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.