1. INTRODUCCIÓN TEÓRICA

La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergida 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). 

En nuestro caso la zona B era el ánodo, y la reacción que tendrá lugar será: 

2H2O  ->  O2 (g) + 4H+ + 4e-

En la zona A (cátodo) la reacción que tendrá lugar es:

2H2O + 4e-  ->  H2 (g) + 4OH-

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

Nosotros hemos utilizado como fuente de alimentación una pila.

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.

Aplicaciones de la electrolisis:

La electrolisis se puede utilizar en la producción de:

-Aluminio, litio, potasio, sodio y magnesio.

-Hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, clorato de sodio y clorato de potasio.

-Hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible…

2. EXPLICACIÓN DEL DESARROLLO DE LA PRÁCTICA

En esta tercera práctica del curso, el objetivo era observar el fénomeno de la electrolisis, mediante el cual forzamos una reacción que realizamos por la acción de la corriente eléctrica a través de una pila.

Para ello utilizamos vasos de precipitados, una pila, un hielo de cobre, lana, cuentagotas, celo, vinagre y fenolftaleína, y cloruro de sodio (NaCl) y disolución de hidróxido sódico de concentración 0'1 mol/L.

Después de leernos la práctica por encima, cogimos dos vasos de precipitados (similares pero no necesariamente iguales) y los lavamos; en ambos teníamos que preparar la disolución de NaCl en agua con una concentración aproximada de 1 mol/L. Así, primero decidimos el volumen de agua con el que trabajamos, 80 ml (0'8 L), y a partir de este dato calculamos la masa de NaCl correspondiente que teníamos que añadir a los vaso de precipitados mediante el cálculo siguiente: 

C= n/v  >  n = C.v = 1.0'8 > n = 0'08 mol ; y ahora calculamos m (sabiendo que MNaCl = 58'5 g/mol):

n = m/M   >  m = n.M = 0'08.58'5  > m = 4'68 g NaCl

Por tanto, una vez supimos que la masa necesaria de NaCl para realizar la disolución en función de la cantidad de agua que habíamos decidido antes era 4'68 g, tasamos ambos vasos en la balanza digital y añadimos en ambos aproximadamente 4'68-4'70 gramos de NaCl. Después llenamos los dos vasos hasta conseguir los 80 ml esperados de agua (Fig. 1).

Fig. 1: Ambos vasos preparados con las disoluciones preparadas.

Seguidamente, tras coger y lavar una varilla con la que agitamos las dos disoluciones, añadimos varias gotas de fenolftaleína con un cuentagotas en ambos vasos.

En el vaso de precipitados etiquetado en las imágenes como B, realizamos lo que en la guía de la práctica se correspondía con el vaso A, pero esto no es relevante porque este cambio lo mantuvimos durante toda la práctica sin tener ninguna consecuencia.

Fig. 2: La disolución B se tornó de color rosado.

Vídeo 1, donde observamos el cambio de color de la disolución B.

La disolución B se volvió de color rosa (Fig. 2 y vídeo 1), por lo que no fue necesario añadir una gota de la disolución de NaOH. La disolución A no estaba rosa, con lo cual tampoco fue necesario añadir gotas de vinagre hasta que esta desapareciese (en la guía de prácticas se indica que sólo se añadirá vinagre en el caso de que se transformase en un color rosado, y como comentamos, en el vaso A esto no sucedió). Además, al haber realizado primero este paso en la disolución B y ver que estaba rosa, sabiendo que sólo uno de los dos vasos tenía que estar de este color para la práctica, sabíamos que teníamos que obtener un color transparente en el segundo caso, la disolución A, y eso ocurrió. Pensamos que pese a lavar todos los instrumentos que utilizamos, probablemente hubiese alguno de ellos contaminado que después nos supuso ciertos problemas para explicar lo sucedido en la práctica.

En la zona B (en nuestro caso por lo ya explicado, ánodo) la reacción que tuvo lugar fue:

2H2O -> O2 (g) + 4 H+ +4e- ;

mientras que en la zona A (cátodo) la reacción que tuvo lugar fue:

2H2O + 4e-  -> H2 (g) + 4OH-

Como consecuencia y teóricamente, en la zona B el pH disminuye (se generan iones H+) y la fenolftaleína pasará de rosa a incoloro; en la zona A el efecto es el contrario y se observa que pasa de ser transparente al ser rosado.
Uno de nosotros había preparado, antes de realizar esta parte final del experimento, todo lo necesario: pelamos los hilos de cobre, cogimos una pila y celo para unir a la pila los dos trozos de cable que habíamos cortado, y también el hilo de lana impregnado en disolución de KNO3. 

Nuestro experimento quedó de tal manera que en el vaso de precipitados A (que era inicialmente transparente y después rosa, el conocido como cátodo) estaba sumergido el cable que a su vez estaba unido al polo negativo de la pila; y en el vaso B (inicialmente rosa y después incoloro, ánodo) aquel unido con el otro polo de la pila.

El problema de que no obtuviésemos el resultado esperado completo de la reacción por electrolisis, que explicamos en la conclusión, fue la lana, que no se impregnó bien y no fue capaz de conectar correctamente ambos vasos de precipitado. Por tanto decidimos poner los 2 extremos de los cables conectados en la pila en el mismo vaso, el B, y observamos que burbujeaba (vídeo 2); después hicimos lo mismo con el vaso A, donde observamos que la disolución pasaba de ser incolora a rosa (vídeo 3).

Vídeo 2: Observamos cómo burbujea la disolución B al introducir en dicha disolución los dos cables de cobre. Debajo, en el vídeo 3: la disolución A cambia de ser incolora a rosa.

3. CONCLUSIONES

El objetivo de esta práctica era observar el fenómeno denominado electrolisis, anteriormente explicado teórica y experimentalmente.
El objetivo ha sido cumplido aunque con las siguientes problemas:

• La lana no ha funcionado como puente salino. Entonces lo que hicimos fue meter el cátodo y el ánodo (ambos hilos de cobre) en un mismo vaso y se podía apreciar la electrolisis: un vaso burbujeaba (B) y el otro pasaba de incoloro a rosa (A).
• Uno de los utensilios que utilizamos (aunque lavamos todos) estaba contaminado, y eso nos ha dado problemas a la hora de explicar la práctica, porque una de las disoluciones no salió como esperábamos. Seguramente fue la varilla del vaso B que tenía NaOH.

CONCLUSIONES

Las conclusiones que hemos sacado son varias. Pensamos que esta práctica ha sido divertida, porque hemos aprendido  algo que no podemos asimilar tan bien dando teoría, conocimientos que se adquieren mejor en el laboratorio. Coincidimos todos en que nos faltó un poco de tiempo, no en terminar la reacción (porque estas prácticas eran más cortas y tardamos menos que en la primera evaluación), sino en ver el resultado de dicha reacción de precipitación.

Aún así, pudimos verlo por la reacción que dejó un grupo del día anterior. El resultado fue que quedó un sólido que estaba todavía un poco blando y pegajoso, porque todavía no se había secado del todo y aún tenía agua. Nos costó suponer que pesaba más de lo esperado por esta causa, que estaba mojado.

Además, esta vez también utilizamos otros instrumentos del laboratorio, como el embudo, o el papel de filtro plegado, y aprendimos este nuevo tipo de reacción experimentando en primera persona con una reacción fácil cómo claramente se separaban los dos productos, permaneciendo el sólido en dicho filtro y cayendo al vaso de precipitados el líquido incoloro.

El hidróxido de cobre sólido y mojado podría secarse al aire libre, pero para que no tuviese nada de agua tendríamos que esperar probablemente incluso días; pero también podríamos utilizar para ello otros métodos más complejos y que tratarían de eliminar la humedad más eficaz y rápidamente.

En conclusión, simplemente queremos aportar nuestra opinión, asegurando aquí que creemos esta es una buena forma para dar clase de otra manera, y poder ver y hacer otro tipo de reacciones químicas y aprender de ellas de la mejor manera posible, practicando y explicando todo lo que hacemos y por qué.

 

EXPLICACIÓN DEL EXPERIMENTO: REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN

En estas prácticas de la 2º Evaluación y como hemos mencionado en la introducción anterior, esta vez hemos realizado una reacción de precipitación, preparando antes una disolución de sulfato de cobre (III) pentahidratado.

Primero, debemos preparar  la disolución de sulfato de cobre (III) pentahidratado.

Prepararemos 50 ml (0'05 L) de una disolución de concentración de 0'1 mol / L de dicha sustancia, sabiendo Que M CuSO4.5 H2O = 250 g / mol. Para ello ante todo tendremos que encontrar la masa necesaria a partir de n = m/M y de n = c/V, y los datos que tenemos:

c = n / V; n = c .V = 0'1 mol/L . 0'05 ​​L = 0'005 mol

n = m / M; m = n. M = 0'005 mol . 250 g/mol = 1'25 g sulfato de cobre (III)

Por tanto y tras realizar los cálculos señalados, ya conocemos la masa de sulfato de cobre (III) pentahidratado para la Disolución.

Para comenzar dicha disolución, cogemos el vidrio de reloj, lo lavamos y sobre él echaremos cuidadosamente la cantidad de sulfato de cobre requerida con una espátula también lavada después de tasar el vidrio de reloj en la balanza. Luego de pesar los 1'25 gramos de dicha sustancia que debemos de utilizar, cogemos y lavamos un vaso de precipitados. Echamos en ese vaso aproximadamente unos 25 ml de agua, como se indicaba en los pasos que íbamos siguiendo a la vez uno, y más tarde el sulfato de cobre pentahidratado desde el vidrio de reloj, ayudándonos para disolverlo en el agua con un agitador o varilla para agitar que lógicamente habíamos lavado antes (Fig. 1.1) .

Fig. 1.1: Removimos con fuerza con el agitador el vaso de precipitados hasta que estuviese totalmente disuelto el sulfato de cobre pentahidratado en el agua.

Cogimos y lavamos una probeta, y allí añadimos la disolución que acabábamos de hacer (Fig.1.2) , para justo después enrasar hasta 50 ml, añadiendo agua hasta llegar a esta marca.

Fig. 1.2: Añadimos la disolución a la probeta para después enrasar hasta la marca de 50 ml añadiendo agua.

Así, ya teníamos preparada la disolución para realizar la reacción de precipitación.

Seguidamente, cogimos y lavamos otro vaso de precipitados (el que habíamos utilizado antes era demasiado pequeño) y allí añadimos la disolución completa desde la probeta. Esto lo hicimos con el objetivo de poder inmediatamente después echar en la probeta (que nos permite medir cantidades y volúmenes con mayor precisión que los vasos de precipitados) 100 ml de una disolución ya preparada de hidróxido de sodio (NaOH). Lo echamos desde el recipiente que estaba en la parte delantera para que usásemos todos los grupos a un vaso de precipitados vacío, y desde allí lo vertimos a la probeta para poder medir exactamente 100 ml de la disolución. Una vez habíamos medido 100 ml de dicha disolución, vertimos el NaOH al vaso de precipitados de la disolución anterior ... Y el resultado es que la disolución se vuelve de color azul mucho más intenso y se puede observar que dentro de la disolución hay un sólido (Fig. 1.3).

Fig. 1.3: Añadimos la disolución de NaOH a la disolución primera. En esta imagen ya se aprecia en la disolución completa el color azul más vivo y el sólido que se forma parecido a una especie de gelatina.

Seguidamente, cogimos y lavamos el vaso de precipitados con el embudo. A la vez, hicimos el filtro con el papel de filtro plegándolo, para después colocarlo en el embudo y echar poco a poco en él la disolución (Fig. 1.4).

Fig. 1.4: Poco a poco añadimos la disolución en el vaso de precipitados con el embudo y el papel de filtro.

El resultado será que el producto de la reacción Na2SO4 (ac) cae abajo del vaso como un líquido incoloro, mientras que el otro producto Cu(OH)2 (s) permanece como sólido en el papel de filtro. Utilizamos la filtración para separar los dos productos resultantes (el sólido del líquido) de la reacción de precipitación.

 

En la imagen de la izquierda, podemos observar en el vaso de precipitados la disolución, otro vaso de precipitados con el embudo y el papel de filtro, y en un vidrio de reloj los restos sólidos de hidróxido de sodio que se acumulan en el papel de filtro. Tras rasparlos con una espátula, obtenemos lo que aparece también en la imagen de abajo a la derecha. Por último, en la imagen inferior izquierda se aprecian con claridad dichos restos más sólidos de Cu(OH)2 que permanecen acumulados en ese papel de filtro.

Lo último que deberíamos haber hecho, aunque no nos dio tiempo, sería haber raspado el sólido que quedaba acumulado en el papel de filtro y depositarlo en el vidrio de reloj; pero para ello era necesario que hubiese transcurrido suficiente tiempo para que se separasen los dos productos completamente. Aún así lo hicimos con el resultado de las Prácticas de los compañeros que las habían hecho el día anterior: pesamos en la balanza esa cantidad, cuya masa era de 1'52 gramos aproximadamente. Esta sustancia tenía una textura pegajosa porque aún tiene algo de agua, y pesa más de lo que debería teóricamente según el problema de estequiometria con las mismas cantidades que ahora realizaremos. Esto se debe a que ese Cu(OH)2 restante aún no está no seco, tiene agua y al estar húmedo pesa algo más.

Este es el problema de estequiometria:

BREVE INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Para realizar una breve introducción sobre las prácticas de la Segunda Evaluación, comenzaremos antes de hablar sobre el desarrollo de la actividad y la explicación del proceso definiendo varios conceptos clave como son disolución, concentración o reacción de precipitación.

El término de disolución hace mención a la acción y efecto de disolver (separar lo que estaba unido, mezclar de forma homogénea las moléculas de una sustancia con un líquido).

Es decir, una disolución es una mezcla homogénea resultante tras disolver con cualquier sustancia líquida. Esa mezcla homogénea está a un nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporciones variables.

 

La concentración es la magnitud química que expresa la cantidad de un soluto. Por lo tanto la concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de un soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, esas sustancias se disuelve dependiendo de algunas condiciones como por ejemplo la presión, la temperatura, etc.

 

Un disolvente es la sustancia que disuelve el soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada está.

Las reacciones de precipitación, consisten en la formación de un compuesto no soluble, llamado precipitado, que es el sólido que se produce en una disolución por efecto de cristalización, producido al mezclar dos disoluciones diferentes, cada una de las cuales aportará un ion a dicho precipitado, es decir, una reacción de precipitación tiene lugar cuando uno o más reactivos, combinándose llegan a generar un producto insoluble. Esto es lo que ocurrirá cuando el hidróxido de cobre permanezca en el papel de filtro como sólido.

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n
http://www.jcabello.es/clasificacion/concentracion.html
http://definicion.de/disolucion/
http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Precipitado
http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/reacciones-de-precipitacion

CONCLUSIONES DE LAS PRÁCTICAS

Las conclusiones que los tres sacamos son variadas, pero todos coincidimos en que pasamos un buen rato con una clase de Física más amena y diferente desde el punto de vista de que no solíamos bajar al laboratorio en casi ninguna asignatura, lo que se agradece de vez en cuando, porque aprendemos de manera distinta. Pasamos un buen rato en el laboratorio realizando por grupos las prácticas a la vez que aprendíamos cosas nuevas sobre las disoluciones, las precauciones en el laboratorio, cómo realizar y seguir debida y cuidadosamente los pasos indicados, y también sobre los ácidos y las bases, el pH, o indicadores del mismo, desde el papel de tornasol hasta indicadores tan simples y caseros como el caldo de lombarda.

En cuanto al tiempo, al final de la hora nos desempeñábamos con mayor facilidad y rapidez, y fuimos adquiriendo coordinación. Nos ayudó el trabajar bien el grupo sin ninguna discusión y el saber cada uno su parte a su debido tiempo para darnos prisa y hacerlo a la vez bien y poder conseguir hacer lo mandado. La segunda práctica, del uso del indicador de caldo de lombarda, fue más rápida, porque ya teníamos hechas las disoluciones antes realizadas de las cuales partiríamos para empezar esta segunda actividad; en la primera tardamos algo más por esta misma causa de tener que hacer tres disoluciones (cloruro de sodio, bicarbonato sódico y cloruro de magnesio). Por falta de tiempo no pudimos hacer la mezcla de ácidos y bases ya explicada, ni hacer la práctica del caldo de lombarda con un indicador llamado tintura tornasol.

Pudimos comprobar la acidez o basicidad de las distintas disoluciones en función del color del papel de tornasol al tocar con la varilla mojada en la disolución y en función del color que adquería el caldo de lombarda al vertir pequeñas cantidades de las disoluciones en tubos de ensayo con cuentagotas, y también corresponder los colores de la primera práctica con el nivel de pH de la disolución gracias a una tabla dada. Así, nos quedó claro que en algunas disoluciones los colores del papel de tornasol y del caldo de lombarda coincidían, pero en otras no, lo que favorecía la confirmación de nuestra idea de que al ser diferentes indicadores de pH ambos colores podrían ser distintos pese a referirse a la misma sustancia. Esta fue la mayor duda que nos surgió, el resto (si lavar todos los utensilios empleados cada vez que los usábamos, si añadir la misma cantidad de agua en el vaso de precipitado en todas las disoluciones antes de realizarlas, si añadir más o menos cantidad aproximada de caldo de lombarda en los tubos de ensayo...) las resolvimos allí de inmediato preguntando al profesor o gracias a la ayuda de otros grupos.

Nos llamó la atención también la rapidez con la que el caldo de lombarda cambiaba de color dependiendo de las disoluciones que echásemos (aunque es cierto que no había grandes diferencias), y lo consideramos una duda más porque no sabemos si se debe a las propiedades o características de los componentes de cada disolución, a que en unos casos echamos más gotas de disolución que en otras...

Por último, simplemente nombrar algún problema que nos surgió derivado de las dudas que si lo hubiésemos previsto quizás son hubiese ayudado a realizar las prácticas con mayor ligereza, como el hecho de que deberíamos de haber leído lentamente y antes de subir al laboratorio las hojas dadas de guía, y en grupo, para hablar sobre los posibles problemas que nos surgirían; creemos que habiéndolo leído en grupo hubiera sido más fácil terminar antes y desenvolvernos mejor al conocer cada cosa que haríamos después. Este problema se contrarrestó con que hicimos bien en antes de subir al laboratorio, distribuir equitativa y temporalmente las tareas de manera que los tres quedásemos conformes y pudiésemos realizar el trabajo de la mejor manera posible.