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LA NOCHE DE LOS INVESTIGADORES
"QUÍMICA Y ENERGÍA,
UN BINOMIO INSEPARABLE"
Autores: Begoña Núñez de la Plaza
Carmen Vallejo Bernal
José Luis Miguel Castrillo
Milagros Sánchez Gejo
QUÍMICA Y ENERGIA:
Un binomio inseparable
Experimentos: QUIMICA Y ENERGIA: Un binomio inseparable
Los que tenemos la suerte de vivir en un país desarrollado somos adictos a la energía. Obtenemos
bienestar y placer cuando consumimos energía. Viajes a lugares alucinantes, luces en la oscuridad, calor
cuando hace frío, frío cuando hace calor...
Reconociendo la importancia de la energía para el desarrollo de nuestra sociedad, la Asamblea General
de las Naciones Unidas ha proclamado el año 2012 Año Internacional de la Energía Sostenible para
Todos. La ONU desea que tomemos conciencia de que debemos invertir y utilizar formas de energía
menos contaminantes.
¿Qué puede aportar la Química a este gran reto? ¡MUCHO!
Esta tarde vais a aprender cómo el desarrollo energético está íntimamente ligado al uso de reacciones
químicas. Las reacciones químicas no sólo permiten transformar la materia y obtener sustancias nuevas
sino que, muchas veces, las reacciones nos proporcionan energía. Precisamente, una de las formas en
las que se manifiesta esta energía es en forma de electricidad, luz o calor.
 Primera parte: QUIMICA Y ELECTRICIDAD:
- Fabricación de pilas caseras con limones y sacapuntas.
- Electrolisis del agua.
- Cobrizado de un objeto de plástico.
- Pila de combustible
- La contaminación de las pilas
 Segunda parte: QUIMICA Y CALOR
- Reacción exotérmica: calienta biberones.
- Reacción endotérmica: frió que pega.
 Tercera parte: QUIMICA Y LUZ
- Fabricando bombillas con tarros de cocina.
- Reacciones con luz propia (luminol).
- Fluorescencia y fosforescencia.
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Experimentos de Química de la Noche de los Investigadores - Septiembre 2012
QUÍMICA Y ENERGIA:
Un binomio inseparable
PRIMERA PARTE: QUÍMICA Y ELECTRICIDAD
Montaje 1: UN CIRCUITO SENCILLO CON UNA PILA COMO GENERADOR
Todos estamos acostumbrados a usar pilas. De hecho, llevamos más de
doscientos años utilizándolas. Pero, ¿cómo funcionan? ¿qué tienen
dentro? ¿A qué deben sus características peculiares? Trataremos de
explicarlo de forma sencilla.
a) Material
Pila de petaca, cables eléctricos y un dispositivo electrónico (juguete,
reloj…)
b) Fundamento:
Una pila electroquímica es un dispositivo que permite transformar la energía química en energía
eléctrica. A partir de una reacción química se consigue corriente eléctrica continua.
El científico italiano Alessandro Volta fabricó la primera pila, conocida como “pila de Volta”.
La pila consta de dos electrodos (generalmente dos metales). La pestaña más larga es el “polo positivo”
y la otra es el “polo negativo”. En el interior de la pila hay un “electrolito” (una disolución que conduce
la corriente eléctrica). La corriente eléctrica que se genera en el interior de la pila circula por el circuito
externo desde el polo negativo hacia el polo positivo y en el circuito interno lo hace en sentido inverso.
Los productos químicos del interior de la pila reaccionan entre sí y son
los responsables de la aparición de las cargas eléctricas. Si los polos de la
batería no están conectados, esas cargas se acumulan en el polo
negativo. Cuando se unen los polos, las cargas viajan desde el polo
negativo hacia el positivo a toda velocidad y al llegar inician la reacción
química que, a su vez, produce más cargas. El proceso se repite una y
otra vez hasta que uno de los reactivos se agota.
Si los dos polos están desconectados, no llegan cargas al polo positivo y,
en consecuencia, no hay reacción química. Por esta razón las pilas
pueden haber sido fabricadas mucho
antes de su utilización.
En una pila encontramos diferentes sustancias de naturaleza metálica
(cobre, cinc, manganeso, litio, etc. ), todas ellas contaminantes. Por eso
es muy importante reducir el consumo de pilas y, tener la precaución
de, una vez usadas, reciclarlas correctamente. Para hacernos una idea
de las consecuencias del uso irresponsable de las pilas, baste la siguiente reflexión:
Una sola pila de zinc-aire es capaz de contaminar 12.000 litros de agua. Cada pila de las llamadas
“alcalinas” contamina 167.000 litros. Si la pila es de mercurio la contaminación alcanza hasta
600.000 litros de agua
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QUÍMICA Y ENERGIA:
Un binomio inseparable
¿Podemos fabricar pilas con sustancias menos peligrosas para el medio ambiente y que las tengamos en
nuestra casa? La respuesta es sí y como ejemplos construiremos varias pilas con materiales a los que
todos tenemos fácil acceso.
Montaje 2: PILA FABRICADA CON MATERIALES CASEROS
a) Material necesario:

Vaso de vidrio o de plástico, vinagre, un trozo de tubería de cobre, un sacapuntas de magnesio,
dos trozos de cable y un dispositivo electrónico sencillo (un juguete, un reloj despertador, una
bombilla del árbol de navidad…)
b) Procedimiento
-
Ata uno de los trozos de cable eléctrico al tubo de cobre (bien limpio) y el otro trozo al
sacapuntas.
-
Introduce el cobre y el sacapuntas en el vaso que contiene el vinagre.
-
Conecta cada uno de los cables eléctricos a los dos polos del porta-pilas del dispositivo
electrónico elegido.
Si has conectado una bombilla de bajo consumo, ésta se encenderá.
c) Precauciones
-
Limpieza de la tubería de cobre: puedes frotar el metal con un papel de lija hasta que la
superficie brille.
-
Elección del dispositivo electrónico: debes asegurarte de que, para funcionar, necesita
una potencia eléctrica muy pequeña, ya que la corriente eléctrica que se consigue en el
experimento es débil.
-
Conexión correcta: el polo positivo del porta-pilas del dispositivo va conectado al cable
unido al sacapuntas y el negativo ha de conectarse al cable de la tubería de cobre.
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Un binomio inseparable
Montaje 3: PILA FABRICADA CON LIMONES
a) Fundamento
El electrolito, en este caso, es el zumo de limón y los electrodos son de cinc y de cobre.
b) Material necesario:

Una bandeja o una tabla de cocina, un cuchillo, varias puntas o tornillos de cinc, algunas
monedas o trocitos de cobre, unas pinzas pequeñas de cocodrilo, cable eléctrico y un dispositivo
electrónico similar al utilizado en el montaje anterior (montaje 2) o bien un dispositivo capaz de
detectar el paso de la corriente eléctrica.
c) Procedimiento

En la bandeja o sobre la tabla de cocina, coloca dos limones, haz dos pequeños cortes en la piel
de cada uno de ellos e introduce en uno una moneda de cobre y en el otro un tornillo o una
punta.

Conecta con un cable la moneda del primer limón con la punta del segundo limón y finalmente,
con otro cable, une los electrodos libres al porta-pilas del dispositivo electrónico.
Lo normal es que el dispositivo no funcione. ¿Por qué? El voltaje obtenido es demasiado pequeño y
la energía obtenida es muy baja.
¿Cómo se puede obtener el voltaje necesario para que el dispositivo funcione?

Vamos a hacer lo que se conoce como un "montaje en serie". Construiremos una batería con
varias pilas unidas entre sí.

En esta ocasión necesitaremos seis limones. El cinc es el polo positivo y el cobre es el polo
negativo. Ten en cuenta que hay que unir siempre el polo positivo de un limón (la punta) al polo
negativo del siguiente (la moneda). Al final, los dos electrodos que quedan libres se conectan al
dispositivo electrónico elegido.

Se observa un incremento notable del voltaje respecto al que aparecía con los dos limones
iniciales.
d) Precauciones

Asegúrate de que el contacto entre los cables eléctricos y los electrodos es correcto.

La punta o tornillo y la moneda han de estar bien ancladas en el limón, si quedan flojas perderás
mucho voltaje y no funcionará el dispositivo electrónico.
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Montaje 4: COBRIZADO DE UNA LLAVE
En la siguiente experiencia vamos a recubrir un objeto con un metal utilizando la electricidad como
fuente de energía y provocando una reacción química. La electroquímica es la parte de la química que
relaciona de forma directa materia con electricidad.
Michael Faraday (1791 - 1867) fue un científico británico, del S. XIX, cuyas aportaciones en el campo de
la electroquímica y del electromagnetismo revolucionaron la industria de su época. Las Leyes de Faraday
constituyen la base de la deposición de metales por efecto de la electricidad.
a) Fundamento

La Galvanoplastia es el revestimiento de un objeto con una capa de metal, con el fin de
protegerlo de la corrosión o con fines estéticos.

El objeto que se quiere metalizar se introduce en una disolución de una sal que contiene iones
del metal con el que se le va a revestir (cromo, níquel, cobre, plata ...) y un electrodo que puede
ser el metal puro o una sustancia conductora inerte (grafito, platino). Se fuerza la deposición
del metal haciendo pasar una corriente eléctrica continua.

En este caso, la llave actuará como cátodo (polo negativo) y el polo positivo (ánodo) será un
trozo de alambre de cobre. El electrolito es una disolución de
sulfato de cobre. Al pasar la corriente eléctrica los iones de Cu2+
emigran hacia el polo negativo y allí se reducen a cobre metálico,
que se deposita y recubre la llave.
+
+
_
b) Material necesario

Una pila de 9V, una llave, un trozo de alambre de cobre, 10 g de
sulfato de cobre, un recipiente de plástico o de vidrio y cables de
conexión.
c) Procedimiento

Pon el sulfato de cobre en el recipiente, añade agua y agita el conjunto con una varilla hasta
conseguir una disolución de color azul.

Introduce el alambre de cobre y la llave, ambos unidos a un trozo de cable eléctrico.

Conecta los polos de la batería: el positivo al alambre de cobre y el negativo a la llave.

Espera unos minutos y observarás cómo sobre la llave se deposita una capa metálica de cobre,
que va espesando a medida que transcurre el tiempo.
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Montaje 5: ELECTROLISIS DEL AGUA
a) Fundamento

El agua es un compuesto formado de dos elementos, H y O
(hidrógeno y oxígeno) unidos por un enlace químico fuerte.
La fórmula molecular del agua es H2O.

Al paso de la energía eléctrica, ambos elementos gaseosos se
separan:
+
-
oxígeno
hidrógeno
En el polo negativo se forma hidrógeno: H2
Alrededor del polo positivo se forma oxígeno: O2

La reacción química que tiene lugar es la siguiente: 2 H2O  2 H2(g) + O2(g)
Para facilitar el paso de la corriente eléctrica se le añade una sal al agua.
b) Material necesario

Un vaso alto, dos lapiceros gruesos, un trozo de cartón, una batería de 9 V, cable conductor, , un
poco de sulfato de potasio y, si hay posibilidad, un indicador que nos permita ver los cambios a
medida que se van produciendo (rojo de metilo + azul de metileno, en proporción 1:1, al 0,1 %
en alcohol).
c) Procedimiento

Se llena, hasta un poco más de la mitad, el vaso con agua del grifo, a la que se le ha añadido el
sulfato de potasio y el indicador (5 gotas).

Se saca punta a los lapiceros por los dos extremos y se introducen en el agua. Para que se
sujeten, se utiliza un cartón perforado (ver la figura adjunta).

Finalmente, se conectan los cables a los polos de la batería y se espera.
d) ¿Qué se observa?

Verás la formación de burbujas en la base de los dos lapiceros. Las burbujas más abundantes
corresponden al hidrógeno, ya que se desprende doble volumen de este gas que de oxígeno.

Si has añadido el indicador, verás que aparecen dos colores: uno violeta (ácido) y el otro verde
(básico) , ya que la acidez de la disolución cambia a medida que transcurre la reacción.
e) Precauciones


Las conexiones deben estar bien limpias
Las puntas de los lápices no pueden tocarse entre sí ni tocar el fondo del vaso.
El hidrógeno formado se puede utilizar como fuente de energía. De hecho, hay vehículos que
funcionan con "pilas de combustible" y no contaminan.
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Explicación: PILAS DE COMBUSTIBLE
Una aplicación del hidrógeno es en pilas de combustible, utilizadas como energía alternativa de
autobuses urbanos o de algunos taxis.. Las pilas de combustible hacen reaccionar hidrógeno con
oxígeno atmosférico para dar como productos electricidad y vapor de agua, que se tira por el tubo de
escape. Estos vehículos no contaminan.
A modo de orientación, 1 kg de hidrógeno proporciona energía suficiente para hacer unos 100 km en
un turismo.
El problema es que para que la reacción se produzca se necesitan unas sustancias denominadas
catalizadores y estos productos son escasos y caros. Además, el hidrógeno es un gas que pesa poco y
ocupa mucho espacio (1 Kg ocupa 11.000 litros a presión atmosférica). Ambas circunstancias encarecen
en la actualidad los prototipos de automóviles. Pero, se está investigando sobre el tema y es de esperar
que en un futuro no lejano este tipo de automóviles estén al alcance de todos.
Educación ambiental: LA CONTAMINACIÓN DE LAS PILAS
Las pilas si se tiran con el resto de la basura terminan en vertederos controlados o lo que es peor, se
acumulan en terrenos baldíos, acequias y cauces de agua. Para hacernos una idea de la magnitud de la
contaminación provocada por las pilas, nos remitiremos a la presencia de metales pesados en los
residuos sólidos urbanos, metales que, en un porcentaje muy elevado proceden de las pilas que
arrojamos al cubo de la basura en nuestras casas. Por citar algunos ejemplos concretos: al 93 % del
mercurio, el 47 % del cinc, el 48 % del cadmio y al 22 % del níquel total que aparecen en los residuos
sólidos urbanos se les atribuye esta procedencia.
Con el paso del tiempo, las pilas se deterioran, la carcasa externa se destruye parcial o totalmente por
efecto de factores climatológicos y ambientales, de los componentes químicos intrínsecos y de la
materia orgánica del vertedero. Hay que tener presente que, durante el proceso de degradación de los
materiales orgánicos la temperatura se eleva, contribuyendo a acelerar las reacciones que liberan los
residuos peligrosos almacenados en el interior de las pilas.
El derrame de los electrolitos internos, arrastra los metales pesados, que terminan impregnando el
suelo y el agua, afectando así a los seres vivos, vegetales y animales, microscópicos y macroscópicos y
repercutiendo negativamente sobre la salud humana y la calidad de vida.
Afortunadamente, podemos prevenir y aminorar en buena parte estos problemas, ¿CÓMO?
a) Cómo prevenir la contaminación de las pilas
Conocer las etapas del recorrido de las pilas usadas desde que han dejado de servir hasta su
reutilización, puede ayudarnos a tomar conciencia de la trascendencia que tiene la forma de actuar en
casa, en el colegio y en la sociedad en general, para preservar el medio ambiente y garantizar nuestra
calidad de vida. Estos son los pasos:
 Recogida selectiva: Lo primero es no arrojar las pilas a la basura. Las recogeremos aparte y las
llevaremos a los establecimientos donde se venden. En el punto de recogida, las pilas usadas
inician un proceso controlado que tiene una doble finalidad: evitar la contaminación y
aprovechar los materiales de que están hechas.
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 Almacenamiento. Las pilas usadas pertenecen a la categoría de residuos peligrosos, razón por la
que deben ser almacenadas en instalaciones especiales, que cumplen normas de seguridad
estrictas, con objeto de evitar fugas de contaminantes al medio ambiente, hasta que puedan ser
recicladas para su posterior reutilización o para la recuperación de materiales.
 Recuperación de materiales En las plantas de reciclaje de pilas, el mercurio es separado del
resto de los metales y el resto de materiales pueden ser recuperados.
En una primera fase, las pilas son sometidas a un proceso mecánico con diferentes etapas de
trituración bajo condiciones de refrigeración con nitrógeno, para recuperar el acero, el papel y
el plástico. Después, el producto triturado se introducen en un destilador para la recuperación
de los metales pesados.
b) Cuántas pilas reciclamos
En España el reciclado de pilas supone un 20 % del total de las pilas que se venden en el mercado. El
objetivo del Ministerio de Medio Ambiente era alcanzar el 25% de en el año 2012 y llegar hasta el 45%
en el año 2016.
Los productores y los importadores estarán obligados a hacerse cargo de la recogida y gestión del
reciclado de pilas y acumuladores usados.
c) Consejos útiles para proteger el medio ambiente
1. En lo posible, evitemos comprar objetos
que funcionen a pilas y que no necesitemos.
2. No tiremos las pilas en la basura, pues son
residuos peligrosos para el medio ambiente.
7. No tiremos pilas a cursos de agua (ríos,
lagos, fuentes, alcantarillas), el agua se
contaminará.
3. No abramos las pilas, contienen metales y
ácidos.
8. No mezclemos pilas nuevas con pilas
usadas, se deterioran mucho más y se
liberan contaminantes químicos.
4. No arrojemos las pilas al fuego, desprenden
gases tóxicos.
9. No guardemos las pilas en el frigorífico,
pueden contaminar los alimentos.
5. No recarguemos las pilas, a menos que se
trate de “pilas recargables”
10. Retiremos las pilas de los aparatos si no los
vamos a utilizar durante cierto tiempo.
6. Compremos pilas en las que aparezca la
etiqueta “no contiene mercurio”
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SEGUNDA PARTE: QUÍMICA Y CALOR
Montaje 6: UNA REACCIÓN QUE ENFRÍA (endotérmica)
a) Fundamento
Reacción endotérmica entre el cloruro de amonio y el hidróxido de bario, con formación de cloruro de
bario, amoniaco gaseoso y agua.
El amoniaco absorbe cantidades grandes de calor para pasar del estado líquido al gaseoso, lo que
provoca el enfriamiento rápido del medio de reacción. La variación de temperatura es de más de 25ºC.
b) Material necesario

Dos vasos, un matraz u otro recipiente, bolsa de plástico para cubitos de hielo, agua del grifo,
hidróxido de bario y cloruro amónico.
c) Procedimiento

En dos vasos se preparan por separado dos disoluciones: una de hidróxido de bario y otra de
cloruro amónico.

A continuación se mezclan las dos en un matraz, se agita ligeramente para favorecer el contacto
entre los reactivos y, casi instantáneamente, la temperatura del sistema empieza a bajar.

Colocamos debajo del matraz una bolsa para hacer cubitos de hielo con un poco de agua. El
agua de la bolsa se congela.
Montaje 7: UNA REACCIÓN QUE CALIENTA (exotérmica)
a) Fundamento
-
Se basa en el calor de disolución del acetato de sodio.
Cuando el acetato de sodio se mezcla con el agua, se
desprende una enorme cantidad de calor.
-
Si lo que preparamos es una disolución saturada de esta
sustancia, tendremos un equilibrio entre el estado sólido y la disolución. La disolución saturada
cede gran cantidad de calor a los objetos próximos (un biberón, un vaso de café...) y al hacerlo
cristaliza de nuevo.
-
Como el proceso es reversible, puede volver a repetirse utilizando el mismo material.
NaOOC-CH3(s)  NaOOC-CH3(ac)
-
Se trata de un proceso físico y no de una reacción química propiamente dicha, ya que los
compuestos que intervienen no cambian su estructura fundamental. Las únicas
transformaciones implicadas son uniones y desuniones entre moléculas de agua y los iones de la
sal. El proceso fue observado por Gay-Lussac.
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b) Material
-
Tubos de ensayo, termómetro, acetato de sodio
TERCERA PARTE: QUÍMICA Y LUZ
Montaje 8: REACCIÓN DE QUIMIOLUMINISCENCIA
a) Fundamento

Existen muchas reacciones químicas que se activan con la luz, y hay otras reacciones en las que
la liberación de energia se realiza con emisión de luz de diferente coloración. Son las llamadas
"reacciones quimio-luminiscentes".

Ciertos seres vivos también producen luz mediante reacciones químicas, como ocurre con las
luciernagas. En este caso se habla de "bioluminiscencia" y en el proceso interviene una
substancia llamada luciferina.

En nuestro caso trabajaremos con luminol. El luminol, al oxidarse en medio básico (hidróxido de
sodio), emite luz. El oxidante puede ser el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada), el
hipoclorito de sodio (la lejía) o el perborato (blanqueante para la ropa), entre otros.

La temperatura, la basicidad del medio y la concentración de luminol influyen para que la luz
obtenida sea más o menos brillante y que la emisión se alargue más o menos tiempo.
b) Material

Dos vasos o recipientes de 500 mL, dos embudos de decantación, serpentín, pie, pinzas de
sujeción, luminol, hidróxido de sodio, lejía y agua.
c) Procedimiento

En uno de los vasos se mezclan 0,2 g de luminol, 2 g de NaOH y medio litro de agua. Se agita
para conseguir una mezcla uniforme. Se pasa después a un embudo de decantación.

En el otro vaso se añaden 50 ml de lejía y 450 ml de agua. Se coloca la disolución en el otro
embudo de decantación.

Se coloca el serpentín en posición vertical y se añaden a la vez, con la luz apagada, las
disoluciones de los dos embudos. Cuando las dos disoluciones se ponen en contacto aparece
una luz de color azul.
Una aplicación del luminol es utilizada por la policía para descubrir rastros de sangre en el
escenario de un crimen.
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Montaje 9: FLUORESCENCIA
a) Fundamento

La fluorescencia es el fenómeno por el cual una sustancia emite luz visible al ser irradiada con
luz de menor longitud de onda que la absorbida.
b) Material
Agua tónica, agua del grifo, lámpara de luz ultravioleta y dos vasos o dos matraces.
c) Procedimiento



Echamos agua en un vaso y agua tónica en otro.
Esperamos que cese el burbujeo del gas en el agua tónica
Enfocamos sucesivamente los dos vasos por la parte de arriba con la luz ultravioleta.
d) Observamos

El agua es transparente e incolora y la tónica es de color azul.
Montaje 10: FOSFORESCENCIA
a) Fundamento

La fosforescencia es un fenómeno similar a la fluorescencia, pero la emisión de luz se produce
lentamente.
b) Procedimiento

Si se irradia con luz ultravioleta, durante unos segundos, una pintura fosforescente, la pintura
sigue emitiendo luz después de retirar el aporte de luz ultravioleta.
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