Es un módulo educativo, que presenta el proceso de la electrólisis

1. 4
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.
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:
______________________________
______________________________
______________________________
______________________________
La disociación o separación de los iones del
¿Quiénes son los responsables de
electrolito se produce por acción de la
conducir la electricidad a través de
corriente eléctrica.
una solución electrolítica? Argumenta
tu respuesta.
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 Explica la teoría de ionización o
medio de la electricidad. disociación de Arrhenius:.
En este proceso se utiliza la corriente eléctrica ______________________________
para generar una reacción química no ______________________________
______________________________
espontánea. ______________________________
______________________________
AB A + + B- ______________________________

2. 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
Reacciones Químicas
Ocurren en
Las reacciones
Galvánicas químicas
tipos producen
energía.
Celdas
Electrolíticas
La energía proviene de
una fuente externa,
pila puede ser una pila o
batería, provocando
reacciones químicas no
espontáneas como la
electrólisis.
Producción de
energía producto
de la reacción de
las soluciones.
Descomposición de
la sustancia
(electrólisis)

3. 1. En el recipiente o cuba se añade la
solución electrolítica.
Dicho fenómeno tiene lugar en recipientes
conocidos como cubas o celdas electrolíticas. 2. Se sumergen los electrodos dentro de la
solución.(Recuerda: el electrodo, es un
Pila o fuente de energía 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
Electrodos :
al borne positivo del generador o pila es el
Son
ánodo de la electrólisis y el electrodo que
conductores
se une al borne negativo del generador o
pila es el cátodo de la electrólisis,
cerrándose así el circuito.
Solución
. 4. En ese momento comienza a circular la
electrolítica
electricidad a través del electrolito y se
produce su descomposición. Cuando la
Iones en solución corriente eléctrica fluye en la celda
electrolítica, se produce una reacción
química.
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.
A continuación realizaremos una experiencia para demostrar el proceso de
electrólisis.

4. 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.
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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_______________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________
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?
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
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.
Nota: Para dar estabilidad al montaje
conviene sujetarlo mediante una
base, dos nueces dobles y sus
correspondientes pinzas.

5. 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.
¿Qué observas?
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___________________________________________________________________
Explica el fenómeno que está ocurriendo.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
¿Cómo se llama el proceso que ocurre en esta celda?
__________________________________________________________________
Escribe las semi reacciones catódica y anódica que ocurren en la celda.
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
Escribe la ecuación de la reacción Química que ocurre.
_____________________________________________________________
¿Que gas se dirige al cátodo (polo -)? : ¿Que gas se dirige al ánodo (polo +)? :
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6. 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?:
_________________________________________
_ pudo observar el comportamiento de estos gases ( oxígeno e hidrógeno) al
Se
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.

7. 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 Escribe la reacción que ocurre:
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 ¡Interesante verdad!
agua y sécalo con una toalla de papel.
¿Qué aprendiste?
Anota tus observaciones:
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8. Ciertamente la electrólisis tiene numerosas aplicaciones útiles como :
Producción y purificación de metales a nivel industrial.
Recubrimiento de metales. (Galvanoplástia).
Cromado entre otros.
Esa cadena que creías de oro o de plata, al
cabo de cierto tiempo te cambia de color,
Aplicaciones de ¿crees que es posible recuperar su color o
cubrirlo con tu metal preferido?.
celdas electrolíticas
¡Si es posible!, y para
lograr eso se usa una
Los métodos electrolíticos se técnica electrolítica
utilizan también para refinar el llamada galvanoplastia
plomo, el estaño, el cobre, el oro que consiste en
y la plata. 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
La ventaja de extraer o refinar
metales por procesos
electrolíticos es que el metal
depositado en el cátodo es de
gran pureza.
Pieza a recubrir

9. 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.
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: ánodo cátodo
Primera Ley de Faraday: La masa de un Esa cantidad de electricidad que circula
producto obtenido o de reactivo por la celda puede determinarse a partir
consumido durante la reacción es de la siguiente expresión:
proporcional a la cantidad de carga o
electricidad (Intensidad de corriente x Q=Ixt
tiempo) que ha pasado a través del
circuito.
Segunda Ley de Faraday : Establece Q = Cantidad de electricidad
que las masas de diferentes sustancias (Coulombios)
producidas por el paso de la misma
I = Intensidad de la corriente
cantidad de electricidad, son
(Amperio)
directamente proporcionales a sus
equivalentes gramos. Esta ley permite T = tiempo (segundo)
calcular la masa de diferentes sustancias
depositadas por la misma cantidad de Q = Amperio x seg
electricidad. Q = Coulombio
Para conocer las masa depositada en la
Donde
celda y la cantidad de electricidad que circula
en base a las leyes de Faraday se expresa m = cantidad en gramos de sustancia
matemáticamente en la siguiente expresión: liberada
Q=mxF I = Intensidad de corriente en amperios.
Peq t = tiempo en segundos
Q = I x t por lo tanto si unimos las F = faraday = 96.500 Coulombios
expresiones nos queda
Ixt =mxF Peq = Ma / nº oxidación
Peq

10. A continuación se te presentan algunos ejemplos:
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 xF = 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=5g Ma Cu = 63,5 g NºOx Ag = 1 t = 10 min = 600seg
Solución
Q= m XF = 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.

11. 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

12. 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.