Electrolisis del agua. Celdas electroquímicas

Fundamentación

El trabajo práctico se realizara a un 5to año de secundaria superior para la modalidad de ciencias naturales y exactas en la materia de fundamentos de la química en el eje temático “electroquímica y almacenamiento de la energía”. Se pretende que los alumnos tengan una serie de conocimientos previos básicos: Eje temático anterior la química del agua (soluciones y concentraciones), reacciones redox. Hemirreacciones. Celdas electroquímicas. Pilas y baterías.

Otros años para implementar dicho trabajo:

Para un primer año, en la materia de ciencias naturales, se pretende distinguir la noción de agua, entendida desde el punto de vista químico como sustancia formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, del agua tal como se nos presenta en la cotidianeidad. Sin entrar en mucho detalle se puede realizar la experiencia de manera puramente demostrativa.

Para un segundo año en la materia de físico química se puede aplicar en la unidad cambios físicos y químicos (en este caso del agua).

Para un tercer año en la materia de fisicoquímica se puede aplicar en la unidad de reacciones químicas: su representación y su significado. Tipos de reacciones químicas (óxido-reducción) o como reacción de descomposición.

Marcos teórico del profesor

A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierte la energía química en energía eléctrica, en la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontanea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. La electrolisis se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que se realizan en las celdas galvánicas.

El agua contenía en un sistema en condiciones atmosféricas (1 atm y 25°C) no se descompone de manera espontanea en hidrogeno y oxigeno gaseosos porque el cambio de energía ilibre estándar de la reacción es una cantidad positiva grande:

        2H2O(l)                 2H2(g)  +  O2(g)      G°= 474.4 KJ/mol[pic 1]

Sin embargo, esta reacción se puede inducir en una celda como la que se observa a continuación

[pic 2]

Esta celda electrolítica está formada por un par de electrodos de un metal inerte, como platino o níquel, sumergidos en agua. Cuando los electrodos se conectan a la batería no sucede nada, porque el agua pura no hay suficientes iones para que lleven una buena cantidad de corriente eléctrica (tener en cuenta que a 25°C, en el agua pura solo hay 1x10-7 M de iones H+ y 1x10-7 M de iones OH-).por otro lado, la reacción se llevara a cabo rápidamente en una disolución de alguna especie electrolítica fuerte para que contenga la mayor cantidad de iones y asi conducir la corriente eléctrica. De inmediato empiezan las burbujas de gas en los dos electrodos.

  Las reacciones que tienen a cabo en el electrodo llamado ánodo es:

        2 H2O(l)            O2(g) + 4H+(ac) + 4e-[pic 3]

  En tanto que en el cátodo tenemos:

                        2 H+(ac) + 2e-           H2(g)[pic 4]

  La reacción global está dada por:

Ánodo (oxidación):       2 H2O(l)                O2(g) + 4H+(ac) + 4e-[pic 5]

Cátodo (reducción):      2 [2H+(ac) + 2e-           H2(g)][pic 6][pic 7]

Reacción global:             2 H2O(l)                     2H2(g)  +  O2(g)      [pic 8]

Marco teórico del alumno

El siguiente experimento consiste en hacer pasar corriente eléctrica “a través” de un compuesto para que se separen los elementos que lo forman. Para producir una reacción de descomposición que no ocurriría espontáneamente mediante la aplicación de corriente eléctrica se la llama electrolisis.

Una celda electrolítica es el dispositivo que nos permite hacer la electrolisis, y debe contar con los siguientes elementos:

1. Un par de electrodos, que son piezas de algún conductor típicamente un metal inerte, es decir, que no reaccione con las sustancias que están participando en la electrolisis. En un electrodo, llamado cátodo, se lleva a cabo una reducción (una especie gana electrones). El otro electrodo, se conoce como ánodo, en donde se lleva a cabo la oxidación (una especie pierde electrones).
2. Una fuente de poder como una batería.
3. Un conductor eléctrico, que conecte los electrodos  y permita que los electrones circulen a través de ellas.
4. Un conductor iónico, que cierre el circuito eléctrico mediante la transferencia de electrones debida al movimiento de iones, y que se conoce como electrolito.

Mediante este método se logró separar y aislar elementos a partir de materiales formados por variados elementos. Hoy en día existen múltiples aplicaciones de la electrolisis, una de ellas es la utilización de este proceso en la obtención de metales, para formar un depósito de un metal resistentes a la corrosión sobre otro metal menos resistente, para producir aluminio y magnesio, preparar cloro, flúor e hidróxido se sodio, refinar cobre, etc.
En este experimento se descompone un compuesto (el agua, H2O) en sus elementos (hidrógeno y oxigeno).  Por lo tanto podemos diferenciar los gases teniendo en cuenta las propiedades que poseen:

[pic 9]

[pic 10]

Trabajo practico del alumno

Electrolisis del agua

Objetivos:

• Llevar a cabo una reacción de descomposición por medio de la electrolisis
• Comprobar que el agua esta formada por dos elementos unidos químicamente
• Obtener dos elementos a partir de una de los compuestos que forman
• Utilizar materiales caseros en la fabricación de una cuba electrolítica.

Reactivos:

• Bicarbonato de sodio (NaHCO3), 100 gr.
• Agua destilada.

Materiales:

• 2 jeringas de 10 ml, sin agujas.
• 1 recipiente plástico (en el que quepan las jeringas en posición vertical).
• 2 tarugos N° 10.
• 2 tornillos autoperforantes.
• 2 electrodos de grafitos (mina de lápiz negro).
• 2 pinza de cocodrilo.
• 2 broches para sostener las jeringas.
• 8 tapas de gaseosas.
• Adhesivo universal
• Silicona para sellar.
• 1 transformador de 12 v o batería de 9 v.
• 1 balanza.
• Destornillador.
• 1 jarra medidora de 500mL.
• 1 palito de brochet.

Procedimiento:

1. Colocar el tarugo en el borde del recipiente y lo fijamos con el tornillo autoperforante utilizando el destornillador.

[pic 11]

1. Luego, encimar dos tapitas y encintarlas que servirán de soporte del recipiente plástico. Repetir hasta tener 4 soportes. Pegarlos en la base del recipiente con el adhesivo universal.

[pic 12]

1. Tomando la jeringa le sacamos el embolo y con la llama de un encendedor calentamos la punta para que se derrita. Ayudándonos con el destornillador sellaremos la punta de la jeringa y colocaremos una A y B para la otra jeringa.
2. Colocar en el tarugo el broche y agarrar a la jeringa.  
3. Perforar la base del recipiente por debajo de la jeringa. Colocar un electrodo dejando dentro de la jeringa (aproximadamente 2 cm, y 1 cm por debajo para  colocar la pinza de cocodrilo). Repetir para el segundo electrodo.
   
   [pic 13]

1. Utilizando silicona sellaremos  los borden de los electrodos para evitar perdida de la solución

[pic 14]

1. Preparar una solución de bicarbonato de sodio al 5% y verterla en el recipiente.
2. Llenar una jeringa hasta el borde con la solución de bicarbonato al 5%. Taparlo con un dedo y colocándolo en vertical sostenerlo con el broche de manera que no se observe ninguna burbuja de aire.
3. Cortar la ficha que se encuentra en la fuente, separar los cables y colocar una pinza de cocodrilo en cada extremo.
4. Conectar las pinzas a cada electrodo. Conectar al toma corriente.

[pic 15]

1. A medida que pasa la corriente eléctrica, en cada electrodo se desprende un gas que es capturado dentro de cada jeringa. Cuando la jeringa este totalmente lleno del gas, cortar el pase de la corriente eléctrica. Observar y registrar.
2. Con cuidado retirar la jeringa del broche. Para comprobar la naturaleza de los gases recogidos, realizar las siguientes pruebas:

[pic 16]

1. Con cuidado retira la jeringa A del electrodo y tapen la boca con un dedo. Gira la jeringa y rápidamente introduce una astilla de madera con un punto de ignición. Observar y registrar.
2. Con cuidado se retira la jeringa B del electrodo y tapar la boca con un dedo. Gira la jeringa y rápidamente acercar la astilla con un punto de ignición. Observar y registrar.

Análisis de resultados:

1. ¿Qué observa en los electrodos?

1. Durante el pase de corriente eléctrica ¿cómo es el volumen de la jeringa A con respecto a B?

1. Describe lo observado al introducir la astilla con un punto de ignición en la jeringa A

1. Describe lo observado al introducir la astilla con un punto de ignición en la jeringa B

Conclusiones:

1. Para realizar la electrólisis es necesario la presencia de un electrolito en solución. ¿En este caso quien es ese electrolito?
2. Escribe la ecuación química que represente la obtención del oxígeno y del hidrogeno.
3. ¿En qué electrodo se lleva a cabo la obtención del hidrógeno? ¿y del oxígeno?
4. Establece las hemireacciones que se llevan a cabo  en el cátodo y en el ánodo.
5. ¿Qué sucedería si durante la electrolisis se invirtiera la polaridad de los electrodos, es decir si  cambiaras de lugar las conexiones de los electrodos?

Actividades complementarias

1. Identificar los componentes de una celda electrolítica:

[pic 17]

1. Realizar un cuadro comparativo entre una “pila de Daniell” y una cuba electrolítica indicando las diferencias entre ellas:

1. Suponiendo que el electrolito bicarbonato de sodio es reemplazado por cloruro de sodio (sal de mesa) en la disolución. Al realizarse la electrólisis podemos observar que contiene a varias especies que pueden oxidarse y reducirse.
   Las reacciones de oxidación que se pueden llevar a cabo en el ánodo son:

1. 2 Cl-(ac)        Cl2(g)  + 4e-                y sus potenciales de reducción son                E°=1,36 V
2. 2 H2O(l)        O2(g)  + 4H+(ac) + 4e-                                                E°=1,23 V

Mientras que las reducciones que pudieran darse en el cátodo son:

1. 2H+(ac) + 2e-                H2(g)                y sus potenciales de reducción son                E°= o,oo V
2. 2H2O(l) + 2e-                H2(g)  + 2 OH-(ac)                                                E°= -0,83 V
3. Na+(ac) + 1e-                Na(s)                                                        E°= -2,71 V

Identifica, teniendo en cuenta los potenciales de reducción, ¿cuáles son las especies que se llevarán a cabo en cada electrodo?

Conclusiones

En el presente trabajo se elaboro una celda electrolítica con materiales caseros. Se reemplazo la mayor cantidad de materias de laboratorio por otros con una mayor disponibilidad para que los alumnos los consigan. Utilizando agua destilada, mina de lápiz, una fuente de energía, recipiente para contener el gas y un electrolito se consiguió “romper” la molécula de agua.

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