XXII CONGRESO CUAM- ACMor ELECTRÓLISIS DEL AGUA

XXII CONGRESO CUAM- ACMor
ELECTRÓLISIS DEL AGUA
Autores: SANTOS SANTIAGO LUIS FERNANDO, FLORES RAMÍREZ OCTAVIO,
OBANDO SÁNCHEZ JULIO Y GARCÍA TORRES OMAR.
Profesores asesores: BIOL. MA. ELENA CORTÉS TORRES Y PROFRA. FE ELISETH
GARFIAS ESTRELLA.
Escuela: ESC. SECUNDARIA GENERAL “ATLATLAHUCAN” CLAVE: 17DES0038C
Área en la que participa: CIENCIAS BIOLÓGICAS, QUÍMICAS Y AMBIENTALES:
DEMOSTRACIÓN
PROYECTO ESCOLAR.
OBJETIVO
Llevar acabo la descomposición de la materia del agua en sus componentes
mediante el proceso de electrólisis.
ANTECEDENTES
Jan Rudolph Deiman y Paets Adriaan van Troostwijk utilizó en 1789 una máquina
electrostática para producir electricidad, que fue dada de alta en los electrodos de oro en
una botella de Leyden con agua .En 1800, Alessandro Volta inventó la pila voltaica , unas
semanas más tarde William Nicholson y Anthony Carlisle la utilizaron para la electrólisis
del agua. Cuando Zénobe Gramme inventó la máquina de Gramme en 1869 la electrólisis
del agua se convirtió en un método barato para la producción de hidrógeno. Un método de
síntesis industrial de hidrógeno y oxígeno mediante electrólisis fue desarrollado por Dmitry
Lachinov en 1888 (1).
MARCO TEÓRICO
La electrolisis consiste en la realización, por medio del suministro de energía
eléctrica, de una reacción imposible de verificar termodinámicamente de una forma
espontánea. En pocas palabras la electrólisis es la separación del agua en hidrógeno y
oxígeno mediante la aplicación de una corriente eléctrica. Para llevar a cabo la electrólisis
se debe realizar lo siguiente: aplicar una corriente eléctrica continua mediante un par
de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergida en la
disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo, y el conectado
al negativo como cátodo. Cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta. Así, los iones
negativos, o aniones, son atraídos y se desplazan hacia el ánodo (electrodo positivo),
mientras que los iones positivos, o cationes, son atraídos y se desplazan hacia el cátodo
(electrodo negativo). En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre
éstos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden
electrones al cátodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del ánodo (-) (2).
En definitiva lo que ocurre es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente
de alimentación eléctrica se encarga de aportar la energía necesaria. Para que exista una
reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los
acepte. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones,
quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, reducido. Mientras que
el agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura
química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose (3).
La electrólisis debe hacerse de tal manera que los dos gases desprendidos no entren
en contacto, de lo contrario producirían una mezcla peligrosamente explosiva.
Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el oxígeno y el hidrógeno,
sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros
minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el puro H2O, sino que son
los minerales. Si el agua estuviera destilada y fuera 100% pura, no tendría conductividad).
La electrólisis del agua pura requiere el exceso de energía en forma de sobretensión para
superar la activación de diversas barreras. Sin el exceso de energía de la electrólisis del
agua pura se produce muy lentamente o nada. Esto se debe en parte a la limitada autoionización
del agua. El agua pura tiene una conductividad eléctrica cerca de una
millonésima de agua de mar. Muchas celdas electrolíticas también pueden carecer de la
necesaria electrocatalizadores . La eficacia de la electrólisis se incrementa a través de la
adición de un electrolito (tales como sal, un ácido o una base) y el uso de
electrocatalizadores (2).
Actualmente, el proceso electrolítico es raramente usado en aplicaciones industriales
ya que el hidrógeno puede ser producido más asequiblemente gracias a los combustibles
fósiles (1).
METODOLOGÍA
1. Elección del tema
2. Búsqueda bibliográfica.
3. Diseño del experimento
4. Reunión de los materiales
5. Realización de diferentes pruebas.
6. Ejecución de la electrolisis en agua y en agua con sal.
PROCEDIMIENTO
Materiales:
- Adaptador de corriente de 12 voltios, recipiente transparente, dos cables con
aislante, pelados ambos en los extremos, sal, dos tubos de ensayo, cinta aislante.
EXPERIMENTO 1: AGUA
1. Armar el dispositivo de electrolisis con el adaptador y los cables.
2. Colocar el dispositivo dentro del recipiente
3. Aplicar una corriente continua al agua con una capacidad de 12 V
4. Observar la separación de Oxigeno(O) y el Hidrógeno (H),en la carga (+) se encuentra
el Oxígeno y en la carga (-) se encuentra el Hidrógeno. En experimentos posteriores se
realizaran pruebas sencillas para comprobar lo anterior.
5. Después de una hora, los electrodos comienzan a sufrir cambios debido a la reacción de
óxido reducción y el agua cambia de color.
EXPERIMENTO 2: AGUA CON SAL.
Para incrementar la eficiencia de la electrólisis, se realizó el mismo experimento
pero agregando sal al agua.
RESULTADOS
Aprendimos que la electrolisis del agua consiste el separar las moléculas del
agua mediante la aplicación de energía eléctrica y que el agua es un compuesto formado
por Oxígeno e Hidrógeno. En experimentos posteriores se realizarán pruebas sencillas para
tratar de determinar al oxígeno y al hidrógeno.
Al aplicarle sal al agua, se convierte en un mejor conductor de electricidad, por lo
que se lleva a cabo más rápido la reacción. Sin embargo, también se afectan más rápido los
electrodos.
CONCLUSIONES
Gracias a estos experimentos, se pudo llevar a cabo la electrolisis del agua,
de una manera simple y con materiales comunes. Así también estos experimentos permiten
utilizar conceptos tanto físicos como químicos y por lo tanto relacionar ambas asignaturas
ampliamente.
BIBLIOGRAFIA
1. quimica.laguia2000.com/enlaces.../electrolisis-del-agua
2. es.wikipedia.org/wiki/Electrólisis
3. www.youtube.com/watch?v=aajxNoeiRFk