CONSTRUCCIÓN DE UNA 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.

 

 

	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

 

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

 

https://www.youtube.com/watch?v=geYsz44aSE8

 

 

 

 

Aplicaciones en la industria de las reacciones redox

APLICACIONES INDUSTRIALES DE LOS PROCESOS REDOX

ÍNDICE

Introducción

Aplicaciones industriales de los procesos redox

Electrodeposición

Conclusión

 

-INTRODUCCIÓN

Muchos procesos industriales se basan en las reacciones redox, sobretodo la industria relacionada con los metales.

En este trabajo expondré los principales usos de las reacciones redox en la industria y me centraré en la electrodeposición, ya que al empezar este tema el profesor mencionó esta aplicación y me resultó muy interesante ya que tenía otra idea de cómo se realizaba el proceso, por lo que me ha animado a investigar un poco más a fondo y plasmarlo en este trabajo.
Finalmente realizaré una pequeña conclusión del trabajo realizado.


-APLICACIONES INDUSTRIALES DE LOS PROCESOS REDOX
Se denomina reacción de reducción-oxidación a toda reacción química en la que 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. Son la base del funcionamiento de las pilas.
 

Estos procesos tienen una  aplicación industrial de purificar y encontrar sustancias, ya que las reacciones de redox constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales. Una aplicación industrial de los procesos de óxido-reducción que permite obtener cloro, hidrogeno e hidróxido de sodio es la electrólisis de una solución de cloruro de sodio.

Los procesos redox también son muy importantes, por ejemplo, en  la reducción de minerales para la obtención del aluminio o del hierro o 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 funden y se ionizan. A continuación, se deposita el metal. Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, estaño,  cobre,  oro y  plata. La ventaja de extraer o metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza.

Otra aplicación es la galvanotecnia que se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que necesiten un recubrimiento.

-ELECTRODEPOSICIÓN

La electrodeposición, es un proceso electroquímico donde los cationes metálicos contenidos en una solución acuosa se depositan en una capa sobre un objeto conductor. El proceso utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la superficie del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la superficie creando un recubrimiento.

La electrodeposición se utiliza principalmente para recubrir con una capa de metal dándole una propiedad a una superficie, como resistencia a la corrosión.

La pieza que se desea recubrir se sitúa en el cátodo del circuito, mientras que el ánodo es del metal con el que se desea recubrir la pieza. El metal del ánodo se va consumiendo, reponiendo el depositado

 

-CONCLUSIÓN
Los procesos redox en la industria constituyen una importante parte ya que sin ellos no podríamos darle características específicas a los metales mediante películas protectoras de otras (electrodeposición).
También son imprescindibles en los procesos de refinados de metales mediante la deposición de metales.Son la base de los procesos relacionados en la metalurgia y siderurgia.

 

 

 

PILAS

ÍNDICE

Introducción

Definición de pila

Tipos de pilas

Ventajas y desventajas de las pilas alcalinas

Conclusión

- INTRODUCCIÓN

En este trabajo voy a exponer qué es una pila, ya que al ser un dispositivo tan utilizado en nuestra sociedad todos deberíamos tener un pequeño concepto de qué son.

Seguidamente hare una breve mención de los tipos de pilas más importantes adjuntando una imagen de cada una.  Me centraré en la explicación de las pilas alcalinas ya que son las más comunes y utilizadas para cualquier aparato.

Para concluir finalizaré con las ventajas y desventajas de dichas pilas y haré una breve reflexión sobre este trabajo.

 

-DEFINICIÓN DE PILA

Una pila es un dispositivo que aprovecha la energía de la transferencia de electrones que tiene lugar en su interior  gracias a las reacciones de oxidación-reducción y la convierte en energía eléctrica, siempre que la reacción sea espontanea.

 

Existen dos clases de pilas:

·         La primaria: Es aquella que su carga no puede renovarse cuando se agota, excepto reponiendo las sustancias químicas de las que está compuesta.

·         La secundaria: Es aquella cuya carga sí puede reactivarse, sometiéndola al paso prolongado de una corriente eléctrica continua, en sentido inverso al de la corriente de la pila. El nombre más corriente es la pila recargable.

 

 

-TIPOS DE PILAS

Pilas secas: Basadas en la oxidación del cinc en medio un poco ácido. Son las llamadas pilas comunes. Sirven para aparatos sencillos y de poco consumo.

                                                  

Pilas alcalinas o de cinc/dióxido de manganeso: La diferencia con la pila seca es el electrolito utilizado. Son las de larga duración.
Son un tipo de pilas que obtienen su energía de la reacción entre el zinc y el dióxido de manganeso (MnO₂), empleando hidróxido de potasio como electrolito.

Las pilas alcalinas tienen una gran densidad de energía , menor costo y  una vida útil más larga que otras pilas convencionales .

Pilas de níquel/cadmio: Poseen ciclos de vida múltiples, pero una desventaja es su  baja tensión. Pueden ser recargadas hasta 1000 veces y alcanzan a durar decenas de años.

Pilas botón: Son llamadas así por su tamaño reducido. Son imprescindibles para audífonos, marcapasos, relojes, calculadoras y aparatos médicos.

Pilas de óxido mercúrico: Son las más tóxicas. Deben manipularse con precaución en los hogares, dado que su ingestión accidental puede resultar letal.

Pilas de cinc-aire: Se las distingue por tener gran cantidad de agujeros diminutos en su superficie. Tienen mucha capacidad y una vez en funcionamiento su corriente es continua.

 

Pilas de níquel:  El cátodo es óxido de níquel y el electrolito hidróxido de potasio. La densidad de energía producida por estas pilas es el doble de la producida por las níquel /cadmio, por lo que representan la nueva generación de pilas recargables.

Pilas de óxido de plata: Son de tamaño pequeño, usualmente de tipo botón. Contienen 1 % de mercurio aproximadamente.

Pilas de litio: Producen tres veces más energía que las pilas alcalinas, y poseen también mayor voltaje inicial que éstas.
Se utilizan en relojes, calculadoras, flashes de cámaras fotográficas…

-VENTAJAS DE LAS PILAS ALCALINAS

En la batería alcalina, el ánodo es zinc en polvo que proporciona más área de superficie y una mayor longevidad que el zinc sólido. Debido a su composición química, las pilas alcalinas mantienen una fuente constante de energía durante un período de tiempo más largo.

Algunas baterías alcalinas son recargables, por lo que se las puede utilizar indefinidamente

El proceso de recarga invierte el flujo de electrones y restaura el ánodo de zinc.

 

-DESVENTAJAS DE LA PILA ALCALINA

Las pilas alcalinas cuestan más que las baterías de zinc .

Aunque las pilas son una cómoda fuente de energía productora de electricidad a partir de reacciones químicas, una vez agotadas son  un residuo bastante peligroso.

 La corriente eléctrica generada por las pilas es más cara que la de red.

Cuando las pilas se agotan, suelen ser transportadas en la bolsa de basura a vertederos, donde son abandonadas o incineradas.

Si se acumulan en los vertederos, con el paso del tiempo, las pilas pierden la carcasa blindada que las recubre y se vierte su contenido, compuesto principalmente por metales pesados. Estos metales, infiltrados desde el vertedero, acabarán contaminando las aguas subterráneas.

Si se incineran, los los gases resultantes darán lugar a elementos tóxicos

 -CONCLUSIÓN

Las pilas son tan usadas en nuestra vida diaria que se han convertido en dispositivos casi imprescindibles.

Las pilas incluso han dado la posibilidad a millones de personas de seguir viviendo, ya que por ejemplo un marcapasos está compuesto por una pila, por lo que la vida de esa persona depende de la misma.

Innumerables aparatos que usamos en nuestro día a día necesitan pilas. No se tendrían relojes, radios, televisores… una serie de aparatos con los cuales ya estamos acostumbrados a vivir.

Por otra parte, hay que tener consideración con el medio ambiente ya que los metales que contienen dentro son metales pesados perjudiciales tanto para la salud como para el entorno, por lo que debemos concienciarnos y procurar hacer un buen uso de ellas y una vez finalizado su trabajo, llevarlas a un punto de recogida de pilas.

 

 

 

 

 

Valorización 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

 

-Matraz de Erlenmeyer

-Bureta

-Probeta

-NaOH

-Hcl

-Pipeta

-Fenolftaleína

 

Hipótesis

 

La práctica consiste en realizar una valoración ácido-base para lo cual calcularemos el ph a partir de una disolución de Hcl 2 Molar.

La hipótesis que elaboramos fue que gracias al indicador de ph (fenolftaleína) íbamos a poder identificar los valores de ph. Debatimos cómo iba a ser el proceso y llegamos a la conclusión de que el indicador de ph  cambiaría de color cuando se produjese la neutralización entre las disoluciones.

 

 

 

Procedimientos

 

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 le echamos 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 meneamos 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.

 

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.

https://www.youtube.com/watch?v=_ivZA-GeX7o

 

Prácticas: acción de los catalizadores III

PASTA DE DIENTES PARA ELEFANTES


ÍNDICE

1-Introducción
2-Hipótesis
3-Argumentación Teórica
4-Material
5-Desarrollo
6-Datos obtenidos
7-Conclusiones y su relación con la teoría
8-Mejoras posibles
9-Realización en vídeo


INTRODUCCIÓN

En esta práctica vamos a comprobar la descomposición del agua oxigenada (H2O2) catalizada por el yoduro de potasio (KI). La reacción de descomposición del agua oxigenada es: H2O2 (aq)--> H20 (l) + O2 (g)
EL yoduro de potasio es un catalizador porque sólo aumenta la velocidad de reacción, no se gasta como reactivo. Sin embargo, una pequeña parte si que reacciona, convirtiéndose en yodo.
La presencia del yodo se pone de manifiesto por el color marrón de algunas zonas del producto.
La reacción se realiza en una probeta graduada bastante alta, ya que el producto formado sale verticalmente hacia arriba de forma rápida. Por eso y por su textura se le llama pasta de dientes para elefantes. Como el agua oxigenada es un oxidante hay que protegerse las manos con guantes. Además como la reacción es muy rápida es conveniente llevar gafas protectoras.

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.

 

ARGUMENTACIÓN TEÓRICA

 

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 à 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.

 

MATERIAL

 

Probeta graduada de 500 ml

Probeta graduada de 100 ml

Vidrio de reloj

Balanza

Guantes

Gafas de seguridad

Protector de plástico

Colorante

Detergente líquido

Agua oxigenada del 30%

KI

Matraz de Erlenmeyer

 

DESARROLLO

 

Coloca el protector de plástico sobre la mesa para que no se manche. Pesa en el vidrio de reloj 3 gr de KI y colócalos en el Erlenmeyer. Añade la mínima cantidad de agua necesaria para disolverlo. Agita hasta que se disuelva todo.

Pone guantes de goma y mide 40 ml de H2O2 en la probeta de 100 ml y viértelos en la de 500 ml.

Añade unos 2o ml de detergente liquido y remueve.

Si quieres añade un poco de colorante en la boca de la probeta para que la pasta salga rayada.

Añade la disolución de yoduro de potasio a la probeta y aparta la mano rápidamente .Una vez terminada la reacción toca la probeta y podrás comprobar que se trata de una reacción exotérmica.

 

DATOS OBTENIDOS

 

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 Y SU RELACIÓN CON LA TEORÍA

 

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 POSIBLES

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. 

 

Realización de la práctica en vídeo https://www.youtube.com/watch?v=ASN3cblaaB4

 

 

 

 

 

 

Prácticas:acción de los catalizadores II

ACCIÓN DE LOS CATALIZADORES II

ÍNDICE
1-Introducción
2-Hipótesis
3-Argumentación teórica
4-Material
5-Desarrollo
6-Datos
7-Conclusión y su relación con la teoría
8-Mejoras posibles
9-Vídeo de su realización



INTRODUCCIÓN
Los catalizadores son sustancias que modifican la velocidad de las reacciones sin experimentar ningún cambio y sin que se modifique la cantidad de producto formado.
El objetivo es observar el efecto de un catalizador sobre la velocidad de una reacción. Para ello lo haremos mediante esta práctica utilizando patata que contiene una enzima llamada catalasa y agua oxigenada.
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) y NaOH. La reacción sería la siguiente:

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

Es 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.

 

ARGUMENTACIÓN TEÓRICA

 Hay antioxidantes naturales. Los antioxidantes en alimentos se definen como preservantes que retardan el deterioro por la oxidación.
Los antioxidantes 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---> 2H2O + O2
La patata contiene una enzima llamada catalasa que es un poderoso antioxidante, por lo que impide la oxidación de las sustancias químicas. Si agregamos agua oxigenada a una patata sin cocer, la catalasa separa el oxígeno del peróxido de hidrógeno, liberando oxígeno.SI al agregar el peróxido  de hidrógeno a una patata cocida no pasará nada, debido a que la enzima que es una proteína se desnaturaliza perdiendo su función biológica.

MATERIAL

Tubo de ensayo
Agua del grifo
Espátula
Patata
Agua oxigenada
Ácido clorhídrico
Hidróxido sódico

DESARROLLO
Se toman tres pequeños trozos de patata y se pone cada uno en un tubo de ensayo. Se toma el primer tubo, se añade un poco de agua y se calienta hasta hervir. Se mantiene la ebullición durante un minuto.
Se enfría con agua, se escurre y se deja la patata hervida en el tubo.
Se añade a los tres tubos(cada tubo con su trozo de patata, uno de ellos hervido) agua oxigenada.
Si hay reacción desprende oxígeno y se producen burbujas.
Al segundo tubo se le añade HCL y se agita con fuerza.
Al tercer tubo se le añade  NAOH y se agita con fuerza.


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 Y SU RELACIÓN CON LA TEORÍA

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 POSIBLES

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.

La realización de la práctica en vídeo https://www.youtube.com/watch?v=M3bp3QmRZiw