiedad de sublimarse.

 Materiales

•  ‰ Ambientador sólido ‰
•  Hielo en cubos ‰
•  Beaker de 400 mL, 250 mL y 100 mL ‰ 
• Base de un recipiente plástico grande
•  ‰ Parrilla o mechero ‰
•  Termómetro 30 

Procedimiento ‰

 Calienta unos 350 mL de agua en un beaker de 400 mL u otro recipiente apropiado hasta 50 °C ‰ Añade varios cubitos de hielo al beaker de 100 mL hasta aproximadamente los 2/3 de su capacidad ‰ Adiciona varios trocitos del ambientador al beaker de 150 mL y a continuación introduce el beaker del paso anterior teniendo la precaución de que no vaya a tocar el fondo, ni que caiga hielo dentro del beaker de mayor tamaño ‰ Vertir agua caliente dentro del recipiente de plástico y ajustar la temperatura a 45 °C, seguidamente introduce en este recipiente el conjunto del paso anterior. Observa lo que sucede 31

¿Qué pasó?

 El baño de agua caliente causó que el ambientador se sublimara y posteriormente el baño de hielo hizo que el vapor se condensara de nuevo regenerando el ambientador sólido. Una sustancia se sublima porque las fuerzas intermoleculares en el estado sólido son débiles, facilitando que las moléculas escapen a la atmósfera a temperaturas relativamente bajas, como es el caso del alcanfor, el naftaleno o el paradiclorobenceno

Cohete mágico

Cohete mágico 

Indagando ...

 El hielo seco fue descubierto no inventado –el nombre fue patentado por la primera compañía que lo distribuyó comercialmente en 1925-. Hielo seco es el nombre genérico para el dióxido de carbono, CO2, en estado sólido, enfriado a −109.3 °F o −79.5 °C. El dióxido de carbono sólido o hielo seco tiene la propiedad de sublimarse o pasar directamente del estado sólido al estado gaseoso. Los vapores del hielo seco se usan para crear efectos especiales y excitantes.

¿Qué vamos a hacer?

 Construíremos un cohete y usaremos hielo seco como combustible mágico para hacerlo girar.

Materiales 

• ‰ Hielo seco, CO2 (s) ‰
•  Agua caliente
•  ‰ Tarrito plástico para película fotográfica ‰
•  Cordel 27 ‰
•  Alfiler o aguja grande

 Procedimiento

 ‰ Utilizar el alfiler para hacer dos agujeros en lados opuestos del tarrito plástico, cerca del fondo. Los agujeros no deben estar alineados con el centro ‰ Atar el cordel a la parte superior del tarrito como se muestra en la figura ‰ Coloca un pedazo pequeño de hielo seco dentro del tarrito, añade rápidamente agua caliente y tapa. PRECAUCIÓN: El hielo seco puede causar severas quemaduras. Manipularlo con guantes ‰ Sostener el tarrito con el cordel y observa qué pasa

 ¿Qué pasó?

 El hielo seco se sublima rápidamente al contacto con el agua caliente. Los vapores salen por ambos agujeros y causan un movimiento de rotación en el tarrito plástico

Crispetas que hacen “pop”

Crispetas que hacen “pop” 

Indagando ... 

Cuando tomamos un grano de maiz pira y lo comparamos con un grano de maíz corriente, notamos que el primero es más redondo y duro. Estas características son esenciales para que se formen las crispetas.

 ¿Qué vamos a hacer? 

Determinaremos por qué el maíz pira explota cuando se forman las crispetas y estableceremos las diferencias entre el maíz pira y el maíz corriente.

 Materiales 

• ‰ Maíz pira y maíz corriente 
• ‰ Erlenmeyer de 250 mL ‰ 
• Mechero o parrilla ‰
•  Pinza para crisol o un papel doblado de manera especial
•  ‰ Balanza con lectura mínima de 0.01 g
•  ‰ Un alfiler o una aguja
•  ‰ Aceite de cocina 23 

Procedimiento ‰

 Examina un grano de maíz pira y un grano de maíz corriente. Registra el mayor número de diferencias y similitudes. ‰ Selecciona dos muestras de maíz pira, cada una de 10 granos y determina su masa. Calcular la masa promedio de cada grano ‰ Cubre el fondo del erlenmeyer con una fina capa de aceite de cocina (no excederse en la cantidad de aceite). Coloca la muestra de maíz pira en el recipiente (10 granos ) y calienta suavemente. ‰ Sujeta el erlenmeyer con una pinza para crisol o un papel especialmente doblado y agita el recipiente. Continuar calentando suavemente hasta que los granos exploten y crezcan 24 ‰ Determina la masa de las crispetas y la masa promedio de un grano de crispeta. ‰ Tratar la segunda muestra de la misma manera, sólo que previamente tener la precaución de pinchar (agujerear) cada grano con un alfiler o una aguja, de manera que penetre la cáscara.

 ¿Qué pasó?

 Los granos de maíz han crecido, han cambiado de color, han perdido masa y han explotado produciendo crispetas o “palomitas de maíz“. Cuando los granos se calientan pierden masa debido a la pérdida del contenido de agua. Dicha pérdida representa el agua que ha escapado “explosivamente“ del grano como vapor de agua: H2O (l) → H2O (g) Los granos de maíz se motean (producen una mota blanca) cuando trillones de moléculas de agua salen fuera del grano y revientan a través de la cáscara de la semilla.

Hervir agua en un vaso de papel

Hervir agua en un vaso de papel 

Indagando ... 

Cuando el agua se calienta comienza a evaporarse rápidamente hasta llegar a un punto donde se inicia la ebullición.

 ¿Qué vamos a hacer?

 ¡Usaremos un vaso de papel o un globo de piñata para calienta agua sin que estos recipientes sufran daño alguno!

 Materiales

•  ‰ Vela o un mechero 
•  Soporte metálico 
• ‰ Aro metálico ‰ 
• Vasos de papel o globos de caucho 20 

Procedimiento

 ‰ Selecciona un vaso de papel o un globo de piñata ‰ Coloca el vaso de papel dentro de un aro unido a un soporte ‰ Adiciona agua al vaso o llena el globo con agua y átalo al aro o a una pinza ‰ Calienta suavemente el vaso con su contenido empleando una vela o un mechero con la llama adecuada y teniendo la precaución de no quemarse ‰ Continuar el calentamiento. ¿Se puede lograr que el agua ebulla? ‰ Remueve la fuente de calentamiento y permite que el agua se enfríe

¿Qué pasó?

 El agua absorbe la energía calorífica antes que el papel, y la temperatura del vaso no aumenta por encima de la temperatura del agua. El agua es un líquido con una gran capacidad de absorber calor antes que ella misma se caliente, gracias a la estructura y ordenamiento de sus moléculas. Se sabe que las moléculas de agua en los estados sólido y líquido están unidas por enlaces de

El diablillo de Descartes

El diablillo de Descartes 

Indagando ...

 Cuando en un sistema existen dos regiones cuyas presiones son diferentes, entonces la materia se mueve desde la zona de mayor presión hacia la zona de presión más baja, hasta que se alcance un estado de equilibrio.

 ¿Qué vamos a hacer?

 Modificaremos la presión sobre un objeto sumergido en un líquido y haremos que se desplace en la dirección que deseemos. Este experimento involucra varios conceptos, unos dependientes de otros, que ayudan a ilustrar varias leyes físicas tales como la ley de Boyle, el principio de Pascal, el principio de Le Chatelier, la densidad y el principio de flotabilidad.

 Materiales ‰

•  Botella de 1.5 L a 2.5 L 
• ‰ Jeringa plástica de 20 cm3 ‰
•  Manguera plástica de 3 mm de diámetro interno, 30 cm ‰ 
• Trozo de varilla hueca de 3 mm de diámetro externo, 5 cm ‰ 
• Tapón de caucho horadado para botella plástica ‰
•  Frasco pequeño o un gotero plástico 17 

Procedimiento

 ‰ Llena la botella con agua hasta el borde ‰ Adiciona agua al frasquito hasta 1/3 de su capacidad ‰ Tapa con el índice o el pulgar e introduce el frasquito invertido dentro de la botella de manera que justamente flote. En el caso de que se vaya al fondo, debe reducirse en menos de 1/3 la cantidad de agua ‰ Posiciona el émbolo de la jeringa aproximadamente a la mitad de su recorrido ‰ Tapa la botella como muestra la figura ‰ Presiona ligeramente el émbolo y observa lo que ocurre. Puede suceder que al soltar el émbolo el frasquito no regrese a su posición inicial, en tal caso saca el émbolo un poco ‰ Repite la operación las veces que desees 18

 ¿Qué pasó?

 Inicialmente el sistema jeringa-botella–diablillo se encuentra a la presión atmosférica y en equilibrio. Al presiona levemente el émbolo, la presión interna aumenta y como consecuencia de lo anterior el diablillo desciende quedando en el fondo o en una posición intermedia. Si el émbolo no se desplaza más, se alcanza una nueva situación de equilibrio (principio de Le Chatelier). A medida que el diablillo desciende, el nivel del agua dentro de éste aumenta y, por consiguiente, la masa del tubo mas su contenido aumenta con lo cual su densidad llega a ser mayor que la densidad del líquido y por eso se hunde, lo cual implica que la flotabilidad disminuye. Pudo notarse al comienzo del experimento que dentro del tubito además de agua hay aire en la parte superior, el cual tiene una masa constante, ocupa un volumen a una determinada temperatura y se encuentra a la presión atmosférica. Al presiona el émbolo, la cantidad de aire permanece constante igual que su temperatura, pero su volumen y su presión cambian, de modo que se ha establecido una relación que muestra que a mayor presión del gas menor es su volumen, cuando la temperatura es constante (ley de Boyle).

El oscilador salino

El oscilador salino

Indagando ...

 Cuando una solución concentrada de cloruro de sodio dentro de una jeringa se pone en contacto con agua pura, la solución comienza a fluir hacia el agua y después de un periodo de tiempo el fenómeno se invierte, es decir empieza a fluir agua hacia la solución salina dentro de la jeringa. Estos ciclos se repiten periódicamente de una manera autorregulada y rítmica.

¿Qué vamos a hacer? 

Observaremos las oscilaciones periódicas debidas al flujo de la solución salina hacia el agua pura y de ésta hacia la solución salina.

Materiales 

• ‰ Jeringa plástica de 60 o 100 cm3, con aguja larga
•  ‰ Probeta grande o un recipiente cilíndrico (sirve la sección recta de un envase de gaseosa de 1.65 L) ‰ 
• Soporte metálico ‰
•  Pinza para condensador, con nuez 
• ‰ Soluciones de cloruro de sodio, NaCl 5.5 M y 3.5 M 14
•  Procedimiento
•  ‰ Prepara 200 mL de NaCl 5.5 M (disuelve 64.0 g de sal de cocina en agua y completa hasta un volumen de 200 mL) ‰ Prepara 200 mL de NaCl 3.5 M (disuelve 35.5 gramos de sal de cocina en agua y completa hasta un volumen de 200 mL) ‰ Llena hasta el borde la probeta o el recipiente con agua ‰ Posiciona la jeringa dentro del recipiente como se muestra en la figura ‰ Llena rápidamente la jeringa con la solución salina 5.5 M ‰ Observa qué sucede ‰ Repite el procedimiento empleando la solución de NaCl 3.5 M 15 

¿Qué pasó? 

Los sistemas oscilatorios son complejos y obedecen a situaciones alejadas del equilibrio. Aunque en el presente experimento el sistema es muy simple y sólo consta de dos componentes, su explicación no es tan sencilla ya que pertenece al campo de la termodinámica no lineal de los fenómenos caóticos. Una explicación sencilla es aquella en la que se considera que el sistema solución salina-agua inicialmente está muy lejos del equilibrio y para llegar a él se requiere que la solución concentrada de cloruro de sodio se mezcle íntimamente con el agua pura del recipiente. Este proceso se lleva a efecto de una manera autónoma, autoregulada y divertida a los ojos del experimentador, hasta que el movimiento llega a su final cuando el sistema logra su equilibrio y cesan las oscilaciones.

Los gases son unos “pesados”

Los gases son unos “pesados” 

Indagando ...

Todo gas tiene masa y ocupa un determinado volumen. El cociente entre la masa y el volumen de una sustancia pura se denomina densidad. Por regla general, la densidad de los gases a 0 °C y 1 atm (condiciones normales), es menor que la de los sólidos y la de los líquidos.

¿Qué vamos a hacer?

 Estudiaremos la reacción que se lleva a cabo en el estómago cuando se ingiere un antiácido. Haremos reaccionar una pastilla de antiácido con agua y recogeremos el gas carbónico producido para determina su masa y su volumen. Con estos datos calcularemos la densidad del gas.

Materiales 

• ‰ Tableta de antiácido, Alka-Seltzer ® ‰
• Tubo de ensayo de 18 × 150 mm ‰ 
• Manguera delgada de 45 cm ‰ 
• Trozo de varilla de vidrio hueca de 5 cm ‰
•  Tapón de caucho para tubo de ensayo, con un orificio 
• ‰ Botella de plástico de 250 mL C 11
•  ‰ Cubeta o recipiente de plástico 
• ‰ Cilindro graduado de 100 mL ‰ 
• Vaso de icopor de 10 onzas
•  ‰ Balanza sensible de 0.1 g a 0.01 g

 Procedimiento ‰ 

Pesa la tableta de antiácido y un tubo de ensayo con 10 mL de agua utilizando el vaso de icopor ‰ Posiciona el tubo de ensayo empleando una pinza con nuez y un soporte como se muestra en la figura ‰ Llena completamente con agua una botella de plástico transparente e inviértela, tapándola con el dedo pulgar o la palma de la mano, en una cubeta ‰ Introduce el extremo libre de la manguera dentro de la botella invertida ‰ Adiciona el antiácido, en trozos, dentro del tubo con agua y tápalo rápidamente 12 ‰ Cuando haya cesado la producción de gas, marca con una cinta el nivel del agua dentro de la botella invertida y retira el tapón del tubo de ensayo ‰ Pesa nuevamente el tubo de ensayo, con su contenido y sin el tapón ‰ Retira la botella invertida de la cubeta y mide el volumen hasta la marca empleando una probeta ‰ Determina la masa del gas recogido y su densidad a las condiciones del laboratorio

 ¿Qué pasó?

 Un antiácido es una mezcla sólida de una base (bicarbonato de sodio), un ácido (ácido cítrico) y un analgésico, aspirina (ácido acetilsalicilico). Cuando esta mezcla de sustancias entra en contacto con el agua, reacciona para producir dióxido de carbono, citrato de sodio y acetilsalicilato de sodio en solución acuosa: NaHCO3 (s) + H3C5H5O7 (s) → H2O (l) + CO2 (g) + NaH2C6H5O7 (ac) ácido cítrico citrato de sodio El bicarbonato también reacciona con el exceso de ácido estomacal para reducir la acidez. Las burbujas de dióxido de carbono demuestran que algo está ocurriendo, que se está produciendo una reacción química. Estas burbujas de gas carbónico también ayudan a remover los otros gases atrapados en el estómago y a procurar su liberación.

COCA-COLA

COCA-COLA

Indagando ... 

Se sabe que una gaseosa contiene cierta cantidad de gas a una presión mayor que la presión atmosférica. Si se aumenta la temperatura, la cantidad de gas disuelto disminuye.

 ¿Qué vamos a hacer?

Recogeremos e identificaremos el dióxido de carbono disuelto en una gaseosa y comprobaremos sus propiedades ácidas.

Materiales

•  ‰ Plastilina 
• ‰ Solución de agua de cal (solución saturada de hidróxido de calcio) 
• ‰ Solución alcalina con indicador
•  ‰ Coca-Cola pequeña, helada ‰ 
• Azúcar ‰ 
• Botella de gaseosa de 1 L, vacía ‰ 
• Cubeta o recipiente de plástico ‰
•  Cinta de enmascarar 8
•  ‰ Dos recipientes de plástico pequeños (se pueden obtener recortando la parte inferior de una botellita de agua mineral) 
•  Espátula de madera
• ‰ Manguera plástica delgada de 45 cm                     

Procedimiento

Llena con agua la botella plástica de un litro e inviértela en la cubeta ‰ Coloca plastilina en un extremo de la manguera y el extremo libre introdúcelo dentro de la botella invertida ‰ Destapa la gaseosa, adiciona una pequeña cantidad de azúcar e inmediatamente coloca el extremo de la manguera con la plastilina como se muestra en la figura ‰ Observa el desprendimiento de gas y su acumulación en la botella invertida ‰ Cuando la producción de gas sea lenta, marca con la cinta de enmascarar en el punto que delimita el volumen de gas recogido y, sin sacar la botella invertida, introduce el otro extremo de la manguera dentro del recipiente con solución de agua de cal. Observa qué ocurre ‰ Retira de la solución de cal el extremo libre de la manguera e introdúcelo en la solución alcalina . Observa qué sucede ‰ Retira la botella de la cubeta y llénala con agua hasta el punto marcado con la cinta. Mide el volumen de agua utilizando una probeta 9 

¿Qué pasó? 

El dióxido de carbono disuelto en la gaseosa reacciona con el agua de cal para dar carbonato de calcio, reacción característica para identificar el CO2: Ca(OH)2 (ac) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (l) En la segunda parte del experimento se tiene una solución básica de color rosado debido a que contiene un indicador (fenolftaleína). Esta solución se torna incolora cuando el dióxido de carbono entra en contacto con ella, indicando que el gas tiene la capacidad de neutralizarla. El cambio de color corrobora el carácter ácido del gas. 

ROPA DE PROTECCION

Ropa de Protección 

1. Bata de Laboratorio: 

La bata de laboratorio está diseñada para proteger la ropa y la piel de las sustancias químicas que pueden derramarse o producir salpicaduras.  Debe llevarse siempre abrochada y cubrir hasta debajo de la rodilla  Existen diferentes tipos de batas de laboratorio recomendables para distintos tipos de protección: Algodón - protege frente a objetos "volantes", esquinas agudas o rugosas y es un buen retardante del fuego. Lana - protege de salpicaduras o materiales triturados, pequeñas cantidades de ácido y pequeñas llamas. 

2. Protección de las manos: 

Es una buena idea adquirir el hábito se usar guantes protectores en el laboratorio. Además de actuar como barrera entre las manos y los materiales peligrosos, algunos guantes pueden absorber también la transpiración y proteger las manos del calor. Cierto tipo de guantes se puede disolver en contacto con disolventes, por lo que es importante tener un cuidado extremo en seleccionar el guante protector que se adapte a la naturaleza del trabajo a realizar.

3 Tipos de Guantes: 

Los guantes deben seleccionarse en función del material que se vaya a manipular y el riesgo particular que conlleve.  Plástico - protege frente a sustancias corrosivas suaves y sustancias irritantes.  Látex - proporciona una protección ligera frente a sustancias irritantes (algunas personas pueden tener una reacción alérgica al látex que puede acabar en un problema médico). Caucho Natural - protege frente a sustancias corrosivas suaves y descargas eléctricas. Neopreno - para trabajar con disolventes, aceites, o sustancias ligeramente corrosivas. Algodón - absorbe la transpiración, mantiene limpios los objetos que se manejan, retarda el fuego. Amianto - aislante o resistente al calor.  (NOTA: Este material debería etiquetarse con el signo de precaución adecuado ya que es un conocido carcinógeno). Zetex - cuando se manipulan pequeños objetos muy calientes. Este material es un buen sustituto del amianto en los guantes.

4 Cómo se deben quitar y tirar los guantes

Se debe tener mucho cuidado al quitarse los guantes de las manos.La forma correcta de hacerlo es tirar desde la muñeca hacia los dedos, teniendo cuidado de que la parte exterior del guante no toque la piel.  Los guantes desechables deben tirarse en los contenedores designados al efecto.