jueves, 14 de agosto de 2014

Último vídeo de la Temporada 1

¡¡Hola a todos!!

En pleno mes de Agosto os anunciamos el final de la Primera Temporada de CLUSTER. Último vídeo de la Temporada. Hemos visto un montón de experimentos, desde reactivo limitante, isótopos, poliuretano, migración de iones, fluorescencia, equilibrio químico, y otros más. Es moemnto de tomarse un pequeño descanso para comenzar con mas ganas que nunca la segunda temporada, que intentaré que sea mejor que la primera. Anunciaros también que la primera temporada ha ganado un premio, el primer premio Ex-Aequo de cortos científicos de Ciencia en Acción, podéis ver el enlace aquí.

Os dejo el vídeo, que incluye algunos fragmentos de lo que será la Segunda Temporada, espero que os guste:


Os comento también que hemos abierto una página web, todavía en construcción, donde encontrareis todos los experimentos de la primera temporada de CLUSTER, y todos los experimentos del blog clasificados por categorías. 


Su dirección web es: www.clusterdivulgacioncientifica.com

Encontrareis el enlace a la web siempre en la columna de la derecha del blog.



Un saludo bien grande, y nos vemos en Septiembre...BUENAS VACACIONES, para quien las tenga...

Sergio


viernes, 8 de agosto de 2014

Equilibrio químico parte 2

Ya entrados en Agosto, respondemos a la pregunta que realizamos a mediados de Julio sobre el experimento propuesto de equilibrio. 

En el vídeo, que os dejo mas abajo podemos ver la ejecución del experimento, que está detallada en el artículo anterior. Lo que se puede observar es que una vez instaurado el equilibrio, y teniendo la botella cerrada, si añadimos mas CO2 a través del cartucho , las burbujas desaparecen. Si apretamos la válvula de bicicleta, dejando que se libere el CO2 gas que se encuentra retenido, vuelven a aparecer las burbujas...



¿Como se puede explicar este fenómeno?

Pues como ya os debéis estar imaginando, se trata de un equilibrio, y de un experimento de desplazamiento de equilibrio, que viene explicado por el PRINCIPIO DE LE CHATELIER.


El principio de Le Chatelier nos dice que si existe una modificación en un estado de equilibrio, éste de desplazará para neutralizar el cambio realizado. Si tenemos la reacción de la que estamos hablando, que es de dióxido de carbono disuelto (acuoso) a dióxido de carbono libre (gas),


Si aumentamos la cantidad de CO2 (g), el equilibrio por el principio de Le Chatelier se desplazará para contrarrestar el cambio, y por tanto eliminando parte del CO2 (g), formando mas CO2 (ac). Si por el contrario quitamos CO2 (g), el equilibrio se desplazará formando mas CO(g), hasta llegar a otro estado de equilibrio donde las concentraciones queden constantes.

Una observación es que las concentraciones en el equilibrio son constantes pero no quiere decir que sean las mismas, la cantidad de CO2(g) no es la misma que de CO2 (ac). También hay que decir que aunque las concentraciones sean constantes en el equilibrio, la reacción no se para, continua en ambos sentidos con iguales velocidades.

Os dejo con el vídeo:


¡¡Espero que os haya gustado, dejadme vuestras opiniones sobre el artículo o el vídeo!!

Saludos

Sergio



martes, 15 de julio de 2014

Equilibrio químico parte 1

Aunque en este blog hemos hablado numerosas veces sobre el equilibrio químico (equilibrio químico, desplazando equilibrios y efecto del ión común) , y hemos realizado bastantes experimentos os queremos proponer uno mas, y esta vez explicado en vídeo con animaciones 3D. Hablaremos de un equilibrio químico algo particular: EQUILIBRIO QUÍMICO DEL CO2.

Para poder realizar este experimento tan curioso vamos a necesitar diferentes materiales, todos fácilmente asequibles (caseros). En primer lugar una botella de Coca-cola vacía. Puede ser de cualquier otra marca, pero si una botella de bebida carbonatada, capaz de aguantar presiones importantes (una botella de Aquarius no funcionaría). Hay que decir que funciona mejor el experimento si la botella es pequeña. 

Tendremos que "tunear" la botella. Colocaremos una válvula de bicicleta en el tapón de la botella. Utilizaremos la válvula de una rueda, y recortaremos una cuadrado. A continuación haremos un agujero en el tapón e introduciremos la válvula a través del tapón. 



Para que no entre ni salga ningún gas deberemos fijar perfectamente la válvula al tapón con Araldit, u otro adhesivo epoxi. Dejaremos 24 horas en reposo para que se seque totalmente la cola.


También necesitaremos cartuchos de CO2, se pueden encontrar también en Decathlon u otro establecimiento especializado en deporte. Estos cartuchos se utilizan para rellenar rápidamente una rueda de bicicleta, y se venden con el dosificador incorporado. 


Utilizaremos conchas de mar, como base de carbonato que generará el dióxido de carbono (también se pueden utilizar rocas calcarías e incluso algún hueso de animal), que se introducirán dentro de la botella. Añadiremos agua y algo de ácido clorhídrico para empezar la reacción.

A partir de aquí podremos empezar a jugar introduciendo más CO2 o retirando el CO2 a nuestro antojo con el dosificador. ¿Que pasará? Aquí tenéis el vídeo, que lo disfrutéis.




La explicación, ¡¡en el próximo artículo del blog!!

Sergio

PD: La idea del experimento es de Josep Corominas, y la grabación del mismo se realizó en el CESIRE junto con Fina Guitart y el mismo Josep Corominas. 




lunes, 14 de abril de 2014

Difusión de gases. Ley de Graham

Thomas Graham fue capaz de enunciar en 1829 a partir de experimentos las leyes de la efusión y la difusión, ambas con la misma fórmula. Éstos fenómenos pueden ser explicados, y la ley de Graham demostrada, a partir de la Teoría Cinético Molecular desarrollada a finales del siglo XIX por los físicos Ludwig Boltzmann y James Clerk Maxwell. 

La Teoría Cinético-Molecular propone, por primera vez en la historia de la ciencia, un estudio probabilista en física, al relacionar las propiedades térmicas de las substancias con su movimiento molecular. De ninguna manera podemos calcular las velocidades individuales de cada una de las moléculas, pero si se puede realizar un estudio calculando las velocidades medias de las mismas, y asombrosamente éstas velocidades medias son realmente enormes comparadas con el tamaño de las partículas. Por ejemplo, para la molécula nitrógeno su velocidad promedio es de 493 m/s, y para el hidrógeno de 1846 m/s.


No obstante éstas velocidades no son las que nos interesan en este experimento, ya que aunque las moléculas se mueven a mucha velocidad, lo hacen sin rumbo o dirección definida. Así pues, y al revés de lo que se mostrará en el vídeo (se realiza así para que el proceso sea mas fácil de entender), las moléculas se mueven de forma aleatoria. No obstante, si tenemos una botella cerrada con un gas en su interior, y la abrimos, veremos como en cuestión de minutos, todo el gas llena la habitación. Aunque las velocidades no sean dirigidas, el gas tendrá tendencia a moverse hacia donde su concentración sea mas baja, distribuyéndose de manera uniforme por todo el recinto. Éste proceso se denomina difusión. A ésta velocidad nos referimos al hablar de velocidad de difusión, a la velocidad media de todas la moléculas del gas, por la cual éste es capaz de llenar uniformemente un espacio esté vacío o no.

Y la Ley de Graham dice que:


Las relación entre las velocidades medias de difusión de dos especies al cuadrado es inversamente proporcional a la relación entre las masas moleculares relativas de las mismas. Es decir, que si la masa molecular es mayor, su velocidad será menor. La ley de Graham nos permite realizar comparaciones entre velocidades medias de difusión, pero no nos permite calcular la velocidad absoluta de la misma.

Os presentaremos ahora un experimento sencillo de realizar  a nivel experimental, que nos va a permitir evaluar a nivel cualitativo fácilmente este proceso. Es necesario decir que a nivel cuantitativo el cálculo se hace mas complicado, necesitando un corrección por el hecho de realizar la difusión en aire, y no en vacío. 

Aquí tenéis el vídeo:



En Junio del 2013 (el año pasado) en las pruebas de Selectividad (PAU) de Cataluña apareció por primera vez en la historia la Ley de Graham. Aquí os dejo el enunciado:



Para más información os recomiendo las siguientes páginas:

1. Wikipedia. Ley de Graham.
2. Físicoquímica56. Ley de Graham.
3. ChemTabu.Edu. Graham Law.
4. Graham's law o diffusion calculator

PD: El vídeo del experimento fue grabado en el CDEC con la ayuda de Fina Guitart y Josep Corominas. ¡¡Muchas gracias a los dos!!

Sergio

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