En ese contexto apareció un dispositivo que parecía desafiar la intuición: un encendedor capaz de producir una llama sin chispa, sin fricción y sin combustión previa, únicamente mediante la interacción entre un gas invisible y un pequeño fragmento de metal. El fenómeno no era magia, sino una aplicación directa —y sorprendentemente temprana— de principios químicos fundamentales.

La lámpara de Döbereiner, desarrollada en 1823, fue uno de los primeros dispositivos domésticos basados en catálisis heterogénea y en la generación controlada de hidrógeno. Durante varias décadas se fabricó en masa y se utilizó en miles de hogares europeos, convirtiéndose en un raro ejemplo de tecnología química avanzada integrada en la vida cotidiana del siglo XIX.

Más allá de su valor histórico, este encendedor plantea una pregunta que sigue siendo relevante hoy:
¿cómo fue posible que un conocimiento químico tan profundo se tradujera en un objeto funcional, fiable y reproducible con los medios de la época?

Responder a esa pregunta implica adentrarse en la figura de su inventor, en la química que hace posible el encendido catalítico y en el ingenioso diseño mecánico que permitió controlar un gas altamente inflamable sin recurrir a sistemas modernos. Y es precisamente ahí donde comienza la verdadera historia de la lámpara de Döbereiner.

Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849)

Johann Wolfgang Döbereiner nació en 1780 en Hof, Baviera, en un entorno modesto y alejado de los círculos académicos tradicionales. A diferencia de muchos científicos de su tiempo, Döbereiner fue en gran medida autodidacta, formándose mediante la lectura, la experimentación y la práctica constante de la química en un periodo en el que esta disciplina aún estaba definiendo sus bases teóricas.

Su talento experimental le permitió integrarse progresivamente en el ámbito universitario, hasta convertirse en profesor de química y farmacia en la Universidad de Jena. Allí mantuvo una relación intelectual cercana con Johann Wolfgang von Goethe, con quien compartía interés por los fenómenos naturales, la experimentación directa y la búsqueda de leyes generales que explicaran la materia.

Desde el punto de vista científico, Döbereiner es recordado principalmente por dos aportaciones fundamentales. La primera es la formulación de las tríadas de Döbereiner, un intento temprano de clasificar los elementos químicos en grupos de tres con propiedades periódicas, considerado hoy un antecedente directo de la tabla periódica moderna. La segunda —y la más influyente en la vida cotidiana de su época— fue el desarrollo de la lámpara de Döbereiner en 1823.

Este invento no surgió como un simple experimento de laboratorio, sino como una aplicación práctica de observaciones sobre la reactividad del hidrógeno y el comportamiento catalítico del platino. Döbereiner comprendió que ciertas superficies metálicas podían acelerar reacciones químicas sin consumirse en el proceso, un concepto que hoy resulta familiar, pero que en el primer tercio del siglo XIX era todavía incipiente.

La lámpara de Döbereiner representó así una rara convergencia entre química teórica, experimentación empírica y diseño funcional. Fue uno de los primeros ejemplos de tecnología química diseñada explícitamente para el uso doméstico, y su éxito comercial —con cientos de miles de unidades fabricadas— demuestra que Döbereiner no solo entendía la ciencia, sino también cómo traducirla en un objeto reproducible y fiable.

Aunque su nombre no suele aparecer junto al de los grandes revolucionarios de la química, la obra de Döbereiner ocupa un lugar clave en la transición entre la química descriptiva del siglo XVIII y la química aplicada e industrial que dominaría el siglo XIX. Su encendedor catalítico es una prueba temprana de que la química podía salir del laboratorio y convertirse en tecnología cotidiana mucho antes de la electrificación y la era del gas.

La química detrás de la lámpara de Döbereiner

El funcionamiento de la lámpara de Döbereiner se basa en una combinación cuidadosamente controlada de reacciones ácido–metal, fenómenos de adsorción superficial y oxidación catalítica. Aunque el dispositivo es mecánicamente sencillo, los procesos químicos implicados son sorprendentemente sofisticados para su época.

1. Generación de hidrógeno por reacción ácido–metal

El hidrógeno se produce in situ mediante la reacción entre zinc metálico y ácido sulfúrico diluido, un sistema bien conocido incluso a principios del siglo XIX por su fiabilidad y relativa facilidad de control.

La reacción global puede expresarse como:

O, desde un punto de vista iónico:

Desde el punto de vista termodinámico, la reacción es favorable debido al potencial estándar del par Zn²⁺/Zn (–0,76 V), lo que explica la liberación espontánea de hidrógeno en medio ácido.

La velocidad de generación de H₂ depende de varios factores críticos:

• concentración del ácido (generalmente baja para evitar una reacción demasiado violenta),
• área superficial del zinc,
• temperatura del sistema,
• presencia de impurezas metálicas que pueden generar microceldas galvánicas y acelerar la reacción.

El diseño del dispositivo aprovecha esta cinética moderada para producir un flujo de hidrógeno continuo pero controlable, suficiente para la ignición sin acumulaciones peligrosas.

2. Transporte del hidrógeno y contacto con el catalizador

El hidrógeno generado asciende por diferencia de densidad y es conducido hacia la parte superior del dispositivo mediante un tubo estrecho. Este conducto no tiene únicamente una función geométrica: actúa también como elemento regulador del caudal, evitando turbulencias y mezclas prematuras con el aire antes de llegar al catalizador.

El gas alcanza entonces la esponja de platino, el componente clave del sistema.

3. El papel del platino: catálisis heterogénea

El platino utilizado no es una superficie pulida, sino platino esponjoso o platino negro, caracterizado por una altísima área superficial específica. Esta estructura porosa maximiza los sitios activos disponibles para la reacción.

Sobre la superficie del platino ocurren varios procesos simultáneos:

1. Adsorción del hidrógeno molecular (H₂).
2. Disociación del H₂ en átomos de hidrógeno adsorbidos sobre el metal.
3. Adsorción del oxígeno atmosférico (O₂).
4. Oxidación superficial del hidrógeno, formando agua.

La reacción global es:

Esta reacción es fuertemente exotérmica. La energía liberada no se disipa inmediatamente, sino que se acumula localmente en el propio catalizador, elevando rápidamente su temperatura.

4. Incandescencia del platino y autoignición del hidrógeno

A medida que progresa la oxidación catalítica, la temperatura del platino aumenta hasta alcanzar valores del orden de 500–700 °C, lo suficiente para que el metal comience a incandescer visiblemente.

Este calentamiento tiene dos consecuencias fundamentales:

• el platino se convierte en una fuente térmica localizada,
• el hidrógeno que atraviesa o rodea el catalizador alcanza su temperatura de ignición.

En ese punto, parte del hidrógeno se inflama espontáneamente al entrar en contacto con el oxígeno del aire, generando una llama estable.

Es importante destacar que la llama no es el inicio del proceso, sino su consecuencia. El encendido comienza como una reacción catalítica silenciosa y solo después se manifiesta como combustión visible.

5. Control químico sin válvulas modernas

Uno de los aspectos más notables del diseño es que no depende de válvulas químicas ni de reguladores de presión modernos. El control del proceso se basa en:

• la velocidad de la reacción ácido–metal,
• la geometría del sistema,
• la interrupción física del contacto entre el ácido y el zinc cuando se cierra el mecanismo.

Al cesar la producción de hidrógeno, el platino se enfría rápidamente, la oxidación catalítica se detiene y la llama se extingue sin residuos ni productos peligrosos adicionales, más allá del vapor de agua.

6. Importancia química del sistema

Desde una perspectiva moderna, la lámpara de Döbereiner es notable porque:

• emplea catálisis heterogénea décadas antes de su formalización teórica,
• demuestra la importancia de la estructura superficial del catalizador,
• integra cinética química, termodinámica y diseño físico en un solo dispositivo,
• convierte una reacción de laboratorio en una aplicación tecnológica reproducible.

No es exagerado afirmar que este encendedor anticipa conceptos que hoy son fundamentales en pilas de combustible, convertidores catalíticos y reactores industriales.

Funcionamiento mecánico de la lámpara de Döbereiner

Aunque la lámpara de Döbereiner suele describirse como un “encendedor químico”, su éxito práctico depende en gran medida de un diseño mecánico sorprendentemente eficaz, capaz de regular la producción y liberación de hidrógeno sin recurrir a válvulas de precisión, juntas elásticas o materiales modernos.

El dispositivo puede entenderse como un sistema integrado de generación, conducción, activación y extinción, donde cada componente cumple una función específica y necesaria.

1. El recipiente de reacción: contención y control pasivo

La base del dispositivo es un recipiente de vidrio grueso, generalmente cilíndrico o globular, que contiene una disolución diluida de ácido sulfúrico. Su interior alberga otro recipiente. abierto por la parte baja, que contiene los fragmentos de zinc metálico colgando desde la parte superior.

El uso de vidrio no es casual:

• es químicamente resistente al ácido,
• permite observar el estado de la reacción,
• no introduce impurezas metálicas adicionales,
• soporta moderadas variaciones térmicas.

El primer recipiente no está sellado herméticamente, lo que permite que la solución de ácido sulfúrico varíe su nivel. Por otro lado, el recipiente interior tiene una válvula en el extremo superior que, cuando se abre, deja escapar el gas de su interior, haciendo subir el nivel de ácido en este recipiente que entra en contacto con el zinc y produce hidrógeno.

Cuando se cierra la válvula, el hidrógeno, al no poder escapar, hace aumentar la presión dentro del recipiente empujando la solución hacía el primer recipiente. Al bajar el nivel de la solución, esta deja de estar en contacto con el zinc deteniendo la reacción.

2. El sistema móvil: válvula, émbolo o tapa articulada

El elemento central del control mecánico es un sistema móvil, que puede adoptar distintas formas según el fabricante:

• una tapa articulada,
• un brazo basculante,
• un pequeño émbolo vertical.

Este elemento cumple varias funciones simultáneas:

1. Abre o cierra la salida del hidrógeno hacia la boquilla.
2. Modifica la geometría interna del sistema, afectando al contacto entre el ácido y el zinc.
3. Permite al usuario controlar el proceso con un único gesto mecánico.

Cuando el mecanismo se eleva o se acciona:

• el hidrógeno puede salir libremente,
• la presión interna disminuye,
• la reacción ácido–metal se mantiene activa.

Cuando el mecanismo se baja:

• se bloquea la salida de gas,
• aumenta ligeramente la presión interna,
• el contacto efectivo entre ácido y zinc se reduce,
• la generación de hidrógeno disminuye o se detiene.

Este control es indirecto y pasivo, pero suficiente para el propósito del dispositivo.e.

3. El conducto de salida: geometría como regulador

Desde el recipiente, el hidrógeno asciende por un tubo estrecho hacia la parte superior de la lámpara. Este conducto cumple varias funciones críticas:

• dirige el gas hacia el catalizador,
• limita el caudal por simple restricción geométrica,
• evita turbulencias excesivas,
• reduce la mezcla prematura con el aire.

No se trata de un regulador de presión en sentido moderno, sino de un limitador de flujo basado en sección y longitud, una solución perfectamente coherente con la tecnología del siglo XIX.

El material del tubo suele ser latón, cobre o acero, metales suficientemente resistentes y fáciles de trabajar.

4. El soporte del catalizador: estabilidad y exposición controlada

En la parte superior del dispositivo se sitúa el soporte del platino esponjoso. Este soporte debe cumplir requisitos contradictorios:

• mantener el catalizador firmemente sujeto,
• exponerlo al flujo de hidrógeno,
• permitir el acceso del oxígeno atmosférico,
• resistir altas temperaturas sin deformarse.

El platino no se coloca dentro del tubo, sino justo a la salida, de modo que:

• el hidrógeno fresco lo atraviesa o rodea,
• el oxígeno del aire puede difundirse libremente,
• el calor generado no se transmite directamente al sistema de reacción inferior.

Este detalle de separación térmica es crucial para la seguridad del dispositivo.

5. Secuencia completa de funcionamiento

Desde el punto de vista mecánico, el ciclo de uso es el siguiente:

1. El usuario acciona la palanca o tapa.
2. Se abre la salida del hidrógeno.
3. El gas fluye hacia el catalizador.
4. El platino se calienta por oxidación catalítica.
5. Aparece la llama.
6. Al cerrar el mecanismo:
   • se interrumpe el flujo de gas,
   • el platino se enfría,
   • la reacción se extingue,
   • la llama desaparece.

Todo el proceso ocurre sin piezas de alta precisión, sin sellos complejos y sin ajustes finos.

6. Una solución mecánica adelantada a su tiempo

Desde una perspectiva actual, el diseño mecánico de la lámpara de Döbereiner destaca por varios motivos:

• evita el almacenamiento de hidrógeno a presión,
• separa físicamente la zona caliente de la zona reactiva,
• utiliza la gravedad, la geometría y la presión atmosférica como “componentes funcionales”,
• permite miles de ciclos de uso con un mantenimiento mínimo.

Es un ejemplo temprano de ingeniería segura basada en principios simples, donde el diseño reduce los riesgos sin necesidad de tecnología avanzada.

Advertencias y consideraciones de seguridad

La lámpara de Döbereiner, tanto en su versión histórica como en cualquier recreación moderna, implica la manipulación de gases inflamables, reacciones exotérmicas y sustancias corrosivas. Aunque su diseño original es sorprendentemente seguro para los estándares de su época, es importante analizar los riesgos desde una perspectiva actual y tratarlos con el respeto que merecen.

Este tipo de dispositivos no son juguetes ni experimentos improvisados, sino sistemas químicos que deben entenderse antes de reproducirse.

Generación de hidrógeno: riesgo de inflamabilidad

El hidrógeno presenta varias características críticas desde el punto de vista de la seguridad:

• es extremadamente inflamable,
• tiene un amplio rango de explosividad en aire (≈ 4–75 % v/v),
• es incoloro, inodoro y se dispersa rápidamente,
• requiere muy poca energía de activación para inflamarse.

Por este motivo:

• el hidrógeno debe generarse y consumirse inmediatamente,
• no debe almacenarse en recipientes cerrados improvisados,
• el sistema debe trabajar siempre a presión cercana a la atmosférica,
• el entorno debe estar bien ventilado.

El diseño original de Döbereiner evita deliberadamente la acumulación de gas a presión, y cualquier versión moderna debería respetar ese mismo principio.

Sistemas ácido–metal (Zn / H₂SO₄): control químico básico

En el caso del sistema histórico zinc–ácido sulfúrico:

• debe emplearse ácido sulfúrico diluido (típicamente ≤ 10 % en volumen),
• concentraciones mayores pueden producir reacciones demasiado violentas,
• el contacto directo con el ácido implica riesgo de quemaduras químicas.

Medidas mínimas recomendables:

• uso de gafas de protección y guantes resistentes a ácidos,
• recipientes de vidrio químicamente resistente,
• evitar superficies metálicas reactivas alrededor del montaje,
• neutralización adecuada de residuos al finalizar el experimento.

Sistemas aluminio–sosa cáustica (Al / NaOH): cinética y calor

En la reinterpretación que yo hago basadas en aluminio y hidróxido de sodio (sosa cáutica), el riesgo principal no es solo la inflamabilidad, sino la rapidez y exotermicidad de la reacción.

Este sistema presenta particularidades importantes:

• la reacción puede acelerarse bruscamente si aumenta la temperatura,
• la sosa cáustica es altamente corrosiva para piel y ojos,
• el hidrógeno se libera con mayor rapidez que en sistemas ácido–metal clásicos.

Por ello:

• se deben usar disoluciones diluidas de NaOH,
• controlar cuidadosamente la superficie del aluminio,
• evitar recipientes cerrados o con obstrucciones,
• trabajar siempre en sistemas abiertos y ventilados.

Reconocer explícitamente estas diferencias es una señal de responsabilidad técnica, no una debilidad del diseño.

Catalizadores calientes: riesgo térmico

En la lámpara original, el platino puede alcanzar temperaturas del orden de varios cientos de grados Celsius debido a la oxidación catalítica del hidrógeno.

Esto implica que:

• el catalizador puede incandescer sin llama visible,
• su temperatura se mantiene elevada incluso después de cesar el flujo de gas,
• el contacto accidental puede causar quemaduras graves.

Es fundamental:

• mantener separación física entre el catalizador y el sistema generador,
• permitir el enfriamiento completo antes de manipular el dispositivo,
• utilizar soportes metálicos resistentes al calor.

Separación funcional: principio de diseño seguro

Uno de los aciertos del diseño de Döbereiner —y una lección válida hoy— es la separación clara de funciones:

• zona de reacción química (generación de H₂),
• zona de conducción del gas,
• zona de ignición o catálisis.

Esta separación reduce:

• el riesgo de retroceso de llama,
• el calentamiento del depósito reactivo,
• la acumulación de tensiones térmicas o de presión.

Cualquier reinterpretación moderna debería conservar esta lógica estructural, incluso si se emplean materiales distintos.

Del encendedor histórico al experimento moderno

La lámpara de Döbereiner es un ejemplo excepcional de cómo la química del siglo XIX fue capaz de materializarse en un objeto funcional, reproducible y sorprendentemente seguro para su época. Su valor no reside únicamente en haber sido el primer encendedor químico de la historia, sino en demostrar que principios como la catálisis, la cinética de reacción y el control de gases podían integrarse en un diseño doméstico mucho antes de la electrificación y la industria moderna.

Comprender su funcionamiento —tanto químico como mecánico— permite apreciar hasta qué punto este dispositivo fue una auténtica transición entre el laboratorio y la tecnología cotidiana.

En paralelo a este artículo, he preparado un experimento en vídeo en el que exploro el mismo principio fundamental de la lámpara de Döbereiner: la generación de hidrógeno bajo demanda y su uso inmediato, pero utilizando un sistema distinto al histórico. En lugar de zinc y ácido sulfúrico, empleo la reacción entre aluminio y sosa cáustica, una reacción que ya he estudiado previamente en el canal y que permite analizar el comportamiento del hidrógeno desde otra perspectiva química.

No se trata de una réplica histórica, sino de una reinterpretación experimental del concepto, con el objetivo de observar, comparar y extraer conclusiones propias a partir de un sistema bien conocido y controlado.

Puedes ver el experimento completo aquí:

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Puede sonar a truco de feria o a broma de patio de colegio, pero detrás de esta reacción hay química real, principios científicos y un concepto clave que deberías conocer: la reacción redox.

También te explicaré qué sucede exactamente cuando el aluminio entra en contacto con una solución de hidróxido de sodio, por qué elegimos estos materiales y cómo preparar la disolución para que este pequeño generador de hidrógeno funcione de forma eficiente y segura.

Si ya viste mi vídeo (que encontrarás enlazado al final de este artículo), aquí encontrarás la parte técnica y los detalles prácticos que no entraron en cámara: ecuaciones, parámetros clave y recomendaciones para que puedas repetir este experimento entendiendo lo que pasa de verdad.

Así que ponte gafas, guantes (y algo de sentido común) y vamos a profundizar en cómo convertir una simple lata de chatarra en un generador de hidrógeno hecho en casa.

Reacciones Redox

Antes de empezar con el experimento haremos un poco de teoría para entender lo que se va a llevar a cabo. La reacción química que se produce entre un metal y una base o ácido se llama reacción de reducción-oxidación o reacción redox.

Básicamente, toda reacción redox implica un intercambio de electrones entre dos sustancias. Una sustancia se oxida, es decir, pierde electrones; mientras que otra sustancia se reduce, es decir, gana esos electrones.

Para entender esto, hay que imaginarse un átomo de cada substancia con sus protones y neutrones en el núcleo y los electrones dando vueltas a su alrededor. Centrándonos en los electrones, estos se agrupan por capas alrededor del núcleo donde en cada capa caben un número limitado de ellos. La última capa de electrones, que es la más externa, se le nombra capa de valencia y es donde se producen los intercambios.

No profundizaré más aquí con esto de los electrones porque es muy largo, extenso y cada elemento o substancia tiene su número de electrones y estos pueden variar según las condiciones que se encuentre y hay excepciones, y en definitiva no quiero alargar más este tema, pero en líneas generales (y para simplificar mucho el tema), se usa una norma/regla que es la regla de octeto.

La regla del octeto establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para lograr una configuración electrónica estable con ocho electrones en su capa de valencia. Así que se podría decir que los átomos tienen una última capa de electrones con ocho huecos o espacios para ganar o perder electrones.

De esta forma se entiende que:

• En la oxidación: un átomo pierde electrones y gana «huecos»

• En la reducción: un átomo gana electrones y pierde (o reduce) sus «huecos»

Ambas ocurren de forma simultánea y están siempre acopladas. Por eso se dice que donde hay oxidación, hay reducción, y viceversa.

Otros ejemplos de reacciones redox son: la corrosión del hierro, la combustión de hidrocarburos o las reacciones que ocurren dentro de una pila o batería. En todos estos casos, siempre hay un elemento que cede electrones y otro que los acepta.

Ya por último (y no me quiero enrollar más), cada elemento tiene un número finito de electrones/huecos para realizar intercambios, a esto se le llama estado de oxidación o número de oxidación y es un valor que se puede encontrar fácilmente en cualquier tabla periódica.

Se que esto puede ser un rollazo (y más si no te gusta la materia), pero he creído necesario dar una pequeña pincelada de teoría para entender la reacción que llevaremos a cabo en este experimento para obtener hidrógeno.

Aluminio contra sosa cáustica

Ahora que ya sabemos qué es una reacción redox, vamos a ver cómo se aplica de forma práctica, en este experimento y usando dos ingredientes muy fáciles de conseguir: aluminio reciclado (latas, papel de aluminio, virutas de taller…) y sosa cáustica (hidróxido de sodio, NaOH).

Cuando mezclamos aluminio, sosa cáustica y agua, se produce una reacción exotérmica (que libera calor), que genera hidrógeno gaseoso como producto principal y aluminato de sodio disuelto en la solución.

La reacción simple sin balancear es esta:

He querido usar los elementos tal cual se ven en la tabla periódica ya que así se pueden ver los estados de oxidación de cada elemento y su masa atómica, datos que nos harán falta para llevar a cabo este experimento.

Esta reacción (escrita así tal cual), no está balanceada, esto significa que no hay las mismas cantidades de substancias/elementos al principio (antes de la flecha) que al final (después de la flecha). Como en esta web se siguen las normas de la (¡termodinámica!) conservación de la materia , hay que equilibrar ambos lados para que haya la misma proporción antes y después de la flechita.

Esto se hace de la siguiente manera:

Viendo la reacción con el estado de oxidación de cada elemento, se puede ver cuales son los elementos que se oxidan y cuales se reducen. Vemos, por ejemplo, que el sodio (Na), cede un electrón al principio, cuando forma parte de la sosa cáustica, y tambíen cede uno cuando se encuentra en el aluminato sódico. Sucede lo mismo con el oxígeno (O) pero al revés, tiene 4 al principio, 2 en la sosa y 2 en el agua, y luego hay 4 en el aluminato. El sodio y el oxígeno se quedan iguales en ambos lados de la reacción, aunque en distintos compuestos.

No sucede lo mismo con el aluminio (Al) y el hidrógeno (H). El aluminio pasa de 0 al principio, cuando va por libre, y pasa a 3 cuando está en el aluminato. El hidrógeno, en cambio, pasa de 3 a 0. Entonces tenemos que el aluminio se a oxidado, a perdido 3 electrones; y el hidrógeno se a reducido, a ganado esos 3 electrones.

El aluminio y el hidrógeno, en esta reacción, son lo que se llama pares redox y se pueden representar de la siguiente manera:

Sabiendo esto, ahora podemos balancear la reacción de la siguiente manera:

• Empezando por el hidrógeno, hay 3 al principio con lo que hay que poner 3 al final

• Al hacer esto nos encontramos que ahora hay 6 hidrógenos al final pero solo 3 al principio, con lo cual habrá que aumentar el hidrógeno del principio de la reacción

• Con esto tendremos el hidrógeno balanceado pero hemos hecho crecer el número de sodio y oxígeno del principio. También lo tendremos que hacer crecer al final

• Por último nos queda el aluminio que en esta última operación a pasado a 2 al final por lo que le pondremos un 2 al principio

Con todo esto, por fin tendremos la reacción bien balanceada, hay lo mismo en ambos lados. Y ahora la pregunta del millón: ¿Para qué sirve todo esto?

Cantidades

Toda la teoría que hemos visto hasta aquí está muy bien, es interesante, explica lo que sucede cuando mezclamos aluminio y sosa cáustica (y bla, bla,bla), pero ¿para qué? ¿a dónde nos lleva todo esto? Esto nos lleva a poder calcular las cantidades de cada sustancia (reactivo), que necesitamos para la reacción.

Así podremos saber, por ejemplo, cuánto gas hidrógeno vamos a producir en función del aluminio que tengamos al inicio.

Si te has fijado, al principio, cuando he puesto por primera vez la reacción, lo he hecho usando los recuadros de la tabla periódica para cada elemento. Allí salen datos como el estado de oxidación, el número atómico, la abreviatura y la masa atómica (os he puesto un enlace hacia Wikipedia por si quieres saber más sobre la masa atómica, pero para resumir es lo que pesa un mol de sustancia expresada en gramos).

Para los elementos de este experimentos tenemos las siguientes masas o pesos atómicos:

Y si ahora pasamos estos pesos a la reacción balanceada, queda tal que así:

Estas son las cantidades de cada substancia que tendríamos para completar la reacción y no desperdiciar ningún reactivo. Como se puede ver, respetamos la conservación de masas ya que en ambos lados de las flechitas tenemos 170gr, una muestra más de que tenemos la reacción bien balanceada.

Aquí quedaría poder pasar los gramos de hidrógeno a un volumen, ya que el hidrógeno es un gas y saber la cantidad que se forma en la reacción en gramos, a priori, no es muy útil. Para ello se usa la ecuación para gases ideales que es la siguiente:

Que aplicada al hidrógeno de esta reacción nos da:

En ocasiones está ecuación se simplifica y, a groso modo, se suele decir que un mol de gas equivale a 22,4l (En esta aproximación, no se tiene en cuenta la temperatura solo se coge el valor de 273ºK, de ahí las posibles variaciones)

Ahora si que ya tenemos todo lo necesario para realizar el experimento. Faltará, aún, alguna cosilla (Como preparar la solución de sosa cáustica), pero lo veremos en las siguientes secciones.

Materiales

Para realizar este experimento he usado:

• 2 botes de vidrio
• Tubos
• Conexiones
• Hidróxido de sodio (Sosa cáustica)
• Agua
• Aluminio

Además será necesaria una balanza, cuchilla, taladro, vaso más agitador (para preparar la disolución) y otros materiales para la demostración final que encontraréis en el vídeo

Concentración de sosa cáustica

Para realizar este experimento se tendrá que preparar una disolución de sosa cáustica la cual tendrá una concentración determinada. Dado que la sosa cáustica comercial tiene una pureza del 98-99% y que la relación de peso-volumen en el agua es prácticamente de 1 a 1 (1l de agua pesa 1kg a efectos prácticos), realizaremos la disolución por porcentaje en peso, ya que es un método fácil y directo.

Este método es tan fácil como decir que si la disolución final es el 100%, si queremos una disolución del, por ejemplo, 40% de sosa cáustica, pesaremos 40gr de sosa y luego 60gr (o 60ml) de agua. Se disuelve del todo la sosa y ya tendríamos esta disolución del 40% de sosa cáustica.

Antes de empezar, realicé 4 disoluciones con diferentes concentración para hacer algunas pruebas y determinar cuál era la mejor para el experimento, estas estaban comprendidas entre el 5, 10, 20 y 30%.

Al final, para el experimento, realizaré una disolución con una concentración del 10% en peso.

Aluminio para la reacción

El aluminio empleado para llevar a cabo el experimento vendrá de latas de refresco y cerveza y papel de aluminio, todo de la basura. Las latas habrá que pulirlas un poco antes de ponerlas en contacto con la sosa caustica, ya que llevan un recubrimiento en ambos lados para proteger el aluminio y que entorpece la reacción.

Aproximadamente, he preparado muestras del 50% de aluminio de latas y 50% de papel de aluminio.

Configuración del experimento

La configuración o montaje de este experimento constará de los dos botes de vidrio, uno será el reactor (donde se producirá la reacción aluminio sosa), y el otro se usará como para limpiar el hidrógeno producido y como cortafuegos entre las pruebas que realizaré con el hidrógeno y el generador.

La tapa del bote generador le he hecho un orificio por donde saldrá un tubo hacía el segundo pote. He usado unos pasamuros de aire comprimido para hacer la conexión entre el interior y el exterior del bote. A la tapa del segundo bote le he hecho dos agujeros usando el mismo sistema, en uno entrará el gas con un tubo hasta el fondo y el otro será la salida del gas. Esta salida será la que utilizaré para hacer las demostraciones de lo que se puede llegar a hacer con el hidrogeno.

Resultado

En el siguiente vídeo encontrarás la práctica de este experimento con la preparación de las disoluciones, el montaje, los resultados y una demostración de lo que se puede llegar a hacer con el hidrógeno que se genera:

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Celda de combustible microbiana

En este artículo te presento un experimento que, aunque no es nuevo y ya existen versiones similares en internet, sigue siendo interesante y vale la pena explorar: se trata de una celda de combustible microbiana. Una celda de combustible microbiana es un dispositivo capaz de extraer electricidad a partir de un sustrato o material orgánica. Si bien es verdad que se busca una utilización práctica con estas celdas para el tratamiento de aguas residuales, también se pueden usar plantas para fabricarla.

En esta entrada, te voy a mostrar un experimento en el que intentaré extraer energía eléctrica de las plantas (aunque sea solo de forma anecdótica), y que tú también puedes replicar en casa ya que usaré materiales corrientes y económicos.

Introducción

Las celdas de combustible microbianas (CCMs o MFC, por sus siglas en inglés) son sistemas que aprovechan la actividad de ciertos microorganismos para producir electricidad a partir de materia orgánica. La gran mayoría de estudios y prácticas, con este tipo de celdas, se centran en la utilización de aguas residuales ya que, en el proceso, aparte de obtener energía eléctrica, también se tratan y limpian estas aguas obteniendo el doble de beneficios.

Esta actividad microbiótica también está presente en las raíces de las plantas y es lo que intentaré realizar aquí.

El principio de funcionamiento de estas celdas es sencillo, se tiene un grupo de microorganismos que se alimentan de materia orgánica, concretamente la descomponen. Durante este proceso de descomposición se producen reacciones químicas que liberan electrones. Normalmente, estos electrones se desperdiciarían, pero en una celda de combustible microbiana, estos electrones son capturados y canalizados a través de un circuito, generando electricidad.

Estructura de una celda de combustible microbiana

Su estructura es también sencilla pero ingeniosa: la celda se divide en dos partes, la parte donde se encuentra el ánodo (polo positivo); y la parte donde se encuentra el cátodo (polo negativo de la celda).

En el ánodo es donde se encuentran las bacterias encargadas de llevar a cabo las reacciones químicas con el sustrato o materia orgánica y es la parte de la celda que se oxida (y en este experimento es donde irán las plantas); mientras que en el cátodo se encuentra una solución acuosa que será reducida. Estas dos partes (ánodo y cátodo), están separadas por una membrana especial denominada PEM (Membrana de intercambio protónico, en inglés Proton Exchange Membrane), que permite el paso de protones entre ambas partes. Todo esto se conecta con un circuito eléctrico externo, funcionando como una pila galvánica, pero con microorganismos como protagonistas. Así que sí, básicamente son bacterias generando electricidad mientras realizan una reacción de oxidación-reducción (Redox para los amigos).

Para profundizar un poco, la reacción se queda en algo así:

Parte del ánodo:

C6H12O6 (esto sería la materia orgánica, glucosa para este ejemplo) + 6H2O (agua) –> 6CO2 (dióxido de carbono) + 24H (ion de hidrógeno) + 24e (electrones libres)

Parte del cátodo:

6O2 (oxígeno) + 24e (electrones libres) + 24H (ion de hidrogeno) –> 12H2O (agua)

Y, representado en la celda, se vería parecido a esto:

Al final, y como en todas las celdas/pilas de hidrógeno, lo que hacemos es separar el electrón del núcleo del átomo de hidrógeno y hacerlo pasar por un camino más largo que el del núcleo. Esta diferencia entre los caminos del electrón y el núcleo se traduce con una corriente eléctrica aprovechable.

Materiales

Para realizar este experimento he utilizado:

• 2 botellas de 500ml
• 1 recipiente de plástico
• 4 barras de grafito (recicladas del interior de pilas AA convensionales)
• Cables eléctricos
• Sustrato (tierra normal y corriente)

La membrana PEM la he realizado con una solución saturada de KCl (Cloruro de potasio), la cual he gelificado con Agar Agar. Esto, aproximadamente, es: por cada 50ml de agua unos 4gr de KCl más 3gr de Agar Agar (seguir las instrucciones del Agar Agar para su elaboración).

El Agar Agar es un gelificante alimenticio que proviene de unas algas, es fácil de encontrar en la sección de pastelería de muchas tiendas pero, si no lo encuentras, siempre puedes comprarlo en Amazon desde este enlace (¡y así apoyas este proyecto!)

Las plantas que he seleccionado para este experimento son helechos, suculentas (ombligo de Venus) y musgo.

Para el lado del cátodo, he usado una solución salina (agua con sal) al 2%.

Para comprobar que se genera una corriente eléctrica he usado un multímetro.

Procedimiento

• Empezaremos preparando las botellas de 500ml. En una de ellas, le haremos un recorte de todo un lado longitudinal creando una ventana, con la intención de rellenarla con tierra y colocar las plantas en vertical (se convertirá en la parte del ánodo). También le haremos un agujero en la parte superior para pasar el cable con el ánodo (barra de grafito). En la otra botella, hice cinco agujeros en la parte superior solo para pasar el cable con el cátodo (barra de grafito) y poderla llenar con la solución salina (esta se convertirá en el cátodo).

• Luego cogeremos el recipiente de plástico y haremos dos agujeros en la tapa para poder introducir las botellas y que queden en posición vertical.

• Ahora prepararemos el Agar Agar, tal como he mencionado antes (por cada 50ml de agua unos 4gr de KCl más 3gr de Agar Agar y en caliente), y mientras este caliente lo vertimos en el recipiente, tapamos, colocamos las botellas y esperamos a que se enfrié y solidifique manteniendo todo el conjunto unido. El Agar Agar tiene que llenar la parte inferior de las botellas.

• Una vez solidificado el Agar Agar, rellenaremos con tierra la botella con la ventana lateral hasta que quede 1 cm más o menos para llegar al borde. Ahora introduciremos el ánodo, sujeto al cable eléctrico, por el agujero superior y lo colocaremos a media altura. Seguidamente, pondremos las plantas procurando que las raíces estén lo más cerca posible del ánodo para facilitar la transferencia de electrones. Luego añadiremos un poco más de tierra, si fuera necesario, y lo cubriremos todo con musgo.

• La otra botella la llenaremos hasta la mitad, aproximadamente, con la solución salina e introduciremos el cátodo junto con el cable. Todo esto lo haremos a través de los orificios superiores que le hicimos.

• A partir de aquí, solo queda regar y cuidar las plantas para que crezcan y se desarrollen y comprobar con un multímetro el voltaje que genera la celda.

Resultados

En los primeros días, el voltaje empezaba con valores entre los 30-50mv (milivoltios) y bajaba enseguida situándose alrededor de los 15-20mv. Al cabo de unos pocos días el voltaje subió hasta los 187mv y, esta vez, el voltaje subía ligeramente hasta alcanzar los 200mv estables.

Después de una semana, añadí otro ánodo y cátodo en cada parte del la celda para ver si había más captación de electrones y subía el voltaje. En el momento de hacer esta prueba, el voltaje se situó en unos 80-90mv y tardo otra semana en alcanzar los 200mv que tenía antes de añadir el otro par de ánodo y cátodo.

En los siguientes días y semanas, el voltaje siguió subiendo lentamente hasta alcanzar un poco más de 310mv, siendo este el voltaje más alto registrado.

A continuación, te dejo un gráfico de los valores de voltaje medidos en función de los días que duro este experimento. Los puntos azules y la línea azul corresponden a las lecturas tomadas, las líneas amarillas simplemente unen los puntos en los días que no realice la medición

Conclusión

Este experimento demuestra que es posible generar electricidad a partir de microorganismos presentes en la tierra y en las raíces de las plantas, usando materiales simples y accesibles. Aunque la cantidad de energía obtenida no es suficiente para alimentar dispositivos electrónicos de uso cotidiano, sí representa una forma fascinante de explorar la bioelectricidad y entender mejor cómo los procesos biológicos pueden integrarse con la tecnología.

A lo largo de los días, se observar cómo el sistema evoluciona y cómo el voltaje aumenta progresivamente, lo cual indica que las bacterias están activas y funcionando como pequeñas generadoras de energía.

Este tipo de celdas tienen un gran potencial en aplicaciones como el tratamiento de aguas residuales o sistemas sostenibles de generación de energía a pequeña escala, y aunque este experimento tiene un fin principalmente educativo, puede ser el punto de partida para ideas más avanzadas o proyectos de investigación más completos.

En definitiva, experimentar con celdas de combustible microbianas es una excelente manera de aprender sobre química, microbiología y energías renovables de una forma práctica, entretenida y ecológica.

¡ESPERO QUE TE HAYA GUSTADO!

Puedes ver otra versión de celda bioenergética que publiqué en mi canal de Youtube aquí debajo:

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