Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo
En 1853 el químico Justus von Liebig realizó ante la familia real bávara un experimento consistente en incendiar una mezcla de monóxido de dinitrógeno (o de monóxido de nitrógeno) y disulfuro de carbono contenida en un tubo largo. Como consecuencia de la reacción se genera una onda acústica que en aquella época se percibía como el ladrido de un perro. Pero se produjo una pequeña explosión que causó una leve herida a la reina en la mejilla. La causa probable es que el óxido de nitrógeno que empleó estuviera contaminado con gases más reactivos o que el tubo no fuese lo suficientemente resistente para soportar las altas presiones que se generan en su interior.
En realidad, los sonidos que se producen son variados, dependiendo de la longitud del tubo o su diámetro, entre otros factores, pero hoy día ese ruido quizá lo percibiríamos más bien como el de un avión que vuela a baja altura más que como el ladrido de un perro.
El experimento de Liebig entraña cierta peligrosidad, por lo que es más recomendable sustituir los gases tóxicos N2O (o NO) y CS2 por otros. Una buena alternativa es usar etanol, y esa variante es la que vamos a describir inicialmente, aunque más abajo también explicaremos el experimento original. Todo consiste en la combustión de vapores de etanol; los gases producidos salen a gran velocidad del recipiente que los contiene y emiten sonidos característicos.
El experimento
Se necesita una botella o una garrafa de plástico de policarbonato, alcohol etílico de al menos el 70 % (también podría usarse metanol, 1-propanol o 2-propanol) y una cerilla de palo largo. (Se puede probar con otros recipientes y otros combustibles, pero el alcohol es ideal por ser su llama poco calorífica, lo que minimiza el peligro de quemarse).
Se vierte una pequeña cantidad de alcohol en la botella (se puede probar inicialmente con el suficiente como para que alcance ½ o 1 cm de altura en el fondo del recipiente). Se tapa y se voltea para que queden bien mojadas de alcohol las paredes y así se favorezca la rápida evaporación del líquido; de este modo quedaría saturado de vapores alcohólicos el aire contenido en el recipiente. (Por cierto, este procedimiento de evaporación acelerada es el principio del rotavapor). El exceso de alcohol en el recipiente se debe retirar, vertiéndolo en un vaso. Si quedara alcohol en el borde del recipiente, enjugarlo. Si se va a emplear mucho tiempo en estas operaciones, mantener la botella tapada.
Se adosa una cerilla a algún tipo de pértiga para poder introducirla encendida dentro de la botella. Al hacerlo se observará que surgen llamas debidas a la combustión de los vapores de alcohol, una reacción exotérmica que es mucho más rápida y vigorosa que la de combustión de alcohol líquido porque hay mayor contacto con el oxidante. Las llamas progresarán desde la boca de la botella hasta el fondo.
El experimento se puede hacer también en otros recipientes, como matraces de distintas formas.
Si se quisiera repetir el experimento no bastaría añadir más alcohol y prenderle fuego. Hay que tener en cuenta que, al haberse producido en la combustión CO2 y ser este gas más denso que el aire, tenderá a quedarse dentro del recipiente e impedir la entrada de aire. Por ello, si no se quiere esperar excesivo tiempo hasta que la difusión acabe introduciendo el aire suficiente en el interior de la botella, hay que provocar de algún modo la salida del CO2. Una forma es recoger el alcohol sobrante en un vaso y llenar la botella de agua hasta arriba; al vaciarla de líquido el aire lo reemplazará. Otra es invertir el recipiente para que el CO2 se “derrame” (lo hará por ser más denso que el aire; si se derrama sobre una vela, esta se apagará). Una tercera es soplar con un tubito en el interior del recipiente (al soplar se introduce algo de CO2, pero el porcentaje de este gas en el aire espirado es muy bajo: en torno al 4 %).
Efectos adicionales
Si el experimento se hace en una garrafa de plástico y nada más apagarse las llamas de alcohol se tapa la botella, se observará que esta se contrae, debido a que los gases del interior se enfrían, produciendo una caída de la presión.
Por otro lado, si nada más apagarse la llama se introduce en la botella una cerilla encendida, esta se apagará (produciendo el humo característico de una cerilla al apagarse) debido a la presencia de CO2 que ha desplazado al aire. Pero como el CO2 y otros gases del interior se estarán enfriando, el aire que entrará debido a la bajada de la presión podría producir remolinos en el humo de la cerilla.
Complementos
Habrá quien crea que el ruido lo producen los gases que salen de la botella y habrá quien crea que ese ruido es debido a la entrada de gases para rellenar el vacío debido a la combustión. El estudio de las estequiometrías de las reacciones es interesante en este sentido. Pero se puede hacer una comprobación empírica: realizar el experimento con la botella tumbada. Si los gases salen hacia afuera, la botella se proyectará hacia adelante, como un cohete. Sería, además, una interesante demostración de cómo la energía química almacenada en los enlaces del alcohol se transforma en parte en la energía mecánica (cinética) que adquiere el “cohete”. Se le pueden poner ruedas a la botella para convertirla en un bólido.
Pero es muy importante hacer este experimento con muy poco alcohol, ya que debe tenerse en cuenta que se está poniendo en movimiento incontrolado un objeto que contiene llamas. Evidentemente, el experimento habría que hacerlo en un lugar que ofrezca seguridades en ese sentido.
Fundamentos
¿Qué es una llama?
Las reacciones exotérmicas más obvias son las que producen llamas. Pero ¿qué es una llama?
Se podría decir que una llama es una combinación de un gas (o un aerosol), luz y calor. Supongamos que queremos quemar un trozo de madera. Para ello, acercamos a la madera una fuente de calor (como una cerilla encendida). Su función es suministrar un calor inicial que vaporice los combustibles contenidos en la madera, mejorando así su mezcla con oxígeno. Además, el calor de la fuente proporcionará la energía de activación necesaria. Como la reacción es exotérmica, el calor producido vaporizará más combustible y la combustión se autosostendrá. Hay muchas fuentes de calor capaces de incendiar madera; por ejemplo, la descarga eléctrica de un rayo.
Al quemarse los combustibles de la madera se producen varios compuestos gaseosos. Básicamente son CO2 y H2O, pero también pueden desprenderse gases de azufre, de nitrógeno, etc. Los gases arrastran pequeñas partículas de carbón (hollín), como puede comprobarse si se pone encima de la llama una plancha metálica. También pueden generarse radicales libres (como CH), intermedios de reacción (C2, entre otros), etc. Y, finalmente, se va formando una ceniza mineral, la cual, aunque en su mayor parte se deposita, también se puede elevar eventualmente.
En principio, todas las moléculas (o átomos) que se elevan por encima de la madera que se está quemando o que se depositan abajo se pueden excitar electrónicamente debido a la energía liberada en la reacción. Tras la excitación pueden relajarse, emitiendo fotones de colores característicos. En cuanto al hollín, se comporta como un cuerpo negro que emite radiación electromagnética térmica. El color amarillo-anaranjado de las llamas que producen hollín se debe básicamente a esa radiación. Nuestros ojos, por lo tanto, ven luces, y eso es precisamente la llama.
La temperatura guarda relación con el color; en las partes más frías la combustión es incompleta y la llama tiende a ser rojiza, pasando a naranja, amarilla y blanca a medida que la temperatura aumenta; esto es una consecuencia principalmente de las características del espectro de radiación de los cuerpos negros.
La cantidad de oxígeno es también determinante del color; cuanto más oxígeno esté presente, mejor se producirá la combustión, formándose moléculas ionizadas que se excitan y producen un color azulado.
Si las cenizas se elevan, también pueden impartir color a la llama porque contienen metales que se excitan y producen su espectro de emisión específico.
Por otra parte, las llamas tienen la forma tan conocida de “lágrima” porque el calor hace que los gases en la zona de la llama sean menos densos, tendiendo a subir por el principio de Arquímedes y arrastrando al hollín (la columna de gases sigue por encima de la llama, pero dejamos de ver la llama porque el hollín se vuelve lo suficientemente frío como para dejar de emitir radiación visible, y lo mismo otras partículas que eventualmente estén siendo elevadas por los gases). Sin embargo, los gases de los laterales de la llama están más fríos y experimentan más influencia de la gravedad, por lo que tienen más tendencia a quedarse en la base de la llama y hacen que esta sea más ancha en esa zona.
La subida del gas es un proceso de convección que disminuye la presión dentro de la llama, lo que favorece la entrada de aire de los alrededores, y este aire la alimenta. La salida de gases y la entrada de aire tienden a ser caóticas porque la presión no es homogénea dentro de la llama, y eso ocasiona que esta se mueva, tiemble, titile…
Hay varios tipos de llamas. Las habituales se denominan de difusión; en ellas, el oxígeno y los gases combustibles se difunden entre sí.
Por cierto, no solo producen llamas las reacciones con oxígeno. Otras oxidaciones también las crean. Por ejemplo, el hidrógeno produce llama al reaccionar con cloro gaseoso para dar HCl. También genera llama la hidracina al reaccionar con tetróxido de dinitrógeno (esta mezcla se emplea para propulsar cohetes). Como hemos dicho, estas llamas no son sino luces que vemos por procesos de emisión y también absorción de radiación.
El experimento hecho con un alcohol
Las reacciones de combustión completa del alcohol etílico, el metanol y el 2-propanol o alcohol isopropílico son estas (todas son exotérmicas):
CH3OH + 3/2 O2 ⟶ CO2 + 2 H2O
CH3CH2OH + 3 O2 ⟶ 2 CO2 + 3 H2O
(CH3) 2CH2OH + 9/2 O2 ⟶ 3 CO2 + 4 H2O
Tal como se realiza este experimento el reactivo limitante es el oxígeno; por eso, no es necesario que el alcohol esté en demasiado exceso. Los subproductos gaseosos calentados de la combustión y otros gases se expanden y salen por la boca de la botella produciendo un sonido muy característico, que a veces es como un silbido. Además, se suele observar un anillo, plato o cono de fuego que se “desliza” por la superficie interior del recipiente hacia abajo.
El experimento demuestra cuánta energía química se libera a partir de una cantidad tan pequeña de combustible. Además, tiene un gran valor didáctico porque son muchas las variables que pueden influir en el efecto observado: la forma de la botella, el material del que está hecha, el alcohol empleado, su pureza (podrían probarse alcoholes de entre el 70 y el 96 %)… E incluso depende de la temperatura en el interior de la botella, ya que una temperatura excesiva desplazaría mucho aire y no podrá producirse la combustión.
El ruido que se emite y el color de la llama varían con la proporción de carbono en la molécula de alcohol. Con metanol y etanol se oye un corto silbido y se observa una llama azul saliendo disparada de la botella. Con propan-1-ol y propan-2-ol el sonido es similar pero la reacción es ligeramente más lenta, más fácil de apreciar, y pueden verse llamas azules y amarillas «danzando» dentro de la botella.
Con oxídos de nitrógeno y disulfuro de carbono
El experimento original se hacía de esta otra forma: en un tubo de vidrio largo se introducía N2O o NO y unas gotas de disulfuro de carbono (CS2). El tubo, bien tapado, se agitaba, y la mezcla se encendía en la boca del tubo.
Las reacciones que se producen liberan mucha energía, gran parte de la cual se convierte en calor, lo que hace que los gases se compriman y emitan un sonido característico que llamaban “ladrido de perro”. Otra parte de la energía se convierte en luz, observándose un vistoso destello quimioluminiscente de color azul brillante. Probablemente se deba a la reacción entre monóxido de azufre, SO (una especie intermedia), y N2O, para formar SO2 y N2. Este SO2 se generaría en un estado electrónico excitado, liberando su energía en forma de luz y no de calor.
Las reacciones que ocurren son múltiples y complejas, pero algunos autores han propuesto que si el experimento se hace con NO las principales son estas:
3 NO + CS2 ⟶ (3/2) N2 + CO + SO2 + (1/8) S8
4 NO + CS2 ⟶ 2 N2 + CO2 + SO2 + (1/8) S8
Cuando se usa N2O parece que la reacción global es:
8 N2O + 4 CS2 ⟶ 8 N2 + 4 CO2 + S8
El efecto dura poco, pero la ventaja es que se puede realizar varias veces. Las paredes del tubo quedarán manchadas de azufre elemental.
Aunque la reacción es muy rápida, normalmente se puede seguir el frente de llama en su avance vertiginoso desde la boca del tubo al fondo. Pero si el movimiento se ralentiza se podría observar que el avance no es continuo, sino oscilante: la llama sube y baja, aunque su desplazamiento neto es hacia abajo. Esta oscilación supone una vibración de los gases que se extiende a los de la habitación, y nosotros percibimos la onda acústica mediante el correspondiente sonido. La oscilación se debe a cambios periódicos muy rápidos de temperatura y presión debidos a entradas/salidas de comburente/combustibles en el tubo.
Si se hiciera la reacción fuera del tubo, los gases podrían escapar fácilmente y no se oiría el sonido característico que estamos comentando.
Seguridad
Obviamente, aunque las llamas de alcohol no son muy caloríficas, este experimento tiene riesgo de provocar un incendio. Deben usarse gafas de protección. Los alcoholes usados pueden ser irritantes. No debe tenerse ningún líquido inflamable cerca de donde se hace el experimento. Debería evitarse el uso de recipientes de vidrio por el riesgo de ruptura; además, no permitirían comprobar la disminución de la presión en su interior.
En cuanto al experimento histórico, solo debería realizarlo personal experimentado y guardando medidas de seguridad mucho más estrictas que si el experimento se hace con etanol. Además, el público debería estar protegido por pantallas.
Referencias
- Tommy Technetium. Whoosh bottle. YouTube 2014. https://www.youtube.com/watch?time_continue=25&v=NEB_6VDjxUQ.
- The Barking Dog Experiment. The Naked Scientist, 2009. https://www.thenakedscientists.com/get-naked/experiments/barking-dog-experiment.
- The ‘whoosh’ bottle demonstration. Education (Royal Society of Chemistry / Nuffield Foundation). https://edu.rsc.org/experiments/the-whoosh-bottle-demonstration/708.article.
- D. J. Campbell. An alcohol rocket car—A variation on the «whoosh bottle» theme. J. Chem. Educ., 2001, 78, 910. DOI: 10.1021/ed078p910.
Este experimento pertenece al libro:
Denís Paredes Roibás, José M.ª Gavira Vallejo: 125 experimentos de química insólita para la Enseñanza de Física y Química. Triplenlace.com, 2025. https://triplenlace.com/aula-libros/125eqi/ .
