PILA DANIELL

INTRODUCCIÓN:



Las baterías, o pilas como nosotros las conocemos, tienen más de 200 años de existencia desde su primer modelo hasta los que conocemos ahora, como las pilas alcalinas, las pilas recargables, etc. Estas baterías son un dispositivo electroquímico que almacena energía en forma química, hasta que se conecta con un circuito eléctrico, y la energía química se transforma en energía eléctrica. Todas las baterías son similares a la hora de construirlas y están compuestas por un número de celdas electrolíticas. Cada una de estas celdas está compuesta de un electrodo positivo y otro negativo. Además, las dos celdas están conectadas por un puente salino.

El aspecto malo de la pila, es que los ácidos y los materiales que se utilizan para su construcción, contaminan el medio ambiente.




OBJETIVOS:



El principal objetivo de esta práctica, en el ámbito de clase, es afianzar los conceptos de oxidación, reducción y potencial redox.
También sirve para demostrar lo sencillo que es construir un pila casera, y que además, que las reacciones químicas producen energía y que esta energía es electricidad.

Podemos destacar de este experimento la iniciativa para buscar nuevas fuentes de energía alternas, para no depender, en caso de una crisis energética mayor, del combustible fósil, el petróleo.




MATERIALES:



Para la realización de esta práctica dispondremos del siguiente material del laboratorio:

        - Sulfato de cobre
        - Sulfato de zinc
        - 2 vasos de precipitados de 250 cm^3
        - Una bureta graduada
        -1 puente salino
        - 2 electrodos
        - Cable con pinzas
        - Multímetro digital
        - Balanza




FUNDAMENTOS:



Las reacciones redox son aquellas en las cuales tiene lugar la transferencia de electrones con la consiguiente variación en el número de oxidación de los elementos. Este tipo de reacciones constituyen la base de muchos procesos de interés biológico como son las inherentes o la fotosíntesis. Otros son de importancia industrial y han podido dar lugar a un gran desarrollo tecnológico.

En esta experiencia se llevará a cabo la práctica de una de las aplicaciones fundamentales de las reacciones redox, constituyendo la pila Daniell con electrodos de Cu(+2)/Cu y Zn(+2)/Zn. Se aplicará el criterio de espontaneidad y los valores de potencial normal recogidos en la serie electroquímica para predecir el funcionamiento de esta pila y calcular su fuerza electromotriz (f.e.m.),comprobando, finalmente, de forma experimental nuestras conclusiones.




 PROCEDIMIENTOS:



Para la preparación de la pila Daniell es necesario tener una lámina de Zinc y otra lámina de cobre, que serán nuestros electrodos. Además, debemos de tener dos disoluciones de 100 ml cada una de concentración 0,5M.

Se llenarán dos vasos de precipitados de 0,2 litros, con las láminas anteriores, y, a continuación, se introducirá la lámina de Zn en la disolución de sulfato de Zn (ZnSO4) 0,5M, y la lámina de Cobre en la disolución de sulfato de cobre (CuSO4) 0,5M. Posteriormente se conectará ambas láminas con el hilo conductor y las disoluciones con el puente salino. Finalmente se medirá con el potenciómetro la diferencia de potencial entre ambos electrodos.





TABLA 1:

	CuSO4 . 5H2O	ZnSO4 . 7H2O
Peso molecular	249.68	287.54
Vol. De disolución	100 ml	100 ml
Molaridad	0,5 M	0,5 M
Masa	12,48 gr	14,37 gr

TABLA 2:

E° (Cu2+/Cu)	E° (Zn2+/Zn)	E°pila Teórica	E°pila Experimental
+0,34V	-0,76V	[+0,34 – (-0,76)]V=1,1V	+1,08V

CONCLUSIÓN:


Tanto en los procesos electroquímicos como electrolíticos se llevan a cabo reacciones de oxidación y reducción. Cada una de las cuales se llevan a cabo en un sitio específico (electrodo) y generan un flujo de electrones (corriente eléctrica). Sin embargo, existen diferencias significativas entre ambos procesos, específicamente en el hecho de que las reacciones en un dispositivo electroquímico son espontáneas;mientras que para llevar a cabo la electrólisis se requiere suministrar energía ya que no es un proceso espontáneo. Es por ello que las baterías funcionan poniendo en práctica fundamentos electroquímicos ya que generan electricidad apartir de las reacciones que se producen entre las sustancias que las componen.

Una vez que pusimos nuestro puente salino decidimos introducir los electrodos siendo Zinc y Cobre. El electrodo de cobre va en la disolucion de sulfato de cobre. El Zinc en la disolucion de sulfato de zinc. Debido a que la oxidación se da en el Zn y e la oxidacion va el ánodo, el polo negativo va al zinc. El lado positivo que corresponde al cátodo, le corresponde al Cobre. Como resultado, nuestra pila daba 1,08V y nuestra F.electromotriz estaba en torno al 1,1


MEJORAS:


Los resultados que obtuvimos fueron los esperados y la práctica se llevó a cabo de manera satisfactoria. Recomendamos la utilización de otros compuestos y disoluciones diferentes, como el acido sulfúrico.Para ello, tenemos que tener ciertas consideraciones para dicha realización,principalmente en la parte de la electrólisis del ácido sulfúrico. En esta, es mejor usar un cable de cobre que este aislado y sólo quitar el aislante a la parte que se introduzca a la bureta, con eso se evitará la pérdida de hidrógeno por alguna porción del cable que quede fuera. Además se deben conectar adecuadamente los caimanes a la pila para que se pueda suministrar correctamente la energía ya que varios de los equipos tuvieron problemas en este aspecto.

APLICACIONES INDUSTRIALES DE LOS PROCESOS REDOX

INTRODUCCIÓN:

Se denomina reacción de reducción-oxidación, a toda reacción química en la cual existe una transferencia electrónica entre los reactivos, dando lugar a un cambio en los estados de oxidación de los mismos con respecto a los productos.
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte: el agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido. Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox.

APLICACIONES:


Estos procesos tienen aplicación industrial con la finalidad de purificar y encontrar sustancias. Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales. Se calcula que en el mundo cada persona consume, en promedio, cinco pilas al año.


Una aplicación industrial de estos procesos redox que permite obtener cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio es la ELECTRÓLISIS de una solución de cloruro de sodio. Los procesos redox también son muy importantes, tanto por su uso productivo (por ejemplo la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro) como por su prevención (por ejemplo en la corrosión).

Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el HORNO ELÉCTRICO, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente. Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza.

La GALVANOTECNIA, otra aplicación industrial electrolítica,se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base.También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos,aumentando así su eficacia y resistencia.

Estas reacciones también son utilizadas en las industrias metalúrgicas y siderúrgicas, la primera de gran importancia debido a que así el mineral se convierte en un óxido abarcando los procesos de obtención de metales. La METALURGIA del hierro recibe el nombre especial de siderurgia. La obtención del hierro es un claro ejemplo de obtención de un metal por reducción. En la actualidad, la obtención del hierro se realiza principalmente por el método del alto horno; así para reducir el mineral y obtener el hierro, el horno se carga por la parte superior o tragante con una mezcla de mena, coque y caliza.

Otra aplicación de redox, es en las INDUSTRIAS DE COSMÉTICOS, productos de higiene y perfumes, las cuales están constituidas por sustancias naturales o sintéticas, de uso externos en las diversas partes del cuerpo humano, piel, sistema capilar, uñas, labios, órganos genitales externos, dientes, etc.
Las empresas tienen la responsabilidad de evaluar la estabilidad de sus productos, antes de ponerlos a disposición de consumo. Uno de los factores del cual se debe tener cuidado es el de las reacciones de óxido- 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.

También las usan 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. Mediante las sustancias antioxidantes, diversos alimentos susceptibles a la oxidación, alargan su vida útil.

WEBGRAFÍA:

http://iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/asignaturas/quimica2bac/materialdeaula/QUI2BAC%20Tema%206%20Reacciones%20redox%20y%20electroquimica/10_aplicaciones_de_las_reacciones_redox.html

http://es.scribd.com/doc/68117795/APLICACION-INDUSTRIAL-DE-LAS-REACCIONES-REDOX

PILAS

GUIÓN:

   
                   1. ¿Qué son las pilas? Clasificación
                   2. Pila de mercurio



¿QUÉ SON LAS PILAS?

Las pilas son aquellos instrumentos que producen energía eléctrica mediante reacciones redox espontáneas. Para entenderlo mejor, cuando dos materiales conductores distintos se ponen en contacto, debido a la diferencia de sus potenciales de barrera (que significa que tienen distinta distribución de energía en sus bandas de conducción), se produce entonces una fuerza electromotriz, capaz de generar corriente eléctrica. Este es el fundamento de la pila eléctrica.

Están compuestas por dos electrodos, el cátodo(positivo) y el ánodo(negativo), conectados a dos terminales. En el cátodo se produce la reducción y en el ánodo la oxidación. La energía que se transfiere se cuantifica a través de la diferencia de potencial generada por la pila, la cual se mide en Volt (V).

Generalmente los electrodos están formados por metales o no metales en contacto directo con sus iones. Todos los valores de potenciales de reducción de los elementos y sus respectivos iones se encuentran tabulados en condiciones estándar, en una tabla de potenciales de reducción. Las condiciones estándar se refieren a una temperatura de 25°C y una concentración molar de los iones de 1M, para los gases una presión de 1 atmósfera.
Estos valores han sido calculados gracias a los electrodos de referencia, es decir, para saber el potencial de reducción del cobre por ejemplo, se forma la pila entre este y un electrodo de referencia cuyo valor se establece. El más usado ha sido el electrodo normal de hidrógeno, asignándole el valor 0. Por lo tanto si el valor de la pila entre este y el cobre da 0.336v, deducimos que el valor del potencial de reducción del Cu+2 a Cu es de 0.336v. Mientras mayor es este potencial significa que el elemento tiene más tendencia a reducirse que otro. Esto sirve para saber quien se oxidará y reducirá cuando enfrentamos dos elementos en una pila. El de mayor potencial se reducirá y de menor potencial se oxidará.

Gráficamente, la pila se representaría de esta manera:

Algunas utilidades de las pilas son predecir reacciones redox y calcular potenciales. Sin embargo, su mayor utilidad es producir corrientes eléctricas de pequeña intensidad, destinadas fundamentalmente al funcionamiento de aparatos portátiles de radio, televisión, calculadoras, relojes, juguetes, etc. y también como fuente de energía en los satélites artificiales. Para conseguir una fuerza electromotriz mayor, las pilas se asocian en baterías en serie, y la intensidad de corriente producida varía desde algunos miliamperios hasta los 400 amperios necesarios para el arranque del motor del avión. Casi todas las reacciones redox se pueden emplear para la construcción de pilas, aunque solamente algunas de ellas son rentables económicamente.

Las pilas se clasifican de dos formas:

           -PRIMARIAS:  En ellas a medida que se va produciendo energía se agota el combustible, por lo que en un momento determinado la pila se agota y no se puede regenerar. Las pilas primarias pueden ser húmedas o secas, según qué electrolito esté libre, en forma líquida o absorbido en un medio poroso.

           - SECUNDARIAS:  En ellas, el proceso de conversión de energía eléctrica es reversible. También se les llama acumuladores, y la pila se puede recargar haciendo pasar corriente eléctrica a través de ella.

Un tipo de pila primaria, la PILA DE MERCURIO:


También llamada pila de óxido de mercurio, o celda de mercurio. Es una batería electroquímica no recargable y utilizan una reacción entre el óxido de mercurio y electrodos de zinc en un electrolito alcalino. La tensión durante la descarga se mantiene prácticamente constante, a 1,35 voltios, y tiene una gran capacidad.

Esta pila consiste en un cilindro de acero inoxidable, en el cual hay un ánodo que es una amalgama de cinc y mercurio, en contacto con un electrolito sumamente alcalino que consta de óxido de cinc y óxido de mercurio (II).

Este tipo de pila nos lo encontramos en la mayoría de aparatos electrónicos que nos rodean .Desde la II Guerra Mundial las baterías de mercurio se convirtieron en una fuente de alimentación popular para dispositivos electrónicos portátiles. Además, se utilizan en forma de las pilas de botón para relojes, audífonos y calculadoras, y en formas más grandes para otras aplicaciones.

La reacción  de reducción-oxidación que se produce en este tipo de pilas es:

El ánodo está formado por zinc amalgamado con mercurio. El cátodo está formado por una mezcla de óxido de mercurio y dióxido de manganeso, con una pequeña cantidad de grafito para que conduzca la electricidad. El electrolito puede estar constituido por hidróxido de sodio o hidróxido de potasio. En el caso de las de sodio, funcionan mejor a baja intensidad, y las de potasio a alta intensidad.

Algunas características de la pila, y a su vez ventajas, son:

       - El voltaje prácticamente es constante, de 1.35 voltios.
       - Tiene una densidad energética muy grande.
       - Es muy estable ante los cambios de temperatura.
       - Tiene un bajo nivel de autodescarga.
       - El periodo de almacenaje es mucho mayor que el de otras pilas.
       - Mantiene baja temperatura en fase de descarga.
       - Tiene un tamaño muy reducido.



A pesar de las ventajas que tiene, este tipo de pilas son las más tóxicas, ya que contienen un 30% de mercurio, y al ser usadas se convierten en un residuo muy tóxico. Una sola pila de estas, de tan solo 2 gramos puede contaminar 600.000 litro de agua.
De hecho, la venta de las pilas de mercurio está prohibida en muchos países. Tanto ANSI y IEC han retirado las estándares para las baterías de mercurio.

Para el mantenimiento de estas pilas, y para contribuir a la vez con el medio ambiente, debemos colocar las pilas atendiendo a su polaridad, nunca mezclar las nuevas con las gastadas y no descuidarse de los compartimientos de la pila.


WEBGRAFÍA:

http://www.quimicayalgomas.com/quimica-general/electrolisis-y-pilas/

http://www.ifent.org/lecciones/electrodinamica/eldinami45.asp

http://www2.ulpgc.es/descargadirecta.php?codigo_archivo=4576

http://es.scribd.com/doc/50768813/La-bateria-de-mercurio

https://prezi.com/vfylkbu9cfxv/pila-de-mercurio/

PRÁCTICA 3: VALORACIÓN ÁCIDO-BASE

INTRODUCCIÓN:


Una  valoración ácido-base es el conjunto de operaciones que se realizan en el laboratorio y tiene como finalidad conocer de la concentración de una disolución de un ácido o una base con la ayuda de una disolución de una base o un ácido del que conocemos su concentración, todo ello con la ayuda de un indicador ácido-base. En este caso vamos a utilizar unas gotas de fenolftaleina como indicador de pH y nuestra base problema será el hidróxido de sodio.

El objetivo final de esta valoración es calcular el pH del NaOH, a partir de una disolución de HCl, de concentración 2 M. El ácido clorhídrico es nuestra solución patrón, ya que es el reactivo del que podemos conocer su pH.

Para recordar conceptos básicos, diremos que un ácido es toda sustancia que al disolverse en agua cede iones H+. En cambio, una base es toda sustancia que al disolverse en agua cede iones OH-.



MATERIALES:


-NaOH (Base)

-HCl (Ácido)

-Matraz erlenmeyer

-Fenolftaleina (indicador Ph)

-Bureta

-Embudo

-Probeta

-Pipeta

HIPÓTESIS:


La práctica consiste en realizar una valoración de Ph, para lo cual calcularemos el Ph a partir de una disolucion HCL 2M. La hipótesis que elaboramos fue que, gracias al indicador de Ph (Fenolftaleina) íbamos a poder identificar los valores de PH y basándonos en la teoría aprendida en clase. Debatimos como iba a ser el proceso y llegamos a la conclusión que el indicador cambiaria de color (rosaàtranparente) cuando se produjese la neutralización entre nuestro ácido (HCL) y nuestra base ( NaOH)


PROCEDIMIENTO:


Cogemos el recipiente que contiene la disolución de NaOH, y con ayuda de una probeta
medimos unos 100 ml. A continuación, depositamos los 100 ml de la disolución de NaOH
en un matraz erlenmeyer y vertimos una gota de nuestro indicador de pH, nosotros
vamos a usar la fenolftaleína, que se pondrá de color rosa al estar en un ambiente básico
e incoloro cuando sea neutro o ácido, y agitamos la disolución. Ponemos el matraz
debajo de una bureta que esté sujeta y en la probeta vertemos la disolución de HCl hasta
los 100 ml. A continuación, abrimos en grifo de la bureta para que caiga el HCl en la
disulución de NAOH y nos fijamos en cómo cambia el color de la disolución hasta que se
vuelva incoloro. En ese momento, cerramos el grifo y hallamos el volumen de HCl que
hemos utilizado (restando a los 100 ml iniciales que teníamos lo que nos quede en la
bureta) para poder hacer los cálculos y hallar el pH y molaridad de la disolución inicial de
NaOH.

En vez de vinagre, hemos empleado HCl.

CONCLUSIÓN:

Una valoración ácido-base es una técnica  que permite conocer la concentración de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido neutralizada por medio de una base de concentración conocida, o viceversa. Se basa en una reacción de neutralización.
Gracias a la neutralización de NaOH y HCl conseguimos calcular el ph de la disolución de NaOH.

Cuando añadimos el indicador a nuestra base se pone de color fucsia porque es una base fuerte pero en el momento que añadamos HCl cuando lleguemos al punto de neutralización se volverá la disolución otra vez incolora debido a que se formara NaCl y H20 teniendo así un pH neutro.

Esta práctica nos ha servido para experimentar una neutralización entre dos compuestos fuertes y a la vez realizar una valoración teniendo que calcular a partir de una disolución que conocemos, datos de una disolución problema.

MEJORAS:


Para mejorar esta práctica podemos realizar el mismo procedimiento con distinto indicador de ácido-base, o incluso variando la acidez de los ácidos y las bases.



Valoración ácido-base (Neutralización)

PRÁCTICA 2: PASTA DE DIENTES PARA ELEFANTES

El objetivo de esta práctica es observar cómo, con el empleo de un catalizador, la reacción que vamos a emplear, se produce de manera más rápida.

Hipótesis:

En esta práctica vamos a ver cómo influye la presencia de yoduro de potasio (KI) en la descomposición del agua oxigenada.

Pues como ya hemos dicho en la práctica anterior, estamos ante una reacción exotérmica y, si además añadimos que el KI es un catalizador casi universal y que la reacción de la descomposición, necesaria para catalizar la reacción del agua oxigenada, es endotérmica, la reacción se disparará y se quedará en el fondo algún producto de yodo.

Argumento:

En esta práctica hemos comprobado la actuación de un catalizador en una reacción, pues al tener la mezcla de jabón y el agua oxigenada (H2O2), no pasaba nada.

Sin embargo, al añadir Yoduro de potasio (KI), nuestro catalizador, la energía de
activación de la reacción de descomposición del H2O2 se ha reducido, produciéndose la
reacción a temperatura ambiente: H2O2  H20 + ½O2

Además, el oxígeno desprendido ha reaccionado con el jabón, haciendo que se
produzca una rápida erupción de espuma, de color amarillo debido al yodo.
También hemos observado que la reacción era exotérmica, ya que el oxígeno que se
desprendía de forma gaseosa estaba caliente, al igual que la espuma y el recipiente que los
contenía.

Desarrollo:


1. Coloca el protector de plástico sobre la mesa para evitar que se manche, en nuestro caso utilizamos una bandeja grande.

 2. Pesa en el vidrio de reloj 3 g de yoduro potásico (KI) y colócalos en el Erlenmeyer

 3. Añade la mínima cantidad de agua destilada necesaria para disolverlo. Agita hasta que se disuelva del todo.

4. Ponte los guantes de goma y mide 40 ml de agua oxigenada del 30% en la probeta de 100 ml y viértelos en la probeta de 500 ml.

 5. Añade unos 20 ml (un chorreón, no es necesario medirlos) de detergente líquido y remueve (haciendo remolino) hasta que el agua oxigenada y el detergente se mezclen.

6. Si quieres, añade un poco de colorante en algunos puntos de la boca de la probeta para que la pasta de dientes salga rayada. Observa durante un minuto lo que ocurre y anotar el resultado

7. Añade la disolución de yoduro de potasio a la probeta y aparta la mano rápidamente. Retírate un poco de la probeta.

8. Puedes acercar una astilla encendida a la boca de la probeta y observar lo que ocurre. (opcional)

9. Una vez que ha terminado la reacción toca la probeta y mira si aumenta o disminuye la temperatura.

Datos:

En esta reacción se obtiene de resultado, tras la descomposición del agua oxigenada 

(H2O2) una vez catalizada por el yoduro potásico (KI), agua (H2O) y oxígeno (O2).

Conclusiones:

Se produce la descomposición del agua oxigenada debido a que utilizamos el  yoduro de 

potasio como catalizador . En esta experiencia se mezclan, en una probeta, una disolución de 

agua oxigenada comercial del 30 % y un poco de jabón liquido. Al añadir yoduro de potasio, 

este actúa como catalizador: la reacción de descomposición se acelera y aparece una gran 

cantidad de espuma debido al oxígeno desprendido. Al ser la reacción fuertemente 

exotérmica, parte del agua formada está en fase de vapor . Por otra parte, algunos aniones 

yoduro (I- ) se oxidan a yodo molecular (I2), que reacciona con los aniones yoduro presentes 

para formar el anión triyoduro (I3 -), produciendo una coloración amarillenta, según la 

reacción: I- + I2 ➞ I3 –

Mejoras:

Tras observar el proceso y ver sus resultados, podemos observar que con el empleo del catalizador, la reacción se produce de una forma más rápida en comparación con la reacción sin modificar.

Para mejorar este experimento,y que la reacción química se active más rápidamente, podemos emplear un catalizador más potente del que hemos usado.

Además, si modificamos las cantidades de los productos que usamos, podremos modificar la velocidad de reacción. Esto se explica con la ecuación de velocidad, en la que deducimos que la velocidad es proporcional a la concentración de producto, por tanto, a su cantidad. Tras observar el proceso y ver sus resultados, podemos observar que con el empleo del catalizador, la reacción se produce de una forma más rápida en comparación con la reacción sin modificar.



Para saber como proceder de una forma visual y más clara, a continuación presento un vídeo explicando la práctica de "pasta de elefantes":

PRÁCTICA 1: CATALASA

El objetivo de esta práctica es estudiar la acción catalítica de la catalasa, que es un antioxidante natura. Para ello, utilizaremos la buscada encima de la patata. 

Hipótesis:

Se trata de acelerar la reacción de descomposición del agua oxigenada (H2O2) en oxígeno (O2) y agua (H2O) mediante los agentes catalizadores de la patata y luego observaremos esta misma reacción con ácido clorhídrico (HCl). La reacción sería la siguiente:

H2O2(l) ----> H2O(l) + 1/2O2(g)

Se trata de una reacción exotérmica, por lo que, al cocer la patata, es probable  que se acelere la reacción (sin contar con los catalizadores que contiene la patata ya). Así que, la reacción debería transcurrir más rápidamente con la patata cocida que sin cocer.
Al añadir ácido clorhídrico, éste se disolvería en Cl- y H+, lo que crearía una diferencia de cargas, la zona negativa del peróxido de hidrógeno (O2) se iría con los cationes H+ y la parte negativa (H2) con los aniones Cl-, lo que hará que las partículas se atraigan y choquen entre sí produciéndose la reacción, así que, creo que al añadir ácido clorhídrico, la reacción se acelera todavía más.

Argumento: 

Hay antioxidantes naturales. Los antioxidantes en alimentos se definen como preservantes que retardan el deterioro por la oxidación. Estos pueden ser enzimas que aumentan la velocidad de ruptura de los agentes oxidantes (radicales libres).
La  función de la catalasa es convertir el agua oxigenada (H2O2 ) en agua (H20) y oxígeno (O2):
2 H2O2 → 2 H2O + O2

La patata contiene una enzima (catalasa) que es un poderoso antioxidante,por lo que impide la oxidación de las sustancias químicas. Si agregamos agua oxigenada  (H2O2) a una patata sin cocer, la catalasa separará el oxígeno del peróxido de hidrógeno, liberándolo. Cuando agregamos el peróxido de hidrógeno a una patata cocida no pasa nada, debido a que la enzima, que es una proteína, se desnaturalizará perdiendo su función biológica.

Desarrollo:

En primer lugar que trocean tres pequeños trozos de patata y se pone cada uno en un tubo de ensayo.

Se toma el primer tubo y se le añade un poco de agua, hasta un centímetro por encima del trozo de patata. Luego se calienta hasta hervir. Esta ebullición se mantiene durante un minuto. Al calentarlo, debemos preparar el tubo de vez en cuando, para que la sustancia de dentro no salga disparada y cause un accidente.

Ahora enfriamos en tuvo y la patata con agua, se escurre y se deja la patata hervida en el tubo.

Por último, se añade a las tres tubos, cada uno con su trozo de patata y uno de ellos hervido, agua oxigenada hasta uno o dos centímetros por encima de cada trozo. Si hay reacción, se desprende oxígeno y esto se percibe al observase burbujas.


Datos: 

Tras realizar esta reacción, podemos observar que en el primer tubo no se ha 
producido reacción, podemos concluir que la patata que ha sido hervida no ha servido 
como catalizador de la reacción.

En cambio, la patata ha servido como catalizador con un nivel de reacción medio. Tras 
añadirle el HCl y el NaOH sigue produciéndose una reacción, concluyendo en que son 
catalizadores de reacción.

Conclusión:

Como podemos observar, al principio, se forma burbujas donde no esta la patata, esto 
es asi, porque la patata hervida no sirve como catalizador. En el primer tubo, el 
resultado es que no ha habido reacción porque la patata hervida no es un catalizador. 
Al calentar la patata, la enzima (Catalasa) se desnaturaliza, perdiendo asi su función 
biológica. En el segundo y tercer tubo: el primer resultado tras el paso cuatro, ha sido 
de una reacción media, puesto que la patata en este caso si ha actuado como 
catalizador. Tras el paso seis, ha sido una reacción intensa, porque el HCL y el NaOH 
también han servido como catalizadores.

Mejoras:

Tras observar el proceso y ver sus resultados, podemos observar que con el empleo del catalizador, la reacción se produce de una forma más rápida en comparación con la reacción sin modificar.

Para mejorar este experimento,y que la reacción química se active más rápidamente, podemos emplear un catalizador más potente del que hemos usado.

Además, si modificamos las cantidades de los productos que usamos, podremos modificar la velocidad de reacción. Esto se explica con la ecuación de velocidad, en la que deducimos que la velocidad es proporcional a la concentración de producto, por tanto, a su cantidad.

Para saber como proceder de una forma visual y más clara, a continuación presento un vídeo explicando la práctica de la catalasa:

CONSERVACIÓN DE ALIMENTOS Y VELOCIDAD DE REACCIÓN

ÍNDICE:

                              1. ¿En qué consiste la conservación de alimentos?
                              2. ¿Qué es la velocidad de reacción?
                              3. Método de conservación: la esterilización y la pasteurización




¿EN QUÉ CONSISTE LA CONSERVACIÓN DE ALIMENTOS?


Las técnicas de conservación de alimentos son las encargadas de aumentar la disponibilidad de los alimentos tanto para el consumo humano como el animal. La acción de conservar los alimentos consiste en bloquear la acción de los agentes ajenos o en el interior de los mismos, como microorganismos o encimas naturales, que puedan alterar sus características originarias, como el olor o incluso el sabor. 

En el desarrollo de la industria conservera, la posibilidad de aplicar técnicas para conservar los alimentos, ha supuesto un notable avance. Además, la finalidad de estas técnicas es doble, puesto que a parte de mantener el alimento en buenas condiciones, aporta unos sabores muy apreciables.

Algunos de estos métodos se utilizan desde hace más de diez mil años, aunque se han ido perfeccionando. Algunos ejemplos son el salazón, el curado, ahumado, escabechado, la refrigeración o la aplicación del calor mediante el cocinado de los alimentos.

¿QUÉ ES LA VELOCIDAD DE REACCIÓN?


La velocidad de reacción nos indica lo deprisa que se efectúa una reacción, es decir, se mide la cantidad que se transforma en la unidad de tiempo. La velocidad de reacción depende de algunos factores como la naturaleza de los reactivos, y además, algunos que nos permitan aumentar la velocidad, como aumentando la temperatura y usando catalizadores.
La rapidez de la reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, es decir en mol/L/s, que es lo mismo que mol/(L·s).

El catálisis es el proceso por el cual se aumenta o disminuye la velocidad de una reacción química. Hay tres tipos de catalizadores:
      - Reducen la velocidad de la reacción: "catalizadores negativos" o "inhibidores"
      - Aumenta la velocidad: "catalizadores positivos" o "promotores"
      - Desactivan la reacción: "venenos catalíticos"

Se pueden considerar como catalizadores naturales las enzimas, que son moléculas de naturaleza proteica. Las enzimas funcionan disminuyendo la energía de activación de una reacción. Estas no alteran el balance energético de las reacciones en las que intervienen, ni modifican el equilibrio de la reacción, sin embargo, consiguen acelerar el proceso incluso millones de veces.

Una reacción que se produce bajo el control de na enzima o de cualquier otro catalizador, alcanza el equilibrio mucho más deprisa que la correspondiente reacción no catalizada.

MÉTODO DE CONSERVACIÓN: LA ESTERILIZACIÓN Y LA PASTEURIZACIÓN

El método de REFRIGERACIÓN es un tratamiento al que se somete un alimento y que tiene como resultado la eliminación de todos los gérmenes. Esta técnica es la más utilizada en la industria láctea.

Uno de los procesos de esterilización más empleados es la PASTEURIZACIÓN. Este es un tratamiento térmico de los productos en sus recipientes, con valores de temperatura y tiempo de calentamiento determinados. Los objetivos de este método son:

      - Destruir los microorganismos que tienen elevadas concentraciones de ácida acético

      - Inhibir las reacciones enzimáticas que causan alteraciones, como anteriormente explicado. 

      - Reducir las alteraciones por oxidación o en las que participa el oxígeno, liberando el aire retenido en la parte superior de algunos envases que lo permiten.


Para determinar las condiciones a las que se debe de pasteurizar, se debe conocer previamente la temperatura de partida, el instante y la temperatura cuando se produce el calentamiento más lento del tarro, y el tiempo necesario para elevar la temperatura del contenido hasta el nivel apropiado.

Para los productos que tienen baja acidez, el método de la pasteurización es idóneo para la obtención de productos crujientes, con buen aspecto y estabilidad.

WEBGRAFÍA:


http://wikitransformers.wikispaces.com/METODOS+DE+CONSERVACION+DE+ALIMENTOS

http://pendientedemigracion.ucm.es/info/diciex/programas/quimica/html/veloreacci.html

http://html.rincondelvago.com/conservacion-de-alimentos_4.html

http://www.laloncherademihijo.org/padres/tecnicas-conservacion-alimentos.asp

http://www.bedri.es/Comer_y_beber/Conservas_caseras/Metodos_de_conservacion.htm

LA ENTROPÍA

ÍNDICE:

                            1. ¿Qué es la entropía?
                            2. ¿Cuál es su importancia para el universo?
                            3. ¿Cuál es su relación con otras disciplinas?
                            4. La entropía como flecha del tiempo
                            5. Bibliografía


¿Qué es la entropía?

La entropía es una magnitud física que nos informa sobre el desorden de un sistema. También se puede decir que es aquella parte de la energía que no puede utilizarse para producir un trabajo. Esto se debe al grado de desorden que tienen las moléculas de un cuerpo. 
Esta magnitud en Termodinámica se representa por la letra "S", y es considerada una función de estado.

En la imagen anterior, tiene mayor entropía el gas, pues sus moléculas estás más desordenadas que las que constituyen el sólido.



¿Cuál es su importancia en el universo?

El universo es el conjunto constituido por un sistema y sus alrededores. Por tanto, como no hay nada fuera de él, se considera un sistema aislado. 
Podemos calcular la variación de entropía de un sistema termodinámico entre dos estados, de la misma manera que podemos calcular la variación de entropía de los alrededores, de todo aquello que ha interaccionado con nuestro sistema. Esto es lo que se denomina variación de entropía del universo. 

Como el Universo se considera un sistema aislado, la entropía del mismo aumenta con el tiempo, de acuerdo a la segunda ley de la Termodinámica. Esto se debe a que al formarse galaxias o cuando arden estrellas, emiten fotones al espacio que se unen al gas de ellos que había anteriormente, haciendo que aumente la entropía. A este hecho lo llamamos "Principio de evolución", ya que nos marca un sentido a la evolución del mundo físico.

La entropía es tan importante para el Universo porque, según Clausius, cuando la entropía en el Universo sea máxima, habrá un equilibrio entre todas las temperaturas y presiones, lo que provocará la muerte térmica del Universo. Esto significa que toda la energía se encontrará en forma de calor y no podrán darse transformaciones energéticas. Ese equilibrio térmico se encontrará cerca de los cero grados kelvin, lo que imposibilita la vida.

Relación con otras disciplinas

La entropía tiene relación con otras disciplinas distintas de la Física.

La relación con la FILOSOFÍA se remonta a la visión del Cosmos en la Gracia Antigua. Los presocráticos que fueron los primeros filósofos, pensaban en la problemática de que el desorden en el mundo aumentara constantemente.
Según este mito, el mundo no había sido siempre el mismo, ni lo sería eternamente. Heráclito pensaba que todo volvía al fuego original cada 10.800 años, siendo el fuego la causa y el efecto de la fluidez cósmica. Para Pitágoras, el Universo era un todo único, el Kosmos, que se debía a su estructura. Dios era la armonía de todas sus artes, que estaban determinadas por los números.

La relación con la BIOLOGÍA se basa en la evolución de las especies. Conforme las especies evolucionan, estos organismos se hacen cada vez más complejos, es decir más ordenados. Se podría decir que la evolución de las especies avanza en orden decreciente de entropía.
Todo empezó cuando Darwin publicó su libro sobre la Teoría de la Evolución, según la cual, las especies evolucionan por selección natural. Esta selección natural provocó una disminución en la entropía del sistema. Esto permitía que si la naturaleza estaba en continuo y creciente desorden, la naturaleza de las especies estaba en continua evolución.

La relación con la GEOLOGÍA se basa en el estudio de los minerales y sus propiedades, en concreto la dureza. En este campo se diferencia notablemente entre entropía alta y entropía baja.
Cuando las moléculas están totalmente ordenadas, nos encontramos ante un mineral incapaz de ser rayado por otro mineral distinto de él. El diamante representa el orden molecular.

Entropía como flecha del tiempo

Como hemos visto en los apartados anteriores, la entropía del universo aumenta con el tiempo, lo que nos permite saber que, un sistema más ordenado existía previamente del desorden de hoy día. Esto nos permite saber que conforme pasen los años, la entropía seguirá aumentando hasta que llegue un punto máximo, en el cual habrá un equilibrio térmico y la imposibilidad de vida a cero grados kelvin.

Saber esto nos permite averiguar en qué sentido va el tiempo, allá donde vaya la entropía.







BIBLIOGRAFÍA:




http://www.preguntame.info/2012/02/que-es-la-entropia.html

http://acer.forestales.upm.es/basicas/udfisica/asignaturas/fisica/termo2p/universo.html

http://es.slideshare.net/Genesismilena/entropia-13973005

http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/therm/entrop.html

http://quimica-teorica-practica.blogspot.com.es/2012/12/la-entropia.html