1. OBJETIVOS

Efectuar correctamente la electrolisis de sales en solución acuosa. Observar las siguientes reacciones de oxidación y reducción. Reconocer los polos de cada electrodo si es cátodo o ánodo. Observación de las distintas reacciones que se producen en cada

experimento.

2. MARCO TEORICO

ELECTROLISIS.

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a

una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos 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 energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los

electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.

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

3. PROCESO EXPERIMENTAL

MATERIALES Tubo de u. Embudo. Fuente de poder 4.5 v. Indicador universal. Papel tornasol.

SUSTANCIAS Yoduro de Potasio Cloruro de Sodio Sulfato de Cobre fenolftaleína

EXPERIMENTO N° 1

En este primer experimento trataremos de separar el KI por el proceso de darle carga eléctrica a la solución donde cada elemento se ira de acuerdo al electrodo que le corresponda con su debida carga eléctrica que reacciona como daremos a conocer en la siguiente reacción y gráfico.

En la electrolisis del yoduro de potasio, KI, la disolución contiene iones yoduro, I , ionesˉ potasio, K+ y agua. Si se hace pasar una corriente eléctrica a través de la disolución de KI(ac) tiene lugar la oxidación de los iones Iˉ en el ánodo y la reducción del agua en el cátodo.

(ÁNODO): 2 I ⁻ (ac) I2(s) + 2 e⁻ …………………..OXIDACION(CÁTODO): 2 H2O(l) + 2 eˉ H2(g) + 2 OH (ac) …………………REDUCCIONˉReacción global: 2 I ⁻ (ac) + 2 H2O(l) I2(s) + H2(g) + 2 OH (ac)ˉ

Para la

comprobación de la expulsión de OH añadiremos un par de gotas de

fenolftaleína y observamos la expulsión de gas en forma de H2 donde dará una coloración violeta y así comprobaremos la expulsión de OH.

EXPERIMENTO N° 2

En la electrólisis de una disolución de tipo acuosa del cloruro de sodio, donde se producen hidrógeno gaseoso, cloro gaseoso e hidróxido de sodio como subproducto. De igual modo que sucede en la electrólisis del cloruro de sodio fundido, los iones cloro sufren oxidación a Cl2; pero, en el cátodo no se produce la reducción de los iones sodio a sodio metálico, sino la del agua a hidrógeno gas, ya que el agua es acida sencillamente reducible que los iones de sodio. Las reacciones que tienen lugar para cada electrodo son:

Cátodo (negativo): 2 H2O + 2e- 2 OH- + H2 (g); reducciónÁnodo (positivo): 2Cl- Cl2 + 2e-; oxidación

La ecuación global que resulta podemos escribirla de la forma:2 H2O (l) + 2 NaCl (ac) Cl2 (g) + H2 (g) + NaOH (ac)

EXPERIMENTO N° 3

La electrólisis del sulfato de cobre (II), sal bastante soluble en agua, se produce a través de los fenómenos descritos en el dibujo, de acuerdo con la facilidad de descarga de los iones en los electrodos respectivos de primera parte de este trabajo. Se emplean primeramente electrodos metálicos.

Cu2SO4 + H2O Cu++ + SO4= + H+ + HO-

Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno.

2Cu++ 2Cu ° - 4e-

2HO- O2 + 2H+ + 4e-

2Cu2SO4 + 2H2O 2Cu ° + 2H2SO4 + O2

Cuando circula más corriente más cobre se deposita, pues más electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu++) se conviertan en elemento cobre (Cu°).