ElectrólisisPrácticaAlumnos1

Práctica. Efectuar la electrólisis del agua con el aparato de Hoffman
Marco de referencia.
Los procesos electroquímicos tienen gran importancia en la industria automotriz, electrónica y
radiocomunicaciones. Por ejemplo, acumuladores de plomo, pilas secas y celdas de
combustión. La electroquímica ha contribuido en la producción de equipo para análisis de
contaminantes y en investigación biomédica.
La electroquímica estudia la conversión de la energía eléctrica en energía química en las
celdas electrolíticas, y la conversión de la energía química en energía eléctrica en las pilas
galvánicas o voltaicas. En una celda electrolítica se produce el proceso llamado electrólisis, en
que la electricidad a través de una solución suministra energía suficiente para producir una
reacción química de oxidación-reducción no espontánea. Una celda galvánica es una fuente de
electricidad, que resulta de la reacción química espontánea de oxidación-reducción que ocurre
en una solución. En las celdas de combustión, la energía producida se transforma en
electricidad y tienen gran uso en cohetes espaciales.
La conducción metálica es resultado del movimiento relativamente libre de sus electrones a
través de toda la red cristalina. Se dice que una sustancia es conductora de la electricidad
cuando permite que dentro de ella las cargas eléctricas se muevan de un punto a otro
completando un circuito eléctrico.
Un electrolito puede conducir la electricidad, sin embargo, no tiene electrones “libres” para
conducirla. Entonces ¿Cómo conduce la electricidad un electrolito? Lo hacen a través de los
iones que se producen al formarse una solución o fundir una sal. Para determinar si una
solución es o no conductora de la electricidad se utiliza un circuito eléctrico con un foco
(Aparato de conductividad). Cuando los dos electrodos están conectados a una fuente de
electricidad se sumergen a una solución, el filamento se enciende con intensidad en un
electrolito fuerte, con poca intensidad en un electrolito débil y no encenderá en un no-electrolito.
Si la fuente de electricidad para los dos electrodos es una corriente directa, entonces cada ión
en el líquido es atraído por el electrodo de carga opuesta. Por lo tanto, al aplicar un voltaje, los
iones positivos emigran hacia el electrodo negativo y los iones de carga negativa emigran hacia
el electrodo positivo. A este proceso se le llama conducción electrolítica.
Cuando se ponen en contacto los iones de una solución con los electrodos se producen varias
reacciones químicas. En el electrodo positivo (hay deficiencia de electrones) los iones
negativos depositan electrones por lo que se oxidan. En el electrodo negativo (tiene exceso de
electrones) los iones positivos ganan electrones y se reducen. Por lo tanto, durante la
conducción electrolítica se produce una reacción química de oxidación en el electrodo positivo
y una reacción química de reducción en el electrodo negativo. El electrolito continuará
produciendo electricidad mientras ocurran reacciones de oxidación-reducción en los electrodos.
Los electrones que son depositados durante la reacción química de oxidación son extraídos del
electrodo por la fuente de voltaje y son transferidos al electrodo negativo. De esta manera, los
electrones fluyen a través del alambre exterior y los iones fluyen a través de la solución.
Tanto el movimiento iónico como las reacciones químicas en los electrodos, tienen que
producirse de manera que se mantenga la neutralidad eléctrica. Esto significa que en cualquier
parte de la solución, siempre que un ión negativo se aleje, también un ión positivo tiene que
salir, o inmediatamente otro ión negativo tiene que tomar su lugar. Así, en cualquier región de
la solución está eléctricamente neutra en todo momento. Durante las reacciones químicas en
los electrodos, se asegura la neutralidad eléctrica al haber igual número de electrones
depositados y recobrados. Por ejemplo, siempre que se deposita un electrón en el electrodo
positivo, simultáneamente se recobra un electrón en el electrodo negativo.
La reacción química de reducción siempre ocurre en el cátodo (electrodo negativo) y la
oxidación siempre ocurre en el ánodo (electrodo positivo).
La electrólisis es un proceso electroquímico que consiste en romper los enlaces entre los
elementos químicos de un compuesto mediante la electricidad para obtenerlos como productos
de reacciones químicas que ocurren en los electrodos; con el auxilio de un electrolito.
El naturalista, físico y químico inglés Michael Faraday (22-IX-1791-25-VIII-1867) describió
cuantitativamente la relación que hay entre la cantidad de corriente empleada y la magnitud del
cambio químico que ocurre en cada electrodo durante la electrólisis. El proceso de la
electrólisis depende del número de moles de electrones perdidos y ganados, respectivamente
en las reacciones de oxidación-reducción.
Leyes de Faraday del proceso de la electrólisis.
Establecen relaciones cuantitativas entre la cantidad de corriente eléctrica que pasa a través de
una solución iónica y la cantidad del cambio químico que produce.
1. La cantidad de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad (C) que pasa a través del
electrolito.
2. Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la
misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a los pesos
equivalentes de las sustancias.
En la electrólisis se produce una reacción química de oxidación en el ánodo que proporciona
los electrones que salen de éste hacia el cátodo, mientras que en el cátodo se produce una
reacción química de reducción para eliminar los electrones que fluyen hacia él del ánodo. Los
electrones se descargan a la misma velocidad con la que se producen en el ánodo.
El número de equivalentes-gramo de reacción en el electrodo es proporcional a la carga
transportada y tiene que ser igual al número de moles de electrones transportados en el circuito
eléctrico.
La electrólisis del agua es un poco complicado debido al a capacidad que tiene tanto para
oxidarse como para reducirse. Por lo tanto, en las soluciones acuosas se debe tener en cuenta
la posible oxidación y reducción del solvente (óxido de hidrógeno) además de la posible
oxidación y reducción del los iones del soluto.
Ánodo (+). Reacción química de oxidación: 2H2O(l)  O2(g) + 4H+(ac)) + 4e– .
Cátodo (–). Reacción química de reducción: 2 H2O(l) + 2e–  H2(g) + 2OH–(ac)
En soluciones ácidas puede ocurrir la reducción del H +, de acuerdo a la ecuación química:
2H+ + 2e–  H2(g).
Aplicaciones de la electrólisis: Producción de sodio puro por la electrólisis del cloruro de sodio
fundido. Producción comercial de metales como: aluminio, magnesio y cobre.
Ley de Ohm. Intensidad de corriente eléctrica = Diferencia de potencial/Resistencia.
Amperes = Volts/Ohms.
Diferencia de potencial = (Corriente eléctrica)(Resistencia). V = IR.
El ohm () es la unidad de resistencia eléctrica (R). Se puede expresar en función de la
resistividad o resistencia específica mediante la ecuación:
Resistencia = (Resistencia específica)(Longitud)/Área. Ohms = (R e)(cm)/(cm2).
El volt (V) es la unidad de diferencia de potencial y se define como la fuerza electromotriz
necesaria para que una corriente eléctrica de un ampere a través de una resistencia de un ohm.
Problema. ¿Es posible realizar la descomposición de la molécula de agua?
Objetivo. El alumno aprenderá a:
- Realizar experimentalmente la electrólisis del agua mediante el uso del aparato de
Hoffmann y un electrolito (sulfato de sodio 1M o hidróxido de sodio1M o ácido sulfúrico
0.1M).
Material y sustancias. Aparato de Hoffmann, batería de 9 V o una fuente de energía con
transformador de corriente alterna en corriente directa, un electrolito (sulfato de sodio 1M).
Procedimiento.
1. Montar el aparato de Hoffmann y llenarlo con el electrolito (sulfato de sodio 1M).
2. Conectar la pila o batería o la fuente de poder.
3. Anotar las observaciones de lo que ocurre en cada electrodo y explica a qué se debe lo
ocurrido.
Contesta el cuestionario.
1. Define electrolito y escribe 2 ejemplos.
2. Define electrolito débil y electrolito fuerte.
3. Escribe las características del electrodo positivo y del electrodo negativo.
4. Define electrólisis e indica qué se requiere para realizarla.
5. Escribe la ecuación de la reacción química que ocurre en el ánodo.
6. Escribe la ecuación de la reacción química que ocurre en el cátodo.
7. Escribe el nombre de la reacción química que ocurre en el ánodo.
8. Escribe el nombre de la reacción química que ocurre en el cátodo.
Bibliografía.
- Brady James E. y Humiston Gerard E. (1988). Química Básica. Principios y estructuras.
Editorial Limusa. México.
- Garzón G. Guillermo. (1986). Fundamentos de Química General. Segunda edición. Con
manual de laboratorio. McGraw-Hill de México. México.
Elaboró: Ramón Tamayo Ortega.
Septiembre de 2012.