maestria

1ª PRÁCTICA DE QUÍMICA FÍSICA
ELECTROLISIS DEL AGUA
Descripción resumida de la actividad propuesta
Experimento que se realiza con un dispositivo de electrolisis con la
finalidad de potenciar la capacidad de manejo en el laboratorio y
evidenciar la relación existente entre reacción química, en este caso
redox y un fenómeno perceptible, con es la liberación de gas,
estequiometría ypropiedades de los gases. Experimento con un
marcado carácter práctico.

Introducción
La electrolisis nos va a permitir llevar a cabo una reacción redox. Se
va a ver de forma evidente que el paso de corriente supone una
transformación de la materia y como las reacciones químicas pueden
producir sustancias en diversos estados de la materia como, en este caso,
gases.
El desarrollo de esta prácticarequiere conocer una serie de conceptos
básicos de reacciones redox que vamos a enumerar y que deberían verse
previamente en clase. Dado que los alumnos pueden llegar antes de
estudiar redox en teoría, hecho muy probable porque se suele dar en el
último trimestre, presentamos un breve resumen teórico de los conceptos
básicos:
Estado de oxidación: es la carga que tendría un átomo si todos susenlaces
fueran iónicos
Cálculo del estado de oxidación:


Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.

1







El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en
el resto de los casos que son la mayoría.
Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.
La suma delos E.O. de una molécula neutra es siempre 0.
Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.

Ejemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0  E.O.(S) = +6

Oxidación: Pérdida de electrones (o aumento en el número de
oxidación). Ejemplo: Fe  Fe+3 + 3 e–
Reducción: Ganancia de electrones (o disminución en el número de
oxidación).Ejemplo: Cu+ + 1e–  Cu
Siempre que se produce una
simultáneamente una reducción.

oxidación

debe

producirse

Oxidante: Es la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ella se
reduce.
Reductor: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ella se
oxida.
Ejemplo: Zn + 2 Ag+  Zn2+ + 2Ag
Oxidación: Zn (reductor)  Zn2+ + 2e–
Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e–  AgElectrólisis: consiste en forzar una reacción redox en un sentido que
no es espontánea, suministrando electricidad (electrones) desde el
exterior.
La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C/e- y 1 mol de electrones
son 6’02 x 1023 e-. 1 Faraday (F) es el producto de ambos números:
96500 C/mol e- = 1 F.

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Objetivos de la práctica
i) Introducir la electrolisis como técnica para llevar a caboreacciones redox
de forma controlada.
ii) Establecer la estequiometria de la reacción de descomposición del agua a
través de la medida de volumen de los gases desprendidos.
iii) Determinar propiedades sencillas de los compuestos

Procedimiento experimental
Para llevar a cabo la práctica, se dispondrá del siguiente material
Una probeta 100 mL
Un pesasustancias
Agua destilada
Sulfato sódicoNa2SO4
Dos tubos de ensayo
Cubeta de boca ancha
Dos electrodos de platino
Una fuente de corriente continua
Parafilm
Regla
y se habrá montado previamente el siguiente dispositivo experimental:

Fuente: http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/fmacro/Electroquimica_2.pdf
Esquema de l a el e ct rol i si s. La fuente se conecta a los electrodos que,
por el paso de corriente, permite latransferencia electrónica sobre ellos y
que se produzcan las reacciones readox cuyos productos de reacción son

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los gases oxígeno e hidrógeno.
Procedimiento
1. Comprobar el dispositivo para la electrolisis del agua. Verifique que el
cierre de las juntas es correcto.
2. Mide con una probeta 100 mL de agua destilada y añade, sulfato sódico
para tener una disolución 1 M en la sal. ¿Cuántos...