ELECTROLISIS DEL AGUA

Molina G. Jhon Jairo, Giron A. John Jairo, Machado Daniel y Jackelin Valencia

Programa de QuímicaFacultad de ciencias básicas Universidad Santiago de Cali

RESUMEN: En esta práctica se desarrolló la electrolisis del agua, donde se utilizó un aparato de Hoffman, el cual permitió recoger los gases oxigeno e hidrogeno generados, se observó que se generó una mayor cantidad de hidrogeno que de oxígeno, esto se corroboró con los cálculos realizados para calcular el volumen de H2

(240.3mL) y de O2 (125mL) generados en el proceso.

En el otro procedimiento se realizó la electrolisis del ácido sulfúrico. Este procedimiento fue muy similar al del agua, solo que en este procedimiento se utilizaron electrodos de cobre y se dieron procesos de reacciones de oxido reducción. En este proceso se pudo calcular tanto el volumen de H2 (31.38mL) como el peso que se perdió de cobre (0.0698g).

INTRODUCCION

La electrolisis 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, Q(culombios) =I*t.

Tras efectuar múltiples determinaciones, Fadaray 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 depositadas1. 

La electrólisis que se realiza en el laboratorio fue la del agua que consiste en un proceso electroquímico en el cual el agua se divide en Hidrógeno y Oxígeno. La electrólisis consiste en pasar corriente eléctrica por medio de dos electrodos, un cátodo que es el negativo y un ánodo que es el positivo. Al someter a la sustancia ala corriente ambos electrodos presentaran desprendimiento de gases, por el cátodo se desprende el gas Hidrógeno, mientras que por el ánodo se desprenderá el gas Oxígeno. Lo expresado anteriormente se puede escribir de la siguiente forma.

CATODO: 2H2O + 2electrones H2 + 2OH

ANODO: 2HO ½O2 + H2O + 2electronesH2O H2 + ½O2

Para observar el proceso con claridad es recomendable que en el montaje de la electrólisis ambos gases se desprendan sin juntarse en la superficie del agua ya que no podríamos apreciar los resultados, el ácido sulfúrico o cloruro sádico funcionan como catalizador de la reacción, es decir, acelera el proceso de desprendimiento2.

OBJETIVOS

Realizar la hidrólisis del agua y determinar el número de avogadro.

Realizar la hidrólisis de una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4)

Determinar el contenido que se produce de hidrogeno y oxigeno por la electrolisis del agua.

METODOLOGÍA

Lo que primero se realizó fue la electrolisis del agua, la cual se llevó a cabo realizando el montaje que se muestra en la figura 1.

Aparato de Hoffman

Multimetro

FIGURA 1. Montaje para la electrolisis del agua.

A las columnas del aparto de Hoffman se les agregó acido sulfúrico al 10%, al cual se le determinó su densidad con un picnómetro y se le paso una corriente constante de 4 amperios. Se dejó un tiempo determinado para que se produjera hidrogeno y oxigeno, este procedimiento se hizo por duplicado. Una vez finalizado el proceso se midió la diferencia de niveles entre los tubos laterales y el central.

El otro procedimiento que se realizó fue el de la hidrólisis de una solución de ácido sulfúrico, en donde se prepararon 150 mL de una disolución de ácido sulfúrico 1.0M,

esta disolución se agregó a un beaker de 500 mL, al cual se introdujo una bureta invertida con el extremo bien sumergido en la disolución.

Seguidamente se adicionó un trozo de hilo que actuaba como cátodo en el proceso de la electrolisis y una chapa de cobre la cual fue bien lijada y pesada antes de introducirse al beaker de 500mL. Esta actuó como ánodo.

La fuente de corriente el borde positivo se conectó al ánodo y el negativo al cátodo. Este montaje se ilustra en la figura 2.

FIGURA 2. Montaje de electrolisis de una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4)

DATOS Y RESULTADOS

Las reacciones que ocurren durante el proceso de la electrólisis del agua son las siguientes:

ánodo ( oxidación )2H2O( l )→O2 (g )+4H (ac )+ +4 e

−

Cátodo (reducción )4H (ac )+ +4e

−→2H 2 (g )

Reacción Neta 2H2O(l )→2H

2 (g )+O2 (g )

La presión de vapor de agua a 26°C es 25.209mmHg y la densidad medida del H2SO4 a través del picnómetro es 1.10g/mL (montaje hecho la primera vez), este dato

se muestra en la tabla 1, así como la densidad en la segunda vez q se hizo el procedimiento.

Tabla 1. Densidad del ácido sulfúrico en la electrólisis del agua

H2SO4 al 10%Peso del

picnómetro vacío (g)

Peso del picnómetro

con la solución (g)

Diferencia de pesos (g)

Volumen del picnómetro

(mL)

Densidad (g/mL)

1° vez 17.1307 44.4935 27.3628 25 1.102° vez 17.1307 45.7008 28.5701 25 1.14

La densidad del mercurio es 13.6g/mL. Con esta densidad y la de la solución de ácido, se puede calcular la altura de la columna de mercurio (h2) que es la misma presión que ejerce dicha columna.

ρ1h1g=ρ2h2g

h2=ρ1h1g

ρ2g=

ρ1h1ρ2

h2=

1.12gmL13.6gmL

∗25.2cm∗10mm1cm

=20.75mmHg→ Pa

La presión del H2 se puede entonces calcular:

PH 2=Patm+Pa+Pvapor H 2O

PH 2=760mmHg+20.75mmH−25.209mmHg=755.54 mmHg∗1atm

760mmHg=0.99 atm

Para determinar la presión del oxígeno, el proceso es el mismo:

PO2=

1.12gmL13.6gmL

∗10.2cm∗10mm1cm

=8.4mmHg→Pa

La presión del O2 se puede entonces calcular:

PO2=Patm+Pa+Pvapor H 2O

PO2=760mmHg+8.4mmH−25.209mmHg=743.19 mmHg∗1atm

760mmHg=0.98atm

Estos datos de observan en la tabla 2.

Tabla 2. Presión del H2 y O2

1° vezGas Patm (mmHg) Pa = h2

(mmHg)Pvapor H2O

(mmHg)h1 (cm) Pgas (atm)

H2 760 20.75 25.209 25.2 0.99O2 760 8.4 25.209 10.2 0.98

2° vezGas Patm (mmHg) Pa = h2

(mmHg)Pvapor H2O

(mmHg)h1 (cm) Pgas (atm)

H2 760 21 25.209 25.5 0.99O2 760 8.56 25.209 10.4 0.98

Para calcular el número de moles de ambos gases (H2 y O2):

m=Eq∗Q

F

Eq=PM

oxidación

m=nPM

nPM= PM∗Q¿oxidación∗F

;n= Q¿oxidación∗F

Producción de H2: 4H+ + 4e- → 2H2 F=96493C/mol

Q=A∗t=4980 s∗0.4 A=1992C

De acuerdo a la semirreacción, hay transferencia de dos electrones.

n= 1992C2∗96493C /mol

=0.010mol H 2

Para el oxígeno se hace algo similar:

2H2O → O2 + 4H+ + 4e- hay transferencia de 4 electrones

n= 1992C4∗96493C /mol

=5.16∗10−3molO2

Para calcular el número de moléculas:

¿moléculas= Q

¿ e−¿∗qe ¿

¿moléculas de H 2=1992C

2∗1.6∗10−19=6.2∗1021

6.2∗1021moléculas deH 2∗1mol H 2

6.023∗1023=0.010mol H 2

¿moléculas deO2=1992C

4∗1.6∗10−19=3.11∗1021

3.11∗1021moléculas deO2∗1molO2

6.023∗1023=5.16∗10−3molO 2

Por último, con estos datos se busca calcular el volumen de ambos gases durante el proceso de electrólisis. Para esto se utiliza la ecuación de los gases ideales:

PV=nRT

V H 2=0.010mol∗0.082 atm .L

mol . K∗299K

1atm=0.2452 L=245.18mL

V O2=5.16∗10−3mol∗0.082 atm. L

mol . K∗299K

0.98atm=0.129 L=129mL

Estos datos se muestran en la tabla 3.Tabla 3. Volumen total de los gases H2 y O2

1° vezGas Tiempo (s) Corriente

(A)Q (C) Moles (n) # de

moléculasVolumen

(mL)H2 4980 0.4 1920 0.010 6.2*1021 245.18O2 4980 0.4 1920 5.16*10-3 3.11*1021 129

2° vezGas Tiempo (s) Corriente

(A)Q (C) Moles (n) # de

moléculasVolumen

(mL)H2 4620 0.4 1848 9.6*10-3 5.78*1021 235.4O2 4620 0.4 1848 4.8*10-3 2.89*1021 120.1

Las reacciones que ocurren durante el proceso de la electrólisis del ácido sulfúrico son las siguientes:

Ánodo: oxidación Cu(s) Cu+2(ac) +2e-

Cátodo: reducción 2H2O(l) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac)

2H2O(l) + Cu(s) Cu+2(ac) + H2 (g) + 2OH-

(ac)

Para calcular el volumen de H2 se calcula el número de moles de este.

Q=630 s∗0.44 A=277.2C

n= 277.2C2∗96493C /mol

=1.44∗10−3mol H 2

PV=nRT

V H 2=1.44∗10−3mol∗0.082 atm .L

mol . K∗299K

1atm=0.0353 L=35.30mL de H 2

El peso perdido de Cu es:

W perdido=W inicial−W final

W perdido=18.5047 g−18.4045g=0.1002 g

Estos datos se observan en la tabla 4.

Tabla 4. Volumen de H2 en la electrólisis

Tiempo (s) Corriente (A) Q (C) Moles (n) Volumen (mL)

1° vez 630 0.44 277.2 1.44*10-3 35.302° vez 520 0..44 228.8 1.19*10-3 29.183° vez 530 0.44 233.2 1.21*10-3 29.67

ANÁLISIS DE RESULTADOS

La hidrólisis del agua se realizó por medio del aparato de Hoffman el cual permitió recoger los gases de hidrógeno y oxígeno en cada uno de los tubos (más de hidrógeno que de oxígeno). El agua debe contener una pequeña cantidad de ácido sulfúrico para mejorar su conductividad. En el tubo que se conectó en el electrodo del polo positivo, se recogió el oxígeno. En el tubo que se conectó en el electrodo del polo negativo se recogió hidrógeno.

Esta electrólisis del agua nos permitió ver la relación en la que se encuentran estos gases: 2 volúmenes de hidrogeno por 1 de oxígeno.

Esta relación se comprueba con el número de moles que se obtuvo de cada gas. Claramente se observa que el número de moles de hidrogeno es mayor que el de oxígeno (0.010moles y 0.005moles respectivamente).

En el volumen recogido de hidrogeno y de oxígeno el margen de error es muy limitado lo que plantea un procedimiento y toma de muestras muy precisos.

En general la electrolisis de la solución ácida, demuestra lo que reafirma la teoría, el volumen del oxigeno es más o menos la mitad del volumen recogido de hidrogeno.

De igual manera se puede observar en la columna del ánodo la coloración amarillenta (presencia de la oxidación), que demuestra la perdida de electrones de la sustancia allí evaporada.

Para la obtención de hidrógeno a partir de agua también se puede usar como medio electrolítico el hidróxido de potasio (KOH), y utilizar unos electrodos de níquel. Este método tiene una eficiencia del 64.83%.

La electrolisis del ácido se realiza en una celda electrolítica, no espontánea donde se va reduciendo el hidrogeno del ácido mientras el ánodo es una lámina de cobre la cual se oxida durante el proceso, en vez del oxigeno como ocurrió en el proceso anterior. Se pretende determinar la perdida de “peso” aparente durante este proceso y tomar el volumen del gas hidrogeno a partir de la solución de ácido sulfúrico.

En este procedimiento ocurren las siguientes reacciones de oxido reducción:

Ánodo: oxidación Cu(s) Cu+2(ac) +2e-

Cátodo: reducción 2H2O(L) + 2e- H2 (g) + 2OH-(ac)

2H2O(L) + Cu(s) Cu+2(ac) + H2 (g) + 2OH-

(ac)

Los resultados demuestran una vez más que los cálculos obtenidos por la ley de Faraday tienen un margen de error bastante estrecho, lo que convierte esa relación en una herramienta importante y practica para encontrar el volumen del gas en cualquier condición, ya que se tiene en cuenta todas las propiedades termodinámicas.

La lámina de cobre, cada vez que se terminaba la muestra, tomaba un color pardo oscuro que hacia entrever la oxidación del material por acción de la diferencia de voltaje aplicada al sistema, (caso similar ocurrido con el oxigeno que en solución tomaba un color amarillo parduzco). Es de suponerse que el material ha “ganado” algún tipo de material, pues inicialmente estaba completamente lijado, pero los resultados demuestran que en realidad el cambio de apariencia obedece a una pérdida de alguna “cualidad” del material. Esta “cualidad” es en realidad los electrones que se ha transferido, cuando al sistema se sometía a una corriente de 0.41A en promedio. La diferencia de masas iniciales, se deben especialmente a que cada vez que se terminaba un ensayo, la lámina se lijaba para pulir la corteza que al terminar la práctica, estaba cubierta por una especie de costra de color antes mencionado.

CONCLUSIONES

En la práctica realizada la columna que liberó mayor cantidad de gas fue aquella que contenía el hidrógeno

El ácido sulfúrico juega un papel muy importante en este tipo de método ya que éste es un compuesto iónico que al disolverse en agua forma iones y es capaz de

conducir electricidad, ayudando a la separación de los gases de hidrógeno y oxígeno.

La electrolisis no necesariamente se realiza en medio ácido, también se puede realizar en medio básico con un eficiencia más o menos similar a la que se produce con el acido.

El tiempo necesario para obtener resultados apreciables a simple vista puede variar en función de diversos parámetros, entre ellos el voltaje de fuente, a menor voltaje mayor tiempo de eficiencia en la producción de los gases.

BIBLIOGRAFÍA

1. Electrolisis http://www.angelfire.com/me2/ciberquimia/electrolisis.htm (consultado el 25 de agosto del 2010)

2. Electrolisis del agua http://html.rincondelvago.com/electrolisis-del-agua.html (consultado el 25 de agosto del 2010)