Este documento describe los conceptos básicos de la electrólisis. Define la electrólisis como el proceso por el cual la energía eléctrica se transforma en energía química mediante una reacción redox inducida al aplicar una diferencia de potencial entre dos electrodos. Explica que los iones se mueven hacia el cátodo o el ánodo dependiendo de su carga y que la cantidad de producto formado depende de la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda. También resume las Leyes de Faraday que rigen la electrólis

1. INTRODUCCION
De forma podríamos definirlo como proceso por el cuál la Energía
Eléctrica es transformada en Energía Química y Viceversa. En este último caso
estaríamos hablando de un caso en particular, me refiero a una Pila voltaica,
por ejemplo las que utilizamos en el quehacer diario, las famosas pilas AA o
AAA.
El proceso de Electrólisis se utiliza la Energía Eléctrica para inducir una
reacción química no espontánea. Este proceso se lleva acabo en un dispositivo
que se conoce como celda Electrolítica.
Conceptos como los de Electrolitos o Electrodos, son muy comunes en
este capítulo y serán definidos en el siguiente apartado con más profundidad.
En lo que respecta a Electrodos habría que saber que existen dos tipos: Los
electrodos Solubles y los No Solubles.
Dato muy importante saber que en la celda Electroquímica lo que ocurre es una
disociación de Iones.

2. OBJETIVOS
Observar la descomposición química de sustancias por la corriente
eléctrica
Identificar los productos formados, depositados y desprendidos.
Diferenciar entre electrodos solubles e insolubles.

3. PRINCIPIOS TEÓRICOS
ELECTRÓLISIS:
Es un proceso que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de
potencial entre dos electrodos y se realiza una reacción redox. La diferencia de
potencial aplicada a los electrodos depende del electrolito y del material que
constituye los electrodos. Las pilas que producen corriente eléctrica se
denominan pilas voltaicas mientras que las pilas que consumen corriente
eléctrica se denominan pilas electrolíticas.
En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada
es tan sólo ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es
lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial
aplicado. Este fenómeno se da cuando en alguno de los electrodos se produce
algún desprendimiento de gas. El potencial añadido en exceso se denomina
potencial de sobretensión.
La cantidad de producto que se forma durante una electrólisis depende de:
a. La cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica.
b. De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrolito.
La cantidad de electricidad que circula por una celda electrolítica puede
determinarse hallando el producto de la intensidad de la corriente, expresada
en amperios por el tiempo transcurrido, expresado en segundos. Es decir:
Tras efectuar múltiples determinaciones, Faraday enunció las dos leyes que
rigen la electrólisis y que son:
Primera Ley de Faraday:
“La masa depositada por electrólisis es directamente proporcional a la cantidad
de electricidad que ha circulado.”
Segunda Ley de Faraday:
“Si varias celdas electrolíticas conectadas en serie y provistas de electrodos
inertes son atravesadas por la misma cantidad de corriente eléctrica, las
cantidades de sustancia depositadas en cada electrodo son proporcionales a
los equivalentes-gramo de las sustancias depositadas. “

4. Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en
gramos de duicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De
acuerdo con esta definición podemos escribir:
I=Intensidad de corriente eléctrica (A)
t=Tiempo (s)
Dato: 1F = 96500 C
Eq-g= Peso de 1 Eq.g
M
m =masa depositada o disuelta
Razón por la cuál la ecuación se puede denotar también como:
ELECTRODOS:
Un electrodo es una superficie en donde ocurren reacciones de óxido-
reducción. Por lo que los procesos que tienen lugar en la interfase metal-
solución de cualquier metal en contacto con un electrolito (medio agresivo), no
se pueden medir de una manera absoluta (tiene que ser tan sólo relativa).
El metal en contacto con el electrolito tiene, por un lado, tendencia a
disolverse, con lo que queda cargado negativamente y, por otro lado, a que
iones del electrolito se depositen sobre el metal con lo que se alcanza el
equilibrio en un determinado momento.
Se ha creado, pues, una diferencia de potencial entre el metal y el
electrolito. Para poder medir esta diferencia de potencial se adoptó un
electrodo patrón que es el electrodo normal de hidrógeno, al cual, por
convención y a cualquier temperatura, se le asignó el valor cero.
ELECTROLITOS
Un electrolito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que
se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente
consisten en iones en solución, los electrólitos también son conocidos
como soluciones iónicas, pero también son posibles
electrolitos fundidos y electrolitos sólidos.

5. Modelo de una Celda Electrolítica
Cada electrodo de la celda Electrolítica cumple una función determinada, es
decir uno trabaja como Ánodo que es el lugar en donde se realiza la reacción
de Oxidación, y el otro como cátodo, aquí se realiza a reacción de reducción.
Ánodo:
Cátodo
Son electrolitos fuertes aquellos que en solución acuosa están totalmente
disociados en sus iones.
Son electrolitos fuertes:
Cloruro de Sodio
Cloruro de Potasio
Sulfato de Sodio
Hidróxido de Sodio
Acido Clorhídrico
Los electrolitos débiles, son aquellos que en solución acuosa se disocian
parcialmente en sus iones quedando en equilibrio con la especie química sin
Disociar.
Son electrolitos débiles:
Acido Acético
Hidróxido de Amonio
Acido Fluorhídrico
Fenol
Acido Bórico
Acido Fosforito

6. MATERIALES
1 Gradilla con 6 tubos de ensayo
1 Tubo en “U”
1 Pipeta graduada de 10 mL
1 Matraz Erlenmeyer de 250 mL
1 Vaso de 250
1 Bureta de
1 Soporte Universal
1 Pinza
1 Piseta
1 Fuente de corriente de 0 a 20 V
2 Electrodos de carbón (de pila)
2 Enchufes y cable eléctrico para conexiones
REACTIVOS
Alambre o chatarra de Cu
Lámina de cobre puro de 15x80 mm
Viruta de Cobre
Ácido sulfúrico concentrado
Acido Clorhídrico 0,1N
Ácido nítrico 3M
Cloruro férrico 0,1M
Cloruro de Sodio 1,0M
Tetracloruro de Carbono
Indicador Fenolftaleína
Indicador Anaranjado de Metilo
Almidón

7. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
A) Electrólisis de la solución de KI
Procedimiento:
1. Colocamos el Tubo en “U” en un recipiente grande, para evitar derrames
de sustancias no deseadas.
2. En el Tubo en “U” colocar una cantidad suficiente de solución de KI
0.5M, hasta llenar aproximadamente 1cm. por debajo de de la parte
superior.
3. Instalamos el aparato de electrólisis consistente en dos electrodos de
carbón, atados a un cable de corriente cada uno. Debemos de
colocarlos en cada boquilla del Tubo en “U”, hasta que se mantengan a
flote.
4. Realizamos las conexiones eléctricas pertinentes, la corriente debe de
estar regulada a un voltaje no mayor a 12 V.
5. una vez conectado y encendida la fuente de electricidad debemos de
esperar un lapso no menor de 15 minutos, para poder apreciar con
mayor fidelidad la disociación del Ioduro de Potasio en Iones K+
y
iones I -
. Los iones I –
se digerirán hacia el ánodo y los Iones K+
hacia el
cátodo.
6. Pasado el tiempo indicado se observaron los siguientes resultados:
ANODOS(+) D CATODO (-)
Formación del Yodo C Formación del
C Molecular ( I2 ) D Hidróxido de Potasio
Esquema General de un proceso de Electrólisis
En esta parte de la
reacción también hay
presencia de Ión K
+
, sin
embargo éste no se
reduce debido a que su
potencial de reducción
es positivo, y en su
lugar, junto con los
iones Oxidrilo forman el
Hidróxido de potasio.

8. 7. Luego Habiendo revisado que los tubos de ensayo estén limpios con
ayuda de un gotero de 2 mL extraemos aprox. 1,5 ml de solución
Hidróxido de Potasio, formada en el extremo del tubo de ensayo en
donde se hallaba el Cátodo y lo vertemos en el tubo, de manera análoga
repetimos el procedimiento una vez más.
8. De manera similar trabajamos para el Iodo Molecular que se formó en el
extremo en donde se hallaba el ánodo, eso si, debemos de procurar
hacer rápido las extracciones para evitar que las sustancias ahora
formadas se mezclen puesto que arruinaría la prueba a mostrar.
Ahora, debemos de tener al alcance la solución de Cloruro Férrico 0,1M.
9. A los 2 primeras muestras (aquellas que contienen Hidróxido de
potasio), en una vertemos 3 gotas de Indicador Fenolftaleína para
certificar que estamos ante la presencia de una base. Luego al segundo
tubo debemos de agregarle la solución de Cloruro Férrico 0,1M y se notó
lo siguiente:
Se formó un coloide de color rojizo el cuál se dispersaba a los
largo de la solución.
Este hecho se puede justificar mediante la siguiente ecuación química:
Donde el precipitado coloidal es el Hidróxido de Hierro (III).
10.Seguimos con las otras 2 muestras que contienen el Yodo Molecular, al
primer tubo le agregamos 3 gotas de almidón, notamos que la solución
se torna a un color negruzco, indicador de la presencia del Yodo en la
solución estudiada.
11.De Manera análoga le vertemos al siguiente tubo 3 gotas esta vez de
Tetracloruro de Carbono, y notamos lo siguiente: En el fondo del
recipiente se formo un ión complejo que poseía un color violeta. Otro
indicador de la presencia del Yodo en la sustancia.

9. CUESTIONARIO
1. Escribir las ecuaciones de las semirreaciones y las reacciones totales
de los procesos primarios y secundarios que tienen lugar en los
electrodos:
Experiencia 1. Electrólisis de la solución de KI
Ánodo:
Cátodo:
Experiencia 2. Electrólisis de la solución de CuSO4
Ánodo:
Cátodo:
Experiencia 3. Purificación del Cobre
Ánodo:
Cátodo:
2. ¿Qué productos se han formado, depositado y desprendido en los
electrodos y que iones quedan presente en las soluciones?
Experiencia 1. Electrólisis de la solución de KI
Ánodo: C Cátodo:
El Ioduro de Potasio en Iones K+
y iones I -
. Los iones I –
se dirigen hacia el ánodo y
los Iones K+
hacia el cátodo. El I –
se oxida, en cambio el potasio no se reduce debido
a su potencial de reducción POSITIVO. En su lugar el que reacciona es el Agua
disociándose en Iones Hidronio e Iones Oxidrilo y estos últimos formando el Hidróxido
de Potasio al reaccionar con los Iones K+
.
Experiencia 2. Electrólisis de la solución de CuSO4
Ánodo: Cátodo:
El Sulfato de Cobre se disocia en Iones Cu2+ y (SO4)-. Dirigiéndose cátodo y al ánodo
respectivamente. El Cu2+ se reduce a su estado basal, mientras que el Ion Sulfato no
varía su estado de oxidación, en su lugar es el agua quién se disocia liberando
oxígeno gaseoso e Iones Hidronio, éstos reaccionan con el Ion Sulfato formando el
Ácido Sulfúrico. ( ).

10. Experiencia 3. Purificación del Cobre
Ánodo:
Cátodo:
El Alambre de cobre que responde al ánodo, se oxida liberando partículas de
Cu las cuáles se dirigen hacia la plaque de cobre inservible que hace el papel
de Cátodo, es aquí donde se depositan y mediante un proceso de filtración
logramos obtener El Cu, puro.

11. 3. En la experiencia (4d) con los datos de la titulación calcular:
a) Cantidad práctica de NaOH obtenido
b) Cantidad Teórica de NaOH, teniendo en cuenta el tiempo y el
amperaje utilzado.
No tenemos los datos necesarios como para responder esta pregunta.

12. 4. ¿En la Electrólisis de una solución de CuSO4, que volumen de O2
(medido a condiciones normales) es liberado en el ánodo, en el tiempo
que transcurre para depositar sobre el cátodo 5,0g de Cu?
Las reacciones que dieron a lugar fueron:
Experiencia 2. Electrólisis de la solución de CuSO4
Ánodo:
Cátodo:
Y por la Segunda Ley de Faraday deberá de cumplir que:
#Eq-g (O2) = #Eq-g (Cu)
Datos:
Ahora está condiciones normales:
5.¿Cuál es la molaridad de H+ en una solución después de la electrólisis
descrita en el problema anterior?. El volumen final de la solución es
300mL.
Por la Primera Ley de Faraday:
1mol e- = 96500 C (6,023*1023 e-*1,6*10-19C=96369C)
(aprox. por comodidad de cálculos a 96500C)

13. 6. Si 250 mL de CuCl2 0,2N es electrolizado empleando una corriente de
3A por 45 min. ¿Cuál es la concentración final de Cl1-
y Cu2+
. Asumir que
el volumen de la solución no cambia durante el proceso.
Semirreacciones ocurridas:
Cátodo:
Ánodo:
7. Qué papel juega la concentración de iones H+
en la solución durante la
electrólisis. De un ejemplo y explique con semirreaciones.