ELECTROLISIS

OBJETIVOS - Construcci贸n y operaci贸n de celdas electrol铆ticas - Realizar pruebas de identificaci贸n de los productos de la electrolisis

FUNDAMENTOS TEÓRICO La electrólisis o electrolisis es un proceso donde se separan los elementos del compuesto que forman, usando para ello la electricidad.La palabra electrólisis viene de las raíces electro, electricidad y lisis, separación.

PROCESO Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentaciones eléctricas y sumergidas en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado al negativo como cátodo.

Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo), mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo (electrodo negativo).

La manera más fácil de recordar toda esta terminología es fijandose en la raíz griega de las palabras. Odos significa camino. Electródo es el camino por el que van los electrones. Catha significa hacia abajo (catacumba, catastrofe).

Cátodo es el camino por donde caen los electrones. Anassignifica hacia arriba. Ánodo es el camino por el que ascienden los electrones. Ion significa caminante. Anión se dirije al ánodo y catión se dirije al cátodo. La nomenclatura se utiliza también en pilas.

La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre éstos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al cátodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del ánodo (-).

En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria.

ELECTRÓLISIS DEL AGUA

Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el oxígeno y el hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el puro H2O, sino que son los minerales. Si el agua estuviera destilada y fuera 100% pura, no tendría conductividad.)

Es importante hacer varias consideraciones: - Nunca deben unirse los electrodo, ya que la corriente eléctrica no va a conseguir el proceso y la batería se sobrecalentará y quemará.

- Debe utilizarse siempre corriente continua (energía de baterías o de adaptadores de corriente), NUNCA corriente alterna (energía del enchufe de la red).

- La electrólisis debe hacerse de tal manera que los dos gases desprendidos no entren en contacto, de lo contrario producirían una mezcla peligrosamente explosiva (ya que el oxígeno y el hidrógeno resultantes se encuentran en proporción estequiométrico).

- Una manera de producir agua otra vez, es mediante la exposición a un catalizador. El más común es el calor; otro es el platino en forma de lana fina o polvo. El segundo caso debe hacerse con mucho cuidado, incorporando cantidades pequeñas de hidrógeno en presencia de oxígeno y el catalizador, de manera que el h

Electrodo de referencia El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda electroquímica. El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado por el uso de altas concentraciones de cloruro de potasio como solución de llenado, debido a que la velocidad de difusión de estos iones son muy similares.

En potenciometría es una semicelda que tiene un potencial de electrodo Eref exactamente conocido e independientemente de la concentración del analito o de los iones contenidos en la solución que se analiza. Aunque este electrodo puede ser un electrodo normal de hidrógeno, este casi no se usa porque su aplicación y mantenimiento son complicados. Por convención, en las

mediciones potenciomĂŠtricas siempre se maneja el electrodo de referencia igual que el ĂĄnodo (electrodo derecho). Los electrodos que se emplean en potenciometrĂ­a tienen una respuesta muy selectiva hacia los analitos.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Experiencia 1 ElectrĂłlisis de una soluciĂłn de Sulfato de sodio



2 H2O 

đ?‘†đ?‘‚42− đ?‘›đ?‘œ đ?‘ đ?‘’ đ?‘œđ?‘Ľđ?‘–đ?‘‘đ?‘Ž đ?‘šĂĄđ?‘ , đ?‘’đ?‘ đ?‘‘đ?‘’đ?‘?đ?‘–đ?‘&#x;, đ?‘›đ?‘œ đ?‘ đ?‘’ đ?‘œđ?‘Ľđ?‘–đ?‘‘đ?‘Ž đ?‘?đ?‘œđ?‘› đ?‘“đ?‘Žđ?‘?đ?‘–đ?‘™đ?‘–đ?‘‘đ?‘Žđ?‘‘ , entonces solo se oxida el agua 4 e - + 4 H+ + O 2 En cĂĄtodo, se produzca la reducciĂłn.

(Na++ 1 e

-

Na0)x4

Balance ion electrĂłn 2H2O + 4Na+

Na0+ 4 H+ + O2

Reconocimiento de los productos de la electrolisis

En el cátodo, al combinar 1ml de solución con 1ml de fenolftaleína, forma un color fucsia o lila

En el ánodo, al combinar 1ml de solución con 1ml de fenolftaleína, forma una solución incolora

Experiencia 2 Electrólisis de una solución de yoduro potásico, KI.

Semi-reaciociones redox (Ánodo) I2+ 2e2 I- Eº = 0,54

O2 + 4 H++ 4e

2H2O

-

Eº = 1,23

Como el potencial de reducción del H2O es mayor que el potencial del Iodo, entonces se oxidará el Iodo.

Semi-reaciociones redox (Cátodo) K++ 1eK0 Eº = -2,93 2 H2O + 2 e H2 + 2 OHEº = -0,83 -

Como el potencial de reducción del H2O es mayor que el potencial del potasio, entonces se reducirá el H2O. Balance ion – electrón I2 + 2e2 I0 + (K K + 1e )x2 I2 + K 2I- + 2K+

Eº = 0,54 Eº = +2,93 Eº = 3.47

Reconocimiento de los productos de la electrolisis

En anodo, al combinar 1ml de solución con 1ml de cloroformo forma dos fases de colores de amarillo y rosado pálido

En el cátodo, al combinar 1ml de solución con 1ml de fenolftaleína, forma un color fucsia o lila

Experiencia 3 Electrólisis de una solución de sulfato de cobre

Ecuación Parcial Anódica SO42-no se oxida más.

2 H2O 4 e + 4 H++ O2 Eº = 1,23 Cu0 2 e + Cu2+ Eº = 0,34 Como el potencial de reducción del H2O es mayor que el potencial del cobre,entonces se oxidará el cobre.

-

-

Ecuación Parcial Catódica Cu2+ + 2 eCuº Eº = 0,34 2 H2O + 2 e2 OH- + H2 Eº = -0,83 Como el potencial de reducción del cobre es mayor que el potencial del agua, sereduce el cobre.

Balance ion electrón Cu0 Cu2+ + 2 e Eº = -0,34 2+ Cu + 2 eCuº Eº = +0,34 2+ 2+ Cu + Cu Cu +Cuº -

Ecuación Iónica Cu2+ + 2 SO42- + 2 H2O

Cuº + 2 SO42- + 4 H+ + O2

Ecuación Molecular CuSO4 (ac) + H2O Cu0 (s) + H2SO4(ac) + O2(g)

Reemplazando el electrolito inerte por lámina de cobre

Cu2+ + 2 e2 H2O + 2 e-

Cuº Eº = 0,34 2OH- + H2 Eº = -0,83

Como el potencial de reducción del cobre es mayor que el potencial del agua, sereduce el cobre.

Se evidencia esta reducción en el aumento de masa de la lámina de cobre mCual inicio= 0.1344g mCual final = 0.1528g

OBSERVACION Experiencia 1 - La solución permanece incolora - En ion sulfato no se oxida más - El ion sodio (Na+) se reduce a Na

Experiencia 2 - La solución se tiñe de fucsia por la presencia de fenolftaleína la cual cambia de color en presencia de OH- En el cátodo, el color es fucsia en presencia de fenolftaleína - En el ánodo, el color es amarillo y rosado pálido en presencia de cloroformo

Experiencia 3 - Al transcurrir el tiempo la solución comienza a aclararse porque la concentración de cobre en ella disminuyen y se depositan en el cátodo - La solución no cambia de color debido a que el cobre obtenido de la degradación del electrolito ánodo se deposita en el electrolito cátodo - La concentración de cobre en la solución permanece constante - El electrolito ánodo tiene apariencia de clara, como gastada, mientras que el electrolito cátodo parece estar más opaco

CONCLUSION - Mediante las celdas electrolíticas se pudo observar que los compuestos -

se pueden reducir u oxidarse cuando se le aplica una corriente eléctrica continua.

Se pudo identificar los productos de la hidrolisis mediante los indicadores obtenidos del cátodo y ánodo Mediante la electrolisis se puede obtener metales alcalinos de sus sales fundidas Mediante la electrolisis se realiza el recubrimiento de metales