Electrolisis

Descripción resumida de la actividad propuesta

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. 2

 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. 3

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

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