1. “Trabajo de Química
General II”
ELECTRÓLISIS
Profesor: César Arancibia
Alumnas: Anghie Avalos
Geraldine Peña
Carrera : Química y Farmacia
Fecha : 20 de Noviembre del 2012

2. ÍNDICE
• Introducción 03 pág.
• Desarrollo 04 – págs.
1. Fundamento teórico 04
pág.
a) Electrólisis 04 pág.
2. Parte experimental 05 – págs.
a) Electrólisis de Agua 05 – 07 págs.
b) Electrólisis de NaCl acuoso 07 - 08 págs.
c) Electrólisis de ZnCl2
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3. d) Electrólisis de KI
e) Aplicación de la electrólisis
• Conclusión pág.
• Bibliografía pág.
INTRODUCCIÓN
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4. DESARROLLO
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS:
Electrólisis:
La electrolisis es un proceso mediante el cual se logra la disociación de
una sustancia llamada electrolito, en sus iones
constituyentes (aniones y cationes), gracias a la
administración de corriente eléctrica.
Básicamente hay dos tipos de electrolitos, los
llamados fuertes y débiles. Los utilizados en la
electrolisis son los electrolitos fuertes. Esta familia
está formada por todas las sales, ácidos fuertes e
hidróxidos fuertes. Como bases fuertes podemos
citar a las de los metales alcalinos y alcalinotérreos
como los hidróxidos de Sodio, Potasio, Calcio y
Magnesio. Como ejemplos de ácidos fuertes
tenemos al ácido clorhídrico, sulfúrico, nítrico y
perclórico.
Este proceso se tiene que llevar a cabo en un
aparato llamado cuba o celda electrolítica. Está formada por dos electrodos de
un metal inerte sumergidos parcialmente en la disolución. Conectados a una
fuente de energía eléctrica o FEM. El circuito lo cierra justamente la sustancia
que se va a disociar en iones, el electrolito. En algunos casos, cada electrodo
se ubica en un vaso distinto por separado. Cuando esto sucede se usa un
puente salino que los conecta. Es una especie de tubo en U con una sustancia
iónica como una sal que permite el flujo constante de cargas.
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5. Las reacciones químicas de una electrolisis, son reacciones redox. Al
electrodo negativo se llama Cátodo. Allí es donde ocurre la reducción y en el
positivo o ánodo se produce la oxidación.
La electrolisis tiene una utilidad muy grande en la industria. Ya que
muchos procesos requieren de esta. Por ejemplo, cuando se quieren obtener
elementos como Sodio, Aluminio, Litio y otros muchos metales. En la
Galvanoplastia, cuando se quiere proteger a un metal de la corrosión, se le
aplica una película de otro metal que es inoxidable. Para la producción de
gases como el Hidrógeno y Oxígeno también se usa la electrolisis.
2. PARTE EXPERIMENTAL :
Experimento Nº1: Electrólisis del H2O
Coloque en un vaso de precipitado de 150 mL, 100
mL de agua potable. Agregue gotas de fenolftaleína (de 3 a
6 gotas). Sumerja dos electrodos de carbono y fíjelos con
plasticina u otro material (plumavit). Conecte los electrodos
a una batería de 9V.
Oxidación 2H2O(l) O2 (g) + 4H+(ac) + 4e- Eored = 0,83
V
Reducción 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac) ×2 Eooxd =
-1,23 V
Observaciones:
• Alrededor del polo negativo se forma : H2 En forma de burbujas.
• Alrededor del polo positivo se forma : O2
• La presencia de H2 es mayor a la del O2.
• Al agregar las gotas de fenolftaleína, en el lado del cátodo se torna de
un color rosado, el cual nos demuestra que ese lado es básico,
diciéndonos que en ese lugar se encuentran los hidroxilos, por lo cual en
el cátodo se está realizando la reducción.
Experimento Nº2: Electrólisis del NaCl
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6. Coloque en un vaso de precipitado de 150 mL, 100 mL de solución
saturada de NaCl. Sumerja dos electrodos de carbono y fíjelos con plasticina u
otro material (plumavit). Conecte los electrodos a una batería de 9V.
Cuando se usa una solución acuosa en una celda electrolítica,
debemos considerar si es el agua o el soluto el que se va a oxidar o reducir. En
este caso la electrólisis es más complicada porque están involucradas mas
especies que pueden ser oxidadas o reducidas.
Sabemos que el agua se puede oxidar para formar O 2 o reducir para
formar H2, por lo que si analizamos el caso del NaCl (ac), el Na+ y el Cl-, pueden
sufrir oxidación o reducción. Así observamos que no se puede preparar sodio
por electrólisis de soluciones acuosas de NaCl ya que el agua se reduce con
más facilidad que el Na+(ac).
Las posibles reacciones catódicas serán la reducción del ión Na + y del
1.
H2O: Na (ac) + e
+ -
Na (s)
o o
E red = -2,71 V
2. 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac) Eored = 0,83
V
La reacción que se llevará a cabo será aquella que requiera un menor potencial
para su reducción, en consecuencia se descarta la reducción del Na+ y se observa la
producción de H2(g) , con la producción de un medio básico y la formación de
Las posibles reacciones anódicas serán la oxidación del ión Cl - y del
H2O:
1. 2Cl-(ac) Cl2 (g) + 2e- Eoocd = -1,36
V
2. 2H2O(l) O2 (g) + 4H+(ac) + 4e- Eooxd = -1,23
V
Se debe producir la reacción que requiera el menor potencial de oxidación, es
decir, se debería favorecer la oxidación del agua, sin embargo observamos que los
valores de los potenciales de reducción son bastante cercanos y en consecuencia, esta
regla no se cumple en algunas celdas electrolíticas, debido más bien a factores cinéticos
que a termodinámicos. Así, se encuentra que ciertos electrodos favorecen la oxidación
En los casos donde intervienen factores cinéticos, se debe aplicar un
potencial adicional, denominado sobrevoltaje, que permita la oxidación del
agua a O2 (g).
Además de los factores cinéticos, la electrólisis también está
influenciada por la cantidad de los agentes (oxidantes o reductores) presentes.
Oxidación 2Cl-(ac) Cl 2 (g) + 2e- E oocd = -1,36
V
Reducción 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(sc)
13 Eored =
0,83 V

7. Observaciones:
• Alrededor del polo negativo se forma : H2 En forma de burbujas.
• Alrededor del polo positivo se forma : Cl 2
• Nos pudimos dar cuenta que había Cl 2 en la disolución, ya que al retirar
el tapón de plumavit, salió un olor a cloro (del que uno tiene en casa).
• Al agregar las gotas de fenolftaleína, en el lado del cátodo se torna de
un color rosado, el cual nos demuestra que ese lado es básico,
diciéndonos que en ese lugar se encuentran los hidroxilos, por lo cual en
el cátodo se está realizando la reducción.
• El sodio se mantuvo sin reaccionar, se conserva como Na +. Esta
electrolisis es muy aprovechada en la industria ya que se produce Cloro
gaseoso, Hidrógeno gaseoso, e Hidróxido de sodio (NaOH) por la
combinación de los iones Na+ con los OH-.
Experimento Nº3: Electrólisis del ZnCl2
Coloque en un vaso de precipitado de 150 mL, 100 mL de solución de
Cloruro de Zinc. Sumerja dos electrodos uno de carbono y otro de cobre,
fíjelos con plasticina u otro material (plumavit). Conecte los electrodos a una
batería de 9V.
Las posibles reacciones catódicas serán la reducción del ión Zn 2+ y del
H2O:
1. Zn2+(ac) + 2e- Zno(s) Eored = - 0,76
V
2. 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac) Eored = 0,83
Las posibles reacciones anódicas serán la oxidación del ión Cl - y del
H2O:
3. 2Cl-(ac) Cl2 (g) + 2e- Eoocd = -1,36
V
4. 2H2O(l) O2 (g) + 4H+(ac) + 4e- Eooxd = -1,23
Resultado:
Oxidación 2Cl-(ac) Cl 2 (g) + 2e- E oocd = -1,36
V
Reducción Zn2+(ac) + 2e- Zno(s) Eored = -0,76
V
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8. Observaciones:
• Alrededor del polo negativo se forma : Zno
En forma sólida.
• Alrededor del polo positivo se forma : Cl 2
En forma de burbujas.
• Al agregar las gotas de fenolftaleína, en el lado del cátodo se torna de
un color rosado, el cual nos demuestra que ese lado es básico,
diciéndonos que en ese lugar se encuentran los hidroxilos (de la
electrólisis del agua), por lo cual en el cátodo se está realizando la
reducción.
• Nos pudimos dar cuenta que había Cl 2 en la disolución, ya que al retirar
el tapón de plumavit, salió un olor a cloro (del que uno tiene en casa).
• Nos pudimos dar cuenta que había Zn 0, debido a que alrededor del
electrodo de cobre, se empezó a formar una capa de este metal, de
color gris.
Experimento Nº4: Electrólisis del KI
Coloque en un vaso de precipitado de 150 mL, 100 mL de solución de
Yoduro de Potasio. Sumerja dos electrodos de carbono, fíjelos con plasticina u
otro material (plumavit). Conecte los electrodos a una batería de 9V. Después
de 5 minutos agregue gotas de almidón.
Las posibles reacciones catódicas serán la reducción del ión K + y del
H2O:
1. K+(ac) + e- Ko(s) Eored = - 2,92 V
2. 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac) Eored = 0,83
V
Las posibles reacciones anódicas serán la oxidación del ión I - y del H2O:
5. 2I-(ac) I2 (g) + 2e- Eoocd = -0,53
V
6. 2H2O(l) O2 (g) + 4H+(ac) + 4e- Eooxd = -1,23
Resultado:
Oxidación 2I-(ac) I 2 (g) + 2e- E oocd = -0,53
V
Reducción 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac) E ored =
0,83 V
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9. Observaciones:
• Alrededor del polo negativo se forma : H2
En forma de burbujas.
• Alrededor del polo positivo se forma : I2 De color rojo (burdeo).
• Al agregar las gotas de fenolftaleína, en el lado del cátodo se torna de
un color rosado, el cual nos demuestra que ese lado es básico,
diciéndonos que en ese lugar se encuentran los hidroxilos (de la
electrólisis del agua), por lo cual en el cátodo se está realizando la
reducción.
• Nos pudimos dar cuenta de la presencia del I 2, debido a que en el ánodo
a parece un color burdeo, el cual nos demuestra la aparición del I 2.
• Nos pudimos dar cuenta de la presencia del H 2, debido a que en el
cátodo empezó a salir unas burbujas.
• Se saca un poco de muestra colocándola en la mitad de un tubo de
ensayo, luego agregar 3 gotas de almidón, para comprobar si en la
solución se encuentra I2 y resulta que al agregar el almidón la solución
se torna de un azulado oscuro, lo que nos demuestra que hay presencia
de I2 en la solución.
Experimento Nº5: Aplicación de la electrólisis
Electro depósito de Cobre sobre
un objeto de metal. Limpiar muy bien el
objeto a cobrear con agua y detergente
(en nuestro caso lavar las manos con
jabón, al igual que el elemento a utilizar
“moneda”. Luego dejar el objeto en
acetona durante un tiempo y al sacar no
tomar con las manos, usar papel
higiénico u otro elemento).
Tome un vaso precipitado de 150
mL y agregue 80 mL de solución
concentrada de sulfato de cobre. Por
último, haga las conexiones eléctricas
conectando el polo positivo de la batería
a una lámina de cobre y el polo negativo al objeto a cobrear. Finalmente coloca
ambos electrodos en el interior del vaso con solución del sulfato de cobre sin
que ambos se pongan en contacto.
Electrorrefinación del Cobre:
Objetivo: Es la disolución electroquímica de los ánodos impuros de cobre, para
permitir que el metal se deposite en forma selectiva y con máxima pureza sobre
cátodos de cobre. Objetivos:
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10. a) Eliminar las impurezas que dañan las propiedades eléctricas y mecánicas
del cobre.
b) Separar las impurezas valiosas del cobre. Éstas pueden ser recuperadas
después como subproductos metálicos.
Principios de la Refinación Electrolítica del Cobre
La aplicación de un potencial eléctrico entre un ánodo de cobre
(electrodo positivo) y un cátodo de cobre (electrodo negativo), sumergidos en
una celda que contenga una solución de sulfato de cobre ácida, origina que
tengan lugar las siguientes reacciones y procesos:
1. El cobre del ánodo se disuelve electroquímicamente dentro de la
solución con lo que se producen cationes de cobre, más electrones.
2. Los electrones producidos por la reacción, son conducidos hacia el
cátodo a través del circuito y suministro de energía externo.
3. Los cationes Cu2+ en la solución, emigran por difusión y convección
hacia el electrodo negativo (cátodo).
4. Los electrones y los iones Cu2+ se recombinan en la superficie del
cátodo para producir el cobre metálico que se deposita sobre el cátodo.
En síntesis, se produce la disolución electroquímica del cobre del ánodo;
la emigración de electrones e iones de cobre hacia el cátodo, y el depósito de
cobre sobre la superficie del cátodo.
El ion sulfato de la solución comienza a atacar el ánodo de cobre
formando una solución de sulfato de cobre (CuSO4) denominada electrolito. Al
aplicar una corriente eléctrica, los componentes de la solución se cargan
eléctricamente produciéndose una disociación iónica en la que el anión sulfato
(SO4-2) es atraído por el ánodo (+) y el catión (Cu+2) es atraído por el cátodo
(-). El anión SO4-2 ataca al ánodo formando sulfato de cobre, el que se ioniza
en la solución por efecto de la corriente eléctrica, liberando cobre como catión
que migra al cátodo, y se deposita en él. El ion sulfato liberado migra al ánodo
y vuelve a formar sulfato de cobre que va a la solución, recomenzando la
reacción.
Los otros componentes del ánodo que no se disuelven, se depositan en
el fondo de las celdas electrolíticas, formando lo que se conoce como barro
anódico el cual es bombeado y almacenado para extraerle su contenido
metálico (oro, plata, selenio, platino y paladio).
Oxidación Cuo(s) Cu 2+ (ac) + 2e- ×3 Eoocd = -0,34
V
Reducción Cu2+(l) + 3e- Cu-(ac) ×2 Eored = 0,15
V
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11. Observaciones:
• Alrededor del polo negativo se forma : Cu-
Moneda se cobrea
• Alrededor del polo positivo se forma : Cu2+ Lámina de cobre se consumen
• A la moneda le sale una capa de cobre, dejándola de un aspecto más
brillante y de un color más cobreado. En cambio la lámina de cobre se
empieza a consumir, disminuyendo su tamaño.
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12. CONCLUSIÓN
13

13. BIBLIOGRAFÍA
• http://ocw.upm.es/ingenieria-quimica/quimica-ii/Contenidos/Material-
docente/bloque_4-electrolisis.pdf
• http://quimicayalgomas.com.ar/quimica-general/electrolisis-y-pilas
• http://www.prepafacil.com/enp/Main/PotencialesEstandarDeReduccion
• https://www.codelcoeduca.cl/proceso/electrorrefinacion/t-basica.html
• https://www.codelcoeduca.cl/proceso/electrorrefinacion/t-
profundizacion.html
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