Objetivos Específicos:

* Mostrar la descomposición del agua en sus elementos constituyentes.

* Investigar las diferentes aplicaciones de la electrolisis e la vida diaria.

* Utilizar las leyes de Faraday para resolver problemas.

Contenido: Electrólisis, iones, celda electrolítica, electrodos, Leyes de Faraday y aplicaciones de la electrólisis.

Por lo tanto, la descomposición de una

sustancia o electrolito por la aplicación de una

corriente eléctrica se conoce como

Electrólisis.

La palabra electrólisis quiere decir ruptura por

medio de la electricidad.

En este proceso se utiliza la corriente eléctrica

para generar una reacción química no

espontánea.

Si recuerdas, en el módulo anterior se demostró que algunos compuestos inorgánicos se ionizan o disocian cuando se disuelven en agua u otros líquidos.

Define electrolito:

________________________________________________________________________________________________________________________

¿Quiénes son los responsables de conducir la electricidad a través de una solución electrolítica? Argumenta tu respuesta.

__________________________________________________________________________________________

La disociación o separación de los iones del electrolito se produce por acción de la corriente eléctrica.

AB A+ + B-

Explica la teoría de ionización o disociación de Arrhenius:.

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4

Reacciones Químicas

Celdas

Galvánicas

Electrolíticas

Ocurren en

tipos

La energía proviene de una fuente externa, puede ser una pila o batería, provocando reacciones químicas no espontáneas como la electrólisis.

Las reacciones químicas producen energía.

pila

Descomposición de la sustancia (electrólisis)

Producción de energía producto de la reacción de las soluciones.

Ese proceso de descomposición mediante la aplicación de energía

eléctrica ocurre en unos dispositivos llamado celdas electroquímicas,

existen dos tipos de celdas las cuales se mencionan a continuación

1. En el recipiente o cuba se añade la solución electrolítica.

2. Se sumergen los electrodos dentro de la solución.(Recuerda: el electrodo, es un conductor utilizado para hacer contacto con el electrolito).

3. Cuando conectamos los electrodos con una fuente de energía (generador de corriente directa), el electrodo que se une al borne positivo del generador o pila es el ánodo de la electrólisis y el electrodo que se une al borne negativo del generador o pila es el cátodo de la electrólisis, cerrándose así el circuito.

4. En ese momento comienza a circular la electricidad a través del electrolito y se produce su descomposición. Cuando la corriente eléctrica fluye en la celda electrolítica, se produce una reacción química.

A continuación realizaremos una experiencia para demostrar el proceso de electrólisis.

Dicho fenómeno tiene lugar en recipientes conocidos como cubas o celdas electrolíticas.

.

(-)

Pila o fuente de energía

Electrodos :

Son conductores

Solución

electrolítica

Iones en solución

5. En la descomposición se producen iones (+) llamados cationes e iones (-) llamados aniones.

6. Los electrodos atraen a los iones: los cationes (+) se dirigen al cátodo que representa el polo (-) y los aniones (-) hacia el ánodo, que es el polo (+), poniéndose de manifiesto el principio de que cargas opuestas se atraen.

Todo lo anterior representa el proceso de electrólisis.

Es evidente que la electrólisis es una reacción de óxido-reducción producida por una corriente eléctrica.

El profesor te proporcionará los siguientes materiales y sustancias :

Materiales y reactivos :

• Una pila de 4,5 voltios • Medio metro de cable eléctrico común

• Tijeras • Dos pinzas metálicas (caimán).

• Fósforos • Bicarbonato de sodio o Ácido Sulfúrico

• Dos tubos de ensayo • Un vaso ancho de cristal, de cerámica Tapones o de plástico.

Procedimiento:

1. Añadir agua del grifo hasta la mitad del vaso de vidrio o de plástico.

2 Añadir una cucharadita de bicarbonato sódico o 15 gotas de ácido sulfúrico diluido.

al vaso con agua y agitar.

¿Por qué se hace necesario añadir bicarbonato de sodio o ácido al agua?

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3. Introducir dentro del vaso con agua con mucho cuidado los dos tubos de ensayo

completamente llenos de agua que queden boca abajo como se muestra en la figura.

no quede ninguna burbuja de aire en su interior.

Con base a experiencias realizadas en el módulo anterior responde las siguientes preguntas:

¿El agua sola es buena conductora de la electricidad? Argumenta tu respuesta.

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Nota: Para dar estabilidad al montaje conviene sujetarlo mediante una base, dos nueces dobles y sus correspondientes pinzas.

¿Qué observas?

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Explica el fenómeno que está ocurriendo.

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¿Cómo se llama el proceso que ocurre en esta celda?

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Escribe las semi reacciones catódica y anódica que ocurren en la celda.

___________________________________________________________________

___________________________________________________________________

Escribe la ecuación de la reacción Química que ocurre.

_____________________________________________________________

4. Con ayuda de la tijera corta 2 pedazos de cable y córtalos procurando que quede el metal expuesto y únelos a las pinzas caimán como se muestra en la figura.

5. Luego introduce en cada tubo de ensayo un cable donde, aproximadamente hasta la mitad del tubo se ensayo.

6. Fija el otro extremo de cada cable a la pila. Tenemos así un cable que enlaza el terminal positivo con un tubo de ensayo, y otro cable que enlaza el polo negativo con el otro tubo de ensayo, como se muestra en la figura.

¿Que gas se dirige al cátodo (polo -)? :

______________________________

¿Que gas se dirige al ánodo (polo +)? :

______________________________

Cuando se desaloje por completo el agua dentro de

los tubos de ensayo, con cuidado toma cada tubo y

colócale un tapón e identifícalos.

Luego vas a realizar una experiencia final, que te

permitirá comprobar los gases recogidos.

Acerca un fósforo encendido al tubo de ensayo que

contiene Hidrógeno.

¿Qué sucede ?

_________________________________________

_

Luego acerca otro fósforo al tubo de ensayo que

contiene oxígeno, como se muestra en las figuras.

¿Qué sucede?:__________________________________________Se pudo observar el comportamiento de estos gases ( oxígeno e hidrógeno) al acercarle el fósforo, por lo tanto se puede concluir que el hidrógeno es un gas combustible, y es por eso que se produce un sonido característico de explosión al acercarle un fósforo y el oxígeno es llamado comburente, gas necesario para que se realice la combustión, por esta razón intensifica la llama del fósforo.

A continuación te invitamos a realizar una actividad donde se pone de manifiesto la galvanización

Protección de un metal contra la corrosión mediante recubrimiento metálico

( Galvanización)

Materiales Reactivos

Lámina o cinta de cobre Ácido Sulfúrico

Llave Sulfato cúprico

Beakers de 250 ml

Pila de 6 o 9 voltios y Lija

Cables

PROCEDIMIENTO

1. Limpia la lámina de cobre con la lija y lávala con agua.

2. Coloca en el beaker 200 ml de una solución saturada de sulfato cúprico y añade cuidadosamente 10 gotas de ácido sulfúrico concentrado (cuidadosamente), agitando continuamente.

3. Conecta cada cable a la lámina de cobre y a la llave.

4. Introduce en la solución, sin que se toquen, la llave que deseas recubrir y la lámina de cobre.

5. Conecta la lámina de cobre al terminal positivo de la pila y la llave al terminal negativo. Como se observa en la figura.

6. Agita la solución para obtener un recubrimiento parejo y espera 10 minutos.

7. Retira la llave de la solución, lávala con agua y sécalo con una toalla de papel.

Anota tus observaciones:

_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Escribe la reacción que ocurre:

______________________________

¡Interesante verdad!

¿Qué aprendiste?

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Ciertamente la electrólisis tiene numerosas aplicaciones útiles como :

Producción y purificación de metales a nivel industrial.

Recubrimiento de metales. (Galvanoplástia).

Cromado entre otros.

Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata.

Aplicaciones de celdas electrolíticas

La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado en el cátodo es de gran pureza.

¡Si es posible!, y para lograr eso se usa una técnica electrolítica llamada galvanoplastia que consiste en depositar películas de metales en otros metales.

Electro refinado del Cu.El principio básico de los procesos de recubrimientos electrolíticos consiste en la conversión del metal presente en el ánodo en iones metálicos que se depositan en el cátodo de la celda en forma de metal sólido.

Como se muestra en la figura

Pieza a recubrir

Esa cadena que creías de oro o de plata, al cabo de cierto tiempo te cambia de color, ¿crees que es posible recuperar su color o cubrirlo con tu metal preferido?.

En las experiencias anteriores ¿Qué necesitaste para descomponer una sustancia?:

___________________________________________________

En el caso del recubrimiento con cobre ¿Qué observaste en uno de los electrodos, específicamente en la llave?

____________________________________________________

Todas esas observaciones tienen una explicación y con ayuda del químico- físico británico Michael Faraday, quien formuló las leyes de la electrólisis que llevan su nombre, podemos calcular la cantidad de corriente eléctrica que pasa a través de la solución y la masa depositada en los electrodos. A continuación podrás leer el enunciado de las leyes de Faraday:

Primera Ley de Faraday: La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción es proporcional a la cantidad de carga o electricidad (Intensidad de corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito.

Segunda Ley de Faraday : Establece que las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos. Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad.

Investiga y entrega para la próxima clase :

Otras aplicaciones tecnológicas de los procesos electrolíticos en Venezuela y su impacto social.

Nota: Entregar en hojas tamaño carta, con sus respectivos datos.

Q = Cantidad de electricidad (Coulombios)

I = Intensidad de la corriente (Amperio)

T = tiempo (segundo)

Para conocer las masa depositada en la celda y la cantidad de electricidad que circula en base a las leyes de Faraday se expresa matemáticamente en la siguiente expresión:

Q = m x F

Peq

Q = I x t por lo tanto si unimos las expresiones nos queda

I x t = m x F

Peq

Esa cantidad de electricidad que circula por la celda puede determinarse a partir de la siguiente expresión:

Q = I x t

Q = Amperio x seg

Q = Coulombio

Donde

m = cantidad en gramos de sustancia liberada

I = Intensidad de corriente en amperios.

t = tiempo en segundos

F = faraday = 96.500 Coulombios

Peq = Ma / nº oxidación

ánodo cátodo

Calcule el número de coulombios necesarios para depositar en el cátodo 30 gramos de plata, cuando se hace pasar una corriente de 3 amperios a través de una solución de AgN03.

Datos

C = ? m = 30g I = 3 amperios Ma Ag = 107,8 g NºOx Ag = 1

Solución

Calculamos la cantidad de electricidad con la fórmula

Q = m x F = 30 g x 96.500 C/eq = 26.857 C

Peq 107,8 g/eq

¿Cuantos amperios circulando durante 10 minutos a través de una solución de Cloruro cuproso (CuCl) depositan en el cátodo 5 gramos de cobre?

Datos

I = ? m = 5 g Ma Cu = 63,5 g NºOx Ag = 1 t = 10 min = 600seg

Solución

Q = m X F = 5g x 96.500C/eq = 7.598 C

Eeq 63,5 g/eq

Luego se convierten los coulombios en amperios por la relación:

Q (coulombios) = I ( amperios) x t (segundos)

Despejamos los amperios =

I = C /seg = 7598 C/ 600seg = 12.6 amperios.

A continuación se te presentan algunos ejemplos:

Ejercicios

1.) Calcule la masa de la plata que se depositaría de una solución de iones plata por el paso de una corriente de 1 amperio durante 1 hora.

2. Calcule la masa en gramos de níquel depositado en el cátodo cuando se hace

pasar una cantidad de electricidad de 2500 coulombios a través de una solución

de sulfato de níquel (NiSO4). Ma Ni = 58,7

3. Calcule el número de coulombios necesarios para depositar 5 gramos de cobre,

cuando se hace pasar una corriente de 5 amperes por una solución de CuSO4.

Calcule también el tiempo de la electrólisis. Ma Cl =35,5

Ejercicios

4) Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 amperes durante 20 minutos por una solución de sulfato cúprico (CuSO4).

5) Calcule cuantos gramos de cloro se pueden obtener por electrólisis del cloruro de sodio con una corriente de 1 amperio que pasa durante 5 minutos.