Comienzo la parte de metodología química y me armo de ilusión (bueno, se invitó la ilusión ella sola) al oír que íbamos al laboratorio. Recuerdos de bata, de espátula cuchara, de cacharrear y limpiar, de frustraciones pero de grandes alegrías cuando las cosas por fin salen y cuando de una vez por todas se dota de sentido “real” a todas las lecciones virtuales que habíamos recibido sobre química e ingeniería.
En realidad, yo paseé la bata porque no la usé, pero sí es cierto que había bastantes experimentos pequeños e interesantes para realizar en los diferentes cursos de la ESO y Bachillerato.
Uno de ellos, el que más me gustaba ya antes de verlo en persona, es el del jardín químico. Y la gente puede pensar ¿qué es eso de un jardín químico? Bueno, pues procedo a adjuntar una foto de un jardín químico de revista y el que nos mostraron en clase.
(Imagen sacada de Cluster: divulgación científica, un blog muy interesante)
(Imagen propia)
Debo reconocer que el que he sacado en fotografía yo tiene un aspecto más descuidado y menos atractivo pero que tiene una explicación química al respecto y que no por ello es peor como experiencia educativa.
El jardín Químico se basa en reacciones de cristalización. La cristalización es un proceso químico ampliamente usado a nivel industrial para la purificación de ciertos productos y es que, si tenemos una disolución de un soluto deseado junto con otros no deseados (impurezas) se hace cristalizar el que queremos obtener puro. De esta manera se obtiene un precipitado de cualidades peculiares que se puede separar de la fase líquida que no sólo llevara el disolvente, sino también las impurezas. Este experimento no quiere purificar nada en concreto, pero sí ilustrar en qué consiste la cristalización.
Por lo que he podido leer en diferentes lugares, tanto blogs como libros, lo que ocurre es lo siguiente:
- Tenemos una disolución de partida de 1/3 de silicato de sodio y 2/3 de agua.
- A esta disolución se le irán añadiendo diferentes sales de metales de transición, que son compuestos coloreados.
- Debido a la reactividad de las sales utilizadas por un lado el silicato (libre en disolución, ya no unido al sodio) forma un silicato con la parte metálica de los compuestos anteriores. A la vez se forma otra sal entre el sodio y la parte no metálica del compuesto añadido.
- Hasta aquí puede quedar más o menos claro. El caso es que las sales sódicas suelen ser solubles en disoluciones acuosas (más o menos, sino sólo tenemos que fijarnos en el cloruro sódico o sal común).
- Sin embargo las sales de silicato formadas no lo son, por lo que precipitan y forman esa especie de hilos dentados y sólidos.
Esto es debido a que si tuviéramos que disolver un silicato metálico en agua no lo haríamos ni en las cantidades resultantes de la reacción (mucho mayores de las que admitiría) ni a la temperatura a la que se lleva a cabo (al aumentar la temperatura de forma general la solubilidad aumenta). Sin embargo, al existir esa reacción pasamos de tener una sal disuelta en agua y una sal sódica que se va a añadir (la que da la coloración) a tener una sal nueva soluble pero otra en una concentración superior al punto crítico de solubilidad para la temperatura a la que estemos haciendo el jardín. Es decir, que de pronto nos encontramos con que hemos añadido más azúcar de la que el agua puede admitir y precipita como sólido porque no admite más.
Merece la pena recordar que hay cristalizaciones que se llevan a cabo de forma lenta, como por ejemplo la cristalización del sulfato de cobre, de la cual obtenemos cristales “secos” sin disolución alrededor (aquí se deja evaporar el disolvente y llega un punto en que comienzan a formarse cristales porque la concentración es muy alta: mucho sulfato de cobre y queda muy poca agua). Sin embargo, en este caso, las cristalizaciones son inmediatas. La diferencia es que en uno no hay reacción química, sino que es más bien un cambio físico, pero en la segunda el cambio físico va acompañado de un cambio químico.
Algunos de los reactivos que se pueden usar son los siguientes:
Sulfato de níquel o cloruro de cromo para dar un color verde a los “corales” inorgánicos. También aquí se usa sulfato de cobre, que da un color azul. Cloruro de hierro, naranja. Cloruro de cobalto, morado. Cloruro de calcio, blanco.
También quiero indicar que el ejemplo que nos propusieron se veía como más “desarreglado” por decirlo de una manera: el líquido tenía un todo verdoso porque seguramente alguna de las sales estaba parcialmente disuelta (la mezcla con agua no había sido exacta).
Yo tengo ganas de probar a hacer uno propio y meterlo en un bote y hacer alguna modificación para que quede como una manualidad, dado que son bellos visualmente hablando. Por ese motivo voy a dejar algunos precios por si fuera de interés para alguien confeccionar también uno =).
Silicato de sodio: disponible en droguerías (sólo en algunas) o de forma online, de la que actualmente podemos disfrutar. En este caso he encontrado una botella de 1L en la droguería El Barco a 3,35€.
Cloruro de Cobalto: a 30,56€ los 100g. La verdad que es un producto usado en restauración y es bastante caro. Restauro online.
Cloruro de Cobre: 9,15€ los 100g en Letslab.
Sulfato de Cobre: 7,45€ el kg en El Barco.
Cloruro de Calcio (calidad alimenticia): 3,75€ 1kg. El Barco.
Cloruro de Hierro: 6,83€ medio kg. El Barco nuevamente.
Los precios desaniman un poco, pero aún así estoy creando una pequeña caja de ahorrillos para juguetes físicos y para hacer experimentos pequeños. Ante todo antes tengo que informarme y mientras las experiencias de física me llevaba poco tiempo volcarlas, quizá porque la profesora lo explicaba y sólo era profundizar, como esta explicación era tan escueta he tenido que informarme más y he tardado mucho.
Aún no hay comentarios.