Química. Construcción de una pila Daniell

Las reacciones redox son aquellas en las cuales tiene lugar una transferencia de electrones con la consiguiente variación en el número de oxidación de los elementos. Vamos a construir una pila Daniell con electrodos Cu²⁺/Cu y Zn²⁺/Zn (Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)) de la siguiente forma:

Los materiales necesarios para el desarrollo de la práctica son: dos vasos de precipitado de 250cm³, un puente salino, dos electrodos (en este caso, zinc y cobre), un cable con pinzas como hilo conductor, una bureta graduada, una balanza y un multímetro digital o amperímetro. Además, necesitaremos como reactivos sulfato de cobre (CuSO₄) y sulfato de zinc (ZnSO₄).

Electrodo de cobre (izquierda) y electrodo de zinc (derecha)

Vasos de precipitado

Multímetro

Puente salino

El procedimiento de realización de la práctica es el siguiente:

1º.  Preparamos dos disoluciones de 150ml y 0,5M, una de sulfato de cobre y otra de sulfato de zinc, para ello calculamos los datos necesarios según la siguiente tabla:

2º. Con las disoluciones anteriores llenamos dos vasos de precipitado de 250cm³ .  

Disoluciones de sulfato de cobre (izquierda) y sulfato de zinc (derecha)

Disolución de sulfato de cobre

Disolución de sulfato de zinc

3º. Introducimos en la disolución de ZnSO₄ la lámina de zinc y en la de CuSO₄ la lámina de cobre.

4º. Conectamos ambas láminas con el hilo conductor y las disoluciones con el puente salino.

5º. Medimos con el potenciómetro (multímetro o amperímetro) la diferencia de potencial entre ambos electrodos.

6º. Por último comparamos la diferencia de potencial obtenida con el multímetro (Eº pila experimental) y la que debería haber sido obtenida según la reacción producida: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) utilizando los potenciales normales de reducción del cobre y el zinc y la fórmula Eº = Eºcátodo - Eºánodo (Eº pila teórico):

La pila obtenida respondería a la siguiente notación y esquema, correspondiendo la semireacción de reducción al cobre (Cu²⁺+ 2 e- →  Cu) y la de oxidación al zinc (Zn - 2 e- → Zn²⁺):

Zn (s)|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu (s)

En el siguiente vídeo podéis ver todo el desarrollo de la práctica paso a paso:

GRUPO I: Miguel Salazar, Laura López, María José García y Sergio Fernández 2ºBachillerato-B 

Química. Tipos de pilas

Se llama pila o celda electroquímica a cualquier dispositivo que origine una corriente eléctrica por el paso de electrones de un reductor a un oxidante a través de un circuito externo. Son reacciones espontáneas, en ellas se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química.

Estas pilas se llaman también galvánicas y podemos hacerlas introduciendo una barra de Zn en una disolución de CuSO₄ (Cu²⁺ + SO₄^2-) se producirá espontáneamente la siguiente reacción: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu²⁺ se reduce (los gana).


Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos ente si para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu²⁺ a Cu, tendremos una pila, que genera corriente eléctrica.
Una pila de este tipo consta de dos electrodos (cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal, en cada pila hay dos electrodos: el ánodo dónde se lleva a cabo la oxidación y el cátodo dónde se lleva a cabo la reducción), un conductor externo (es un metal que une las dos celdas y permite el paso de electrones del cátodo al ánodo. Puede llevar un voltímetro en medio que nos indique la fuerza electromotriz de la pila), un puente salino (tubo en forma de U invertida, con sus extremos tapados con lana de vidrio o algodón, y en cuyo interior hay una disolución salina como el KCl, NaCl…, sirve para dejar pasar de una vasija a otra los iones SO₄^2- del ejemplo anterior).

Algunos de los distintos tipos de pilas más interesantes son los siguientes:
- Pilas salinas: Este tipo de pilas poseen como electrolito una disolución salina, poseen múltiples ventajas como el hecho de ser económicas y poseer un bajo nivel de contaminación (aunque poseen mercurio, este se usa cada vez menos en su fabricación), aún así también tienen inconvenientes: su duración es media e incluso baja. Son las más utilizadas en electrodomésticos.

- Pilas alcalinas: El electrolito empleado es una disolución de hidróxido de potasio, entre sus ventajas podemos destacar su alta duración aunque su precio es tres veces superior al de las pilas salinas y su nivel de contaminación es medio, aunque la cantidad de mercurio contenido está regulado en un 0,025% según la normativa europea. También pueden ser utilizadas en electrodomésticos.

- Pilas de botón: Suelen ser de óxido de mercurio o plata, su duración es alta aunque también contaminan mucho (una pila puede contaminar hasta 600000 litros de agua ya que presentan hasta un 30% de mercurio en su composición). Son utilizadas en aplicaciones domésticas (relojes…) y médicas (marcapasos…)

- Pilas de litio: Las pilas con ánodo de litio generan voltajes de entorno 3,6V, esto permite una gran densidad energética. Su duración es larga aunque su nivel contaminante es medio. Suelen ser utilizadas en cámaras fotográficas, telefonía…

- Pilas de níquel-cadmio: Pueden dar corrientes muy altas y ser rápidamente cargadas cientos de veces, aunque es recomendable esperar a que se descarguen totalmente antes de volverlas a cargar para evitar el efecto de la memoria y que no se carguen totalmente. El nivel de contaminación es muy alto, el cadmio es muy cancerígeno por inhalación.

Química. Aplicaciones de los procesos redox

La reacción química en la que una sustancia se combina con oxígeno se llama oxidación mientras que la reacción química en las que una sustancia pierde oxígeno se denomina reducción. En una oxidación se produce una pérdida de electrones (o un aumento en el número de oxidación) mientras que en una reducción se produce una ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación), por ello las reacciones de oxidación-reducción o redox son las reacciones que implican una transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Las reacciones redox son necesarias y por tanto empleadas en diversos ámbitos principalmente industriales:

Refinación y electrólisis
Las reacciones redox se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales, por ejemplo, una aplicación industrial de los procesos de oxido-reducción es la electrólisis de una solución de cloruro sódico (NaCl), que permite obtener cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio. Al conectar los electrodos al generador, con la d.d.p. adecuada, se observa que en un electrodo se desprende cloro (g), mientras que en el otro se deposita sodio (l). Esto se puede explicar porque el electrodo +, atrae hacia si los iones Cl^-, los cuales ceden electrones al electrodo y se transforman en Cl2(g), que asciende a la superficie en forma de burbujas: 2Cl- → Cl2 + 2e^-  (ánodo, oxidación, +). Mientras que el electrodo -, atrae a los Na+, que reciben electrones y forman Na(s) que se deposita en su superficie: 2Na⁺ + 2e^- → 2Na (cátodo, reducción, -).

Recubrimientos metálicos
La galvanoplastia es una de las aplicaciones más importantes. Consiste en aplicar una delgada capa de metal sobre una superficie conductora de corriente: el cromado da a los metales una superficie brillante, el acero se galvaniza con cinc para protegerlo de la corrosión, los metales se platean o doran por galvanoplastia, etc.
El objeto que va a recubrirse hace de cátodo en el circuito, y se sumerge en un baño electrolítico que contiene los iones que se desea depositar. Controlando la intensidad de la corriente y el tiempo de electrolisis se puede fijar el espesor y cantidad de capa depositada. 

Cobreado de un metal: se oxida el cobre del ánodo,
 que pasa en forma de iones a la disolución,
y se deposita en el cátodo sobre el metal a recubrir de cobre

Corrosión
Los procesos redox también son muy importantes por su prevención, por ejemplo, en la corrosión: En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos. Para prevenir la corrosión se lleva a cabo la protección catódica, protección de un metal con una capa de otro metal mas resistente a los agentes externos de corrosión (galvanoplastia). 

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro

Otras aplicaciones de los procesos redox

- Biología: en el metabolismo de los seres vivos los procesos redox son muy importantes, están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y la respiración aerobia, en ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos que aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP. Otro tipo de reacción redox fundamental en los procesos metabólicos son las deshidrogenaciones, en las cuales una enzima arranca un par de átomos de hidrógeno a un sustrato, dicho sustrato se oxida (ya que pierde electrones). Dichos electrones son captados por moléculas especializadas, principalmente las coenzimas NAD+, NADP+ y FAD que al ganar electrones se reducen, y los conducen a las cadenas transportadoras de electrones antes mencionadas.
El metabolismo implica cientos de reacciones redox, en el catabolismo tienen lugar reacciones en que los sustratos se oxidan y las coenzimas se reducen. Por el contrario, las reacciones del anabolismo son reacciones en que los sustratos se reducen y las coenzimas se oxidan.

- Combustión: la combustión es una reacción química de reducción-oxidación, en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de energía, en forma de calor y luz, manifestándose visualmente como fuego.
En toda combustión existe un elemento que arde (combustible) y otro que produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso.
Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. En una reacción completa todos los elementos tienen el mayor estado de oxidación. Los productos que se forman son el dióxido de carbono (CO2) y el agua, el dióxido de azufre (SO2) (si el combustible contiene azufre) y pueden aparecer óxidos de nitrógeno (NOx), dependiendo de la temperatura y la cantidad de oxígeno en la reacción.

- Otras industrias: las reacciones redox son útiles en la industria cosmética, la cual consta de sustancias naturales o sintéticas de uso externo en las diversas partes del cuerpo humano, por ello las empresas tienen la responsabilidad de evaluar la estabilidad de sus productos antes de ponerlos a disposición del consumidor, uno de los factores de los que se debe tener cuidado son las reacciones de oxido- reducción. Ocurren procesos de oxidación o de reducción llevando a alteraciones de la actividad de las sustancias activas, de las características organolépticas y físicas de la formulación.
Las industrias alimenticias para evitar la oxidación y reducción de los compuestos presentes en los mismos, utilizan sustancias llamadas antioxidantes (un tipo de conservador). La función de éstas es evitar la alteración de las cualidades originales de los alimentos, alargando su vida útil.
Este tipo de reacciones también son muy frecuentes en las industrias electrónicas ya que constituyen el principal funcionamiento de las pilas eléctricas, fuente de energía necesaria para hacer funcionar varios aparatos eléctricos. Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica (celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma) se consiguen las pilas electroquímicas.

Química. Valoración ácido-base

La técnica de titulación ácido-base consiste en emplear un ácido de concentración conocida para valorar una base de concentración desconocida o viceversa. Para determinar el punto final (o de equivalencia) de la reacción se pueden utilizar indicadores conocidos como colorimétrícos o potenciómetros. En esta práctica se utilizará una disolución de fenolftaleína como indicador del fin de la reacción, y se trabajará con un ácido (HCl) y una base (NaOH) fuertes.
Los materiales necesarios para la realización de la práctica son: un soporte con varilla, una pinza doble para la bureta, un embudo de vidrio, una bureta de vidrio de 50ml, un matraz Erlenmeyer de 250ml, un vaso de precipitado de 100ml, un matraz aforado de 1L y una probeta.Los reactivos a utilizar son: agua destilada, disolución de fenolftaleína, disolución de hidróxido de sodio (NaOH) 0,1 M y ácido clorhídrico (HCl).
El procedimiento de realización de la práctica es el siguiente:
1º. Verifica que la llave de la bureta esté cerrada.
2º. Coloca la bureta en la pinza doble, la cual ya estará previamente fija en la varilla del soporte.
3º. Vierte en ella 20 ml de disolución de NaOH con mucha precaución (el hidróxido de sodio es caustico, si te cae en las manos, lávate con agua en abundancia), empleando el embudo de filtración.

 

4º. Abra la llave completamente hasta que se hayan desalojado aproximadamente 10ml de la solución de NaOH y, posteriormente, cierre la llave de la bureta (esta operación se realiza con el objetivo de eliminar las burbujas de aire que hayan quedado ocluidas en la misma durante su llenado).
5º. Llena la bureta con más disolución de NaOH hasta la marca de 0 ml.
6º. Mide con una probeta 100 ml de la solución de HCl (ten precaución durante su manejo, es tóxico e irritante) y échalos en el matraz Erlenmeyer.

7º. Sitúa el matraz Erlenmeyer sobre la parrilla de agitación, colocando entre ambas una hoja blanca con el objeto de observar mejor el cambio de color del indicador.
8º. Añade de dos a tres gotas de la disolución de fenolftaleína al HCl contenido en el matraz Erlenmeyer.

9º. Coloca la bureta de tal manera que la punta de ésta quede en el interior del matraz.
10º. Abre la llave de la bureta para adicionar la solución de NaOH (se recomienda no abrirla totalmente, ya que de esta manera se tiene un mejor control sobre el volumen de sosa adicionado). Se comienza a agitar el matraz constantemente.
11º. Un indicio de que el punto de equivalencia está cercano consiste en que cuando la solución de NaOH se pone en contacto con la del HCl, la coloración rosa no desaparece tan rápidamente como al principio de la titulación. Es aconsejable en este momento disminuir la rapidez de goteo, para que en el momento en que la disolución del matraz adquiera un color rosa muy tenue, pero persistente, se cierre la llave de la bureta.
12º. Anota el volumen de NaOH que se utilizó en la valoración.

En el siguiente vídeo podéis ver como realizamos la práctica acerca de la valoración ácido-base paso a paso:
 

Grupo I: Miguel Salazar, Laura López, Estela Torres y Sergio Fernández 2ºBachillerato-B

Química. Factores que influyen a la velocidad de reacción: Concentración y Temperatura

En esta práctica queremos observar la influencia de la concentración y la temperatura en la velocidad de reacción.

La reacción química entre el tiosulfato de sodio (Na₂S₂O₃) y el acido clorhídrico (HCl) puede durar un tiempo considerable. En la misma se produce azufre (S) que enturbia la reacción y se desprende dióxido de azufre (SO₂) según: Na₂S₂O₃ (dis. ac.) + 2HCl (dis. ac.) → H₂O + SO₂ (g) + S (coloidal).

Puede determinarse la velocidad de reacción estableciendo el tiempo requerido para que la solución alcance cierto grado de turbidez, en nuestro caso tomamos el momento en el cual una cruz negra dibujada debajo del recipiente en el que se produce la reacción deja de ser visible cuando se la observa a través de la misma.

Los materiales necesarios para la realización de la práctica son: un matraz Erlenmeyer, una probeta, un cronómetro, un mechero, una cruz y una pipeta y los productos son Ácido clorhídrico 2M, Tiosulfato de sodio (40 gr/litro) y agua destilada. Después de tener todo esto, nos podemos poner ¡manos a la obra!:

1ª EXPERIENCIA: INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN

Se va estudiar la reacción entre el tiosulfato sódico (Na₂S₂O₃) y el acido clorhídrico (HCl) siendo el tiempo que tarda en aparecer el azufre coloidal el que marque la velocidad de la reacción. El procedimiento es el siguiente:

1º. Se toman 50 ml de disolución de tiosulfato sódico y se colocan en un matraz Erlenmeyer.

2º. Se añaden 6 ml de acido clorhídrico con una pipeta y, al mismo tiempo, se pone en marcha el crónometro.

3º. Se agita suavemente el Erlenmeyer a intervalos regulares de tiempo y se coloca sobre el papel con la cruz ya marcada.
4º. Se mira la cruz marcada a través de la disolución y cuando se deje de ver se para el cronómetro anotando el tiempo transcurrido para la reacción.

Esta experiencia la repetimos tres veces pero tomando cantidades cada vez menores de tiosulfato sódico y diluyendo con agua destilada  (H₂O), obteniendo los resultados que muestra la tabla adjunta:

Representando los datos obtenidos, nos resulta la siguiente gráfica dónde observamos como a medida que disminuye la cantidad de Na₂S₂O₃, va aumentando el tiempo de reacción, tardando cada vez más en desaparecer la cruz marcada en el papel, es decir, la velocidad de reacción está disminuyendo.

 Uno de los factores que afectan a la velocidad de reacción es la concentración. La velocidad de reacción depende directamente de este factor ya que a más cantidad de sustancia, mayor número de moléculas y por tanto mayor es la probabilidad de que estas choquen y se produzca reacción. En este caso vemos que cuando aumentamos la cantidad de Na₂S₂O₃ disminuye el tiempo de reacción por lo que aumenta la velocidad, produciéndose la reacción cada vez más rápido.

2ª EXPERIENCIA: INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA

En esta segunda parte, repetimos la experiencia sin modificar la concentración de los reactivos, y solo variando la temperatura de la reacción. Para ello antes de añadir el acido clorhídrico hay que calentar la disolución de 10 ml de tiosulfato sódico y 40 ml de agua destilada y realizarla a las temperaturas aproximadas de 20ºC, 30ºC, 40ºC y 50ºC, obteniendo los resultados que muestra la tabla adjunta:

Representando los datos obtenidos, nos resulta la siguiente gráfica dónde observamos que a medida que la temperatura aumenta, disminuye el tiempo de reacción y, por lo tanto, aumenta la velocidad.

Según la teoría cinético-molecular, al aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas de sustancia y por lo tanto aumenta la velocidad de reacción, haciendo que haya mayor número de choques entre las moléculas. Por lo tanto al aumentar el número de choques, se produce antes la reacción, en este caso observamos como desaparece la cruz marcada en el papel cada vez más rápido.

Durante el desarrollo de la práctica nos encontramos con algunos inconvenientes: a la hora de realizar la segunda experiencia calentábamos el agua cada vez a una mayor temperatura, sin embargo, el espacio donde la calentábamos, estaba alejado de donde estábamos realizando la experiencia, por lo que en el desplazamiento pudo perderse parte del calor obtenido, por lo que las mediciones de temperatura no serían totalmente exactas. De ahí que las temperaturas de las experiencias 2 y 3 no sean totalmente coherentes en lo referente a la teoría cinético-molecular. En general, la práctica ha dado los resultados esperados.
Aquí nos podéis ver haciendo la práctica paso a paso, con los resultados obtenidos y una más que divertida explicación del proceso:

GRUPO I: Miguel Salazar, Laura López, María José García, Sergio Fernández y Estela Torres, 2ºBachillerato-B

Química. Cinética química en los métodos de conservación de alimentos

Para que una reacción química tenga lugar, no sólo es necesario que esté favorecida termodinámicamente, sino que además, es necesario que se dé con una velocidad suficiente.
En algunos casos interesa acelerar las reacciones químicas, como en los procesos de acción de fármacos y en otros interesa retardar los procesos, como en la conservación de alimentos.

La cinética química estudia la velocidad a la que ocurren las reacciones químicas según factores como la concentración de las sustancias que intervienen, su naturaleza, los catalizadores e inhibidores que la afectan o la temperatura. Esta velocidad de reacción nos indica la transformación desde los reactivos hasta los productos en un intervalo de tiempo.

La conservación de alimentos es el proceso de manipulación de los alimentos de tal forma que se evite o ralentice su deterioro (pérdida de calidad, comestibilidad o valores nutricionales). Esto suele lograrse evitando el crecimiento de levaduras, hongos y otros microorganismos, así como retrasando la oxidación de las grasas que provocan su enraciamiento.

El vinagre

 El vinagre es un conservante utilizado desde hace siglos en la preservación de los alimentos, contiene ácido acético que tiene la cualidad de acabar matando los microbios que afectan a los alimentos y que aceleran su deterioro. Se usa para hacer las conocidas como salmueras a través de las que se conservan sobre todo vegetales y frutas.

La forma más tradicional de producir vinagre es por la acción de bacterias del tipo Mycoderma aceti sobre el vino en presencia de oxígeno, lo que produce una oxidación del etanol a ácido acético, es decir, vinagre. Aunque el olor a vinagre significaba que se había echado a perder la barrica de vino, se descubrieron dos propiedades interesantes en este vino picado, por una parte su peculiar sabor ácido y por otra sus cualidades para conservar alimentos.

El prefijo acet- que en química orgánica significa dos átomos de carbono, viene del nombre latino de vinagre. El vinagre es un ácido orgánico débil. Que sea ácido quiere decir que en agua se disocia y aumenta la concentración de iones de hidrógeno, es decir, que baja el pH del medio. Este cambio en el pH dificulta el crecimiento de algunas bacterias y hongos, por lo que sirve de conservante. Los encurtidos, escabeches y otros tipos de alimentos no se hacían solo por el sabor ácido, sino por ser una forma de almacenar alimentos perecederos como pescados o verduras. Esta acidez es capaz de desnaturalizar proteínas, que pierden su función biológica al variar el pH, influyente en la velocidad de la reacción, induciendo un cambio en el aspecto y textura, por ejemplo el boquerón en vinagre no se parece en nada al pescado crudo. También previene la oxidación de la fruta.
La propiedad de ser un ácido orgánico débil quiere decir que un medio ligeramente ácido estará sin disociar y será una molécula sin carga, por lo que podrá atravesar sin demasiados problemas la membrana celular de muchos microorganismos. En el citoplasma el pH es de 7,5, por lo que el vinagre se disociará y hará que baje el pH del medio intracelular, dañando los microorganismos. Si baja el pH las enzimas dejan de funcionar y la célula muere. Por eso el vinagre es un conservante tan eficiente.
Lo más interesante es que los hongos no mueren sin defenderse, algunos han desarrollado mecanismos moleculares para hacer frente a esta acidificación del citoplasma (como el Zygosaccharomyces bailii que causa millones de pérdidas a la industria alimentaria).

La sal

La salazón es otro de los métodos más antiguos para conservar los alimentos. Las salazones más antiguas que se conocen son en la antigua China en el tercer milenio antes de Cristo. Se sabe que los antiguos egipcios ya empezaban a poner las carnes en salazón con el objeto de poder almacenarlas y mantenerlas comestibles durante largos periodos de tiempo.
La importancia de la salazón hizo que la producción y la comercialización de la sal hayan sido en una de las prioridades de las distintas potencias desde tiempos del Imperio Romano. Al echar sal sobre algún alimento (la carne y/o pescado son los más habituales) hace que el agua que contiene el alimento salga hacia fuera por ósmosis y evita que los microorganismos entren en el alimento, lo que hacemos es deshidratar el alimento inhibiendo la proliferación de microorganismos. Al eliminar el agua de un alimento hacemos que este tarde más en descomponerse y pudrirse ya que los microorganismos necesitan un medio húmedo para reproducirse. Además los microorganismos no pueden estar cerca de la sal, porque se deshidratarían y morirían.

 

Se podría decir que los medios de conservación de alimentos como la sal o el vinagre actúan como inhibidores ante el crecimiento de los microorganismos y ante la actividad catalítica de las reacciones, disminuyendo su velocidad. Por ello son dos de los métodos más usuales en la conservación de alimentos aunque en este ámbito también podamos encontrar otros más simples como la refrigeración.