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• Max Gerson Fer Fernandez

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INTRODUCC1ON

La electrólisis es la descomposición de una sustancia por el paso de ¡a corriente eléctrica a través de’ ella; en la eletectrólisis el ánodo es positivo donde se produce la oxidación y el cátodo negativo donde se realiza la reducción. Cualquier reacción redox puede representarse mediante dos sernirreacciones; una de oxidación y otra de reducción, es posible asignar a cada semirreacciónes un voltaje (potencial de oxidación o reducción) que indica la tendencia relativa a producirse que tiene esa determinada semirreacción los valores de potencial 4 de oxidación son arbitrarios ya que en realidad lo que se puede medir es el voltaje asociado a una celda galvánica completa, una vez que se decide que parte del voltaje total se puede asignar a cada componente de la celda, es decir a cada semirreacción, se podrá usar ese valor en otras celdas que contengan d mismo componente. En este experimento se medirá el voltaje asociados a varias celdas que se constituyen cuando se conectados electrodos (semipilas) a través de sus disoluciones unidos por un puente salino, la fuerza electromotriz de la celda es igual a la diferencia de potenciales de sus electrodos. Cuando la pila funciona, en el electrodo positivo (cátodo) ocurre una reducción en el electrodo negativo (ánodo) ocurre la oxidación.

FUNDAMENTO TEORICO ELECTRÓLISIS Contrariamente a las reacciones redox espontáneas, que resultan en la conversión de energía química en energía eléctrica, la electrólisis es el proceso en el cual la energía eléctrica se usa para provocar una reacción química no espontánea. Aquí se revisarán tres ejemplos de electrólisis que muestran que se basa en los mismos principios que aquellos que se aplican a los procesos electroquímicos y que ocurren en las celdas galvánicas. Entonces se estudiarán los aspectos cuantitativos de la electrólisis.

LA ELECTRÓLISIS DEL CLORURO DE SODIO FUNDIDO En su estado fundido, el cloruro de sodio, que es un compuesto iónico, puede disociarse para formar sodio metálico y cloro. La figura 19.17(a) es un diagrama de una celda Downs, que se usa para la electrólisis a gran escala del NaCl. En el NaCl fundido, los cationes y los aniones son los iones Na y CV, respectivamente. La figura 19.17(b) muestra las reacciones que ocurren en los electrodos. La celda electrolítica contiene un par de electrones conectados a la batería. La batería funciona como una “bomba de electrones”, llevando electrones al cátodo, donde ocurre la reducción, y sacando electrones del ánodo, donde ocurre la oxidación. Las reacciones en los electrodos son: Modo (oxidación):

2CV —> C12~g) + 2e 1

Cátodo (reducción): Global:

2Na + 2e —~ 2Na(I)

2Na~ + 2CV —.+ 2Na(I) + C12(g)

Este proceso es la fuente principal de sodio metálico puro y cloro gaseoso.

LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA El agua contenida en un vaso en condiciones atmosféricas (1 atm y 250C), no se descompone espontáneamente para formar hidrógeno y oxígeno gaseosos, porque el cambio de energía libre estándar para la reacción es una cantidad grande positiva: 2H20(l) —~ 2H2(g) + 02(g) AG0 = 474.4 KJ

Sin embargo, esta reacción puede inducirse al electrolizar el agua en una celda como la que se muestra eH la figura 19.18. Esta celda electrolítica consta de un par de electrodos hecho de un metal no reactivo, como el platino, sumergido en agua. Cuando los electrodos se conectan a la batería no sucede nada, porque no existen suficientes iones en agua pura para trasportar una cantidad apreciable de corriente eléctrica. (Recuérdese que a 250C, el agua pura sólo contiene concentraciones 1x 10-7M de iones H+ y 1x 10-7 M iones OH+.) Por otra parte, la reacción se lleva a cabo fácilmente en disolución de 0.1 M H2504 porque hay un número suficiente de iones para conducir la electricidad. Inmediatamente, aparecen burbujas en ambos electrodos. El proceso en el ánodo es (Fig. 19.19) 2H20(l) —> 02(g) + 4H2(ac) + 4emientras que en el cátodo se tiene H+(ac) + e- —~ 1/2 H2(g) La reacción global está dada por Ánodo (oxidación):

2H20(l) —* 02(g) + 4H+(ac) + 4e-

Cátodo (reducción):

4(H+(ac) + e- —~ ½ H2Çg)

Global:

2H20(l) —e 2H2(g) + 02(g)

ELECTRÓLISIS DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA DE CLORURO DE SODIO Éste es el más complicado de los tres ejemplos de electrólisis que se consideran aquí porque las disoluciones acuosas de cloruro de sodio contienen varias especies susceptibles de ser oxidadas o reducidas. Las reacciones de oxidación que podrían ocurrir en el ánodo son (1) (2)

2H20(l) —* 02(g) + 4H~(ac) + 46 2CV(ac) —> C12(g) + 26 2

Consultando la tabla 19.1, se encuentra que 02(g) + 4H~(ac) + 46 —~ 2H20(l) C12(g) + 26 —* 2Cl –(ac) Los potenciales estándar de reducción de las reacciones 1 y 2 no son muy distintos, pero estos valores sugieren que el H20 se oxidaría preferentemente en el ánodo. Sin embargo,¡de manera experimental se encuentra que el gas liberado en el ánodo es el Cl 2 y no en el 02! En el estudio de procesos electrolíticos a veces se encuentra que el potencial requerido para la reacción es considerablemente más alto que lo que indica el potencial de electrodo. El potencial adicional requerido para provocar la electrólisis se conoce como el sobre potencial. El sobre potencial para la formación de 02 es bastante alto. Es así que, en condiciones normales de operación, es el gas Cl2 el que se forma en el ánodo, y no el 02. Las posibles reducciones que pueden ocurrir en el cátodo son: (3) (4) (5)

Na~(ac) + 6 —ø Na(s) 2H20(l) + 26 —e H2(g) + 20H(ac) 2H~(ac) + 26 —* H2(g)

La reacción 3 no es probable porque tiene un potencial estándar de reducción muy negativo. La reacción 5 se ve favorecida en detrimento de la 4 en condiciones de estado estándar. A pH 7 (como es el caso de una disolución de NaCl), sin embargo, se ven igualmente favorecidas. Por lo general se usa la 4 para describir la reacción en el cátodo porque la concentración de iones H es demasiado pequeña (unos 1 X 104M) para que 5 resulte una opción razonable.

MATERIALES INSTRUMENTOS Y REACTIVOS EXPERIMENTO 01 Un tubo en U de electrólisis Dos electrodos de carbón (grafito) Un soporte con una pinza de fierro Dos pinzas cocodrilo Un tubo gotero Una fuente de corriente continúa Soluciones de Kl. (>.5M, Fe C13 O. IM y Fenolftaleina Tetracloruro de carbono.

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MATERIALES INSTRUMENTOS Y REACTIVOS EXPERIMENTO 02 Seis vasos de precipitados de 100 mL Un tubo en U con solución saturada en KCI o NH4NO Electrodos de Zn, Sn, grafito. Cu Un voltímetro Soluciones de Znso4 1M, Sncl2 1M, Cnso4 1M, Fe2+/Fe3+ 1M.

PARTE EXPERIMENTAL ELECTROLISIS DEL KI EN SOLUCION ACUOSA EXPERIMENTO 01 PROCEDIMIENTO 

Arme el equipo de electrólisis según la- figura:



Llenar el tubo en U con la solución de, Kl. 0.5M hasta. 1 cm de los extremos.



Conectar el equipo a la fuente de corriente continua y dejar transcurrir la electrólisis durante 15 minutos.



Observe y anote los cambios en el cátodo y ánodo.



Observe en que proporción el color pardo se difunde del ánodo del tubo en hacia el cátodo.



Separe los electrodos y perciba el olor del ánodo de carbón.



Con un gotero extraiga 2 mL de la disolución del extremo del cátodo a un tubo de ensayo y añadir 2 gotas de fenolftaleina y a los otros 2 mL de FeCl3 0.1 M. Extraiga otros 2 del líquido pardo del extremo del ánodo, añada 1 mL de CCI4 y agite el tubo, deje reposar la capa del CCI4 y observe las coloraciones de las dos capas liquidas. Un método 4

alternativo es la adición de 1 mL de solución de almidón DETERMIINACION DE POTENCIALES DE OXIDACION DE PILAS

EXPERIMENTO 02 PROCEDIMIENTO:  Armar el sistema que se muestra en ¡a figura:

 Llenar las tres cuartas partes de un vaso de precipitados de 100 mL de capacidad con  Una solución de ZnSO4 1M.  Igualmente a un segundo vaso de precipitados llenar las tres cuartas partes con Soluci6n 1M de SnÇl2.  Conectar ambos vasos con el puente salino (tubo en U con solución saturada de KCI NH 4NQ3 o papel de filh-o humedecido con las soluciones indicadas)  Surnerja un electrodo de Zn en la solución de ZnSO4 y un electrodo de Sn en la solución de SnCl2.  Conectar los alambres de los electrodos a un voltírnetro de tal manera que los electrones del electrodo de Zn entren al voltímetro en el terminal negativo.  Medir el voltaje de la celda y registrarlo.  Remover cuidadosamente el papel filtro (puente salino) y reemplazar la solución de SnCI 2 por una que contenga Fe2+ y a iguales concentraciones.  Sumergir un electrodo inerte a la solución Fe2~ y Fe3+ (puede ser un alambre de nichrone o varilla de grafito).  Colocar nuevamente un puente salino y conectar el voltímetro de la misma manera que la vez anterior.  Medir el voltaje y registrarlo.  Repetir la operación otra vez, pero midiendo el voltaje de la celda formada por los electrodos de Fe 2+ Fe3~ y Sn/Sn2+.  A partir de sus mediciones anteriores, decida como debe hacer la conexión al voltímetro  Medir el voltaje de la celda de Daniel.

CALCULOS Y RESULTADOS EXPERIMENTO 01 a) Escriba la reacciona del ánodo: ....................................................................................... 5

b) Escriba la reacción del cátodo: ....................................................................................... c) Escriba la reacción total: ................................................................................................ ................................................................................................................................................ d) Reacción de solución del cátodo con FeCl3: ................................................................... e)

Porque la solución del cátodo toma el color rojo con la

fenolftaleina: ................................................................................................................................................ f)

Porque la solución del ánodo toma el color azul con el almidón: ..................................

EXPERIMENTO 02 Determinación de potenciales de oxidación a) N° de Celda 1 2 3

Ánodo

Cátodo

Voltaje de Celda

b) Orden creciente de Tendencia creciente a la oxidación: .............................................................. c) Escriba las ordenes químicas para cada una de las celdas electroquímicas. GRAFICOR Y DIAGRAMAS

a) Una celda que consta de un electrodo de Zn y un electrodo de hidrógeno. b) Una celda que consta de un electrodo de cobre y de un electrodo de hidrógeno. Ambas celdas operan en condiciones de estado estándar. Obsérvese que en la fig. a el EEH actúa como cátodo, pero en la b) el EEH es el ánodo. 6

a) Un montaje practico, llamado celdas Downs, para la electrosis de NaCl fundido (p.F.801 °C). El sodio metálico que se forma en los cátodos están en el estado liquido. Como el sodio metálico liquido es mas ligero que el NaCl fundido, el sodio flota en la superficie como se muestra y donde se recolecta. El clora gaseoso que se forma en el ánodo se recoge en la parte superior de la celda.

b) Diagrama simplificado que muestra las reacciones de electrodo que ocurre durante la electrolisis del NaCl fundido.

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CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES

CONCLUSIONES: Conocer el funcionamiento de las cedas electrolíticas efectuando la electrólisis de una solución de Kl. Conocer el funcionamiento de las celdas galvánicas determinando algunos potenciales de oxidación. 8

RECOMENDACIONES: Antes de realizar los experimentos, debemos hacer un repaso de lo que se va a ejecutar en el laboratorio, para que de esta manera el alumno no esté confundido. Los materiales a utilizar, deben de estar en perfectas condiciones, evitando el retraso en la ejecución de dicha práctica.

Tener mucho con el uso de los instrumentos reactivos, para evitar cualquier tipo de accidente. ,

APENDICE

INTRODUCCION I.-

OBJETIVO.

II.-

FUNDAMENTO TEORICO.

III.-

MATERIALES Y REACTIVOS.

IV.-

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL.

V.-

CALCULOS Y RESULTADOS.

VI.-

CUESTIONARIO.

VII.-

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES.

VIII.-

APÉNDICE. 9

IX.-

BIBLIOGRAFÍA.

BIBLIOGRAFIA

1)

PERRY ROBERT W. “Química: Fundamentos Experimentales” Ed. Barcelona, 1980

2)

DA VIS, Joseph E.

“Manual de Laboratorio para Química” Experimentos y Teorías. Ed. Revené S.A. Barcelona, 1975.

3)

PETRICCI RALPH

“Química General” Ed. Fondo Educativo Interamericano SA.

New York, 1977 4)

GRANADOS Cesar

“Manual de Prácticas de Laboratorio” Ed. UNSCH Ayacucho, 1980.

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