1ª PRÁCTICA DE QUÍMICA FÍSICA ELECTROLISIS DEL AGUA

 1ª PRÁCTICA DE QUÍMICA FÍSICA
ELECTROLISIS DEL AGUA
DESCRIPCIÓN ACTIVIDAD
Experimento que se realiza con un dispositivo de electrolisis con la finalidad de
potenciar la capacidad de manejo en el laboratorio y evidenciar la relación
existente entre reacción química, en este caso redox y un fenómeno perceptible,
con es la liberación de gas, estequiometría y propiedades de los gases.
Experimento con un marcado carácter práctico.
INTRODUCCIÓN
La electrolisis nos va a permitir llevar a cabo una reacción redox. Se va a ver de
forma evidente que el paso de corriente supone una transformación de la materia
y como las reacciones químicas pueden producir sustancias en diversos estados
de la materia como, en este caso, gases.
El desarrollo de esta práctica requiere conocer una serie de conceptos básicos de
reacciones redox que vamos a enumerar y que deberían verse previamente en
clase. Dado que los alumnos pueden llegar antes de estudiar redox en teoría,
hecho muy probable porque se suele dar en el último trimestre, presentamos un
breve resumen teórico de los conceptos básicos:
Estado de oxidación: es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces
fueran iónicos.
Cálculo del estado de oxidación:

Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.


El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el
resto de los casos que son la mayoría.
Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.
Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.



Ejemplo: Calcular el E.O. del S en
ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0
E.O.(S) = +6
Oxidación: Pérdida de electrones (o aumento en el número de
oxidación). Ejemplo: Fe
Fe+3 + 3 e–
Reducción: Ganancia de electrones (o disminución en el número de
oxidación). Ejemplo: Cu+ + 1e–
Cu
Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente
una reducción.
Oxidante: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ella se
reduce.
Reductor: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ella se
oxida.
Ejemplo: Zn + 2 Ag+
Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor)
Zn2+ +
2e– Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e–
Ag
Electrólisis: consiste en forzar una reacción redox en un sentido que no
es espontánea, suministrando electricidad (electrones) desde el
exterior.
La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C/e- y 1 mol de electrones
son 6’02 x 1023 e-. 1 Faraday (F) es el producto de ambos números:
96500 C/mol e- = 1 F.
OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA
i)
Introducir la electrolisis como técnica para llevar a cabo reacciones
redox de forma controlada.
ii) Establecer la estequiometria de la reacción de descomposición del
agua a través de la medida de volumen de los gases desprendidos.
iii) Determinar propiedades sencillas de los compuestos
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Para llevar a cabo la práctica, se dispondrá del siguiente material
Una probeta 100 mL
Un
pesasustancias
Agua destilada
Sulfato sódico
Na2SO4 Dos
tubos de ensayo
Cubeta de boca
ancha
Dos electrodos de platino
Una fuente de corriente
continua Parafilm
Regla
y se habrá montado previamente el siguiente dispositivo experimental:
Fuente:
http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/fmacro/Electroquimica_2.pdf
Esquema de la electrolisis . La fuente se conecta a los electrodos que, por
el paso de corriente, permite la transferencia electrónica sobre ellos y que se
produzcan las reacciones readox cuyos productos de reacción son los gases
oxígeno e hidrógeno.
Procedimiento:
1. Comprobar el dispositivo para la electrolisis del agua. Verifique que
el cierre de las juntas es correcto.
2. Mide con una probeta 100 mL de agua destilada y añade, sulfato
sódico para tener una disolución 1 M en la sal. ¿Cuántos gramos
necesitamos?. Calcúlalo ahora.
3. Con esta disolución, llena dos tubos de ensayo.
4. Tapa la boca de uno de los tubos de ensayo con parafilm y
sumérgelos en la cubeta. Procura que no queden burbujas en su interior
5. Repita el paso anterior con el otro tubo de ensayo.
6. Vierte el resto de la disolución en la cubeta de boca ancha.
7. Coloca los electrodos en el interior de los tubos de ensayo, como
se indica en el montaje de la figura, y conéctalos a la fuente de
corriente continua. Mide la corriente, el tiempo (y por lo tanto la carga
ya que Q = Ix ∆t) así como el voltaje entre los electrodos. Se
observará la aparición de burbujas en el interior de los tubos de
ensayo y que, poco a poco, desciende el nivel de la disolución
dentro de los mismos
8. Desconecta los electrodos de la fuente cuando quede muy poca
disolución en uno de los tubos.
9. Determina los volúmenes de gas en cada uno de los tubos de
ensayo, midiendo el nivel de la disolución en ellos.
10. Retira los electrodos y retira el tubo de ensayo tapando muy bien la
boca. Sin destaparlo, sujétalo con una pinza de madera.
11. Destapa el tubo de ensayo e, inmediatamente, acerca a la boca
una astilla encendida.
12. Repite el proceso con el otro tubo de ensayo.
TRATAMIENTO DE LOS RESIDUOS Y NORMAS DE SEGURIDAD
Es obligatorio el uso de bata y gafas de seguridad en el laboratorio. En caso
contrario, el alumno no podrá acceder al laboratorio.
La ropa, pertenencias, mochilas, etc. han de guardarse en las taquillas y
perchas. Nunca en las bancadas ni fregaderos.
Aunque es natural mantener un ambiente distendido en el laboratorio, no se
permitirá que se arme escándalo: la falta de concentración en un laboratorio
puede conducir a accidentes graves.
Por norma general los residuos no deben ser vertidos en las piletas, debiendo
recogerse en los bidones correspondientes. En caso de duda consultar con el
personal del laboratorio
Ayuda médica:
De 8:00 a 21:00 horas, Servicio de Prevención de la UA: 9595
Fuera del horario anterior, Servicio de Seguridad la UA: 9656 (965 90 96 56)
CUESTIONES
1.
Explica el dispositivo
2.
¿Cuál es la misión del culombímetro?
3.
¿A qué borne tengo que conectar el electrodo donde quiero que se
produzca la reducción (cátodo)? ¿y el electrodo donde quiero que se
produzca la oxidación (ánodo)?
4.
¿Por qué los electrodos (cátodo y ánodo) son de esos materiales?
5.
¿Por qué se disuelve sulfato de sodio en el agua?
6.
En general, ¿qué proceso ocurre en el electrodo negativo durante la
electrólisis?, ¿y en el positivo?
7.
Escribe y ajusta la reacción que ha sufrido el agua en el electrodo
positivo.
8.
Escribe y ajusta la reacción que ha sufrido el agua en el electrodo
negativo.
9.
Determinar la estequiometria de la reacción de descomposición del
agua a partir de las reacciones redox de oxidación y reducción del
agua. ¿Qué relación tiene con la relación de volúmenes medidos?
10. ¿Cuánta carga ha circulado durante el tiempo
experimento? Y ¿cuántos moles de electrones?
que
dura
el
11. ¿Cuántos moles de H2 se habrán formado?, ¿qué volumen deben
ocupar estos moles a la temperatura y presión del experimento?
12. ¿Cuántos moles de O2 se habrán formado?, ¿qué volumen deben
ocupar estos moles a la temperatura y presión del experimento?
13. A partir de las medidas de carga que ha circulado, volumen de
recogido y de las condiciones de presión y temperatura
experimento determina el número de moles de electrones que ha
necesario para formar un mol de hidrógeno y uno de oxígeno,
ayuda de las relaciones siguientes:
gas
del
sido
con
Q nzF
pV nRT
Q
z nF
QRT
pVF
Realizar el cálculo por separado para cada gas, donde n son los moles de gas
formado, z son los moles de electrones intercambiados por cada mol de gas
formado, Q es la carga que ha circulado, p es la presión atmosférica, V es el
volumen ocupado por el gas formado, T es la temperatura (K) y F = 96500
C/mol de e-.
BIBLIOGRAFÍA
Libro de Química 2º Bachillerato. Ed
Edebé.
Libro de Química 2º Bachillerato. Ed Ecir