Documento 273903

Química 2º de Bachillerato
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Práctica nº 18
Electrolisis
Electrolisis de la disolución de sulfato de cobre (II)
Objetivo:
Realizar el análisis cualitativo de la electrolisis de la disolución de sulfato de cobre (II).
Fundamento teórico:
Electrolisis:
Las disoluciones de los electrolitos conducen la corriente eléctrica, pero el mecanismo de esa
conducción y el de la que tiene lugar en los metales son diferentes.
En los metales la corriente eléctrica no es más que un flujo de electrones.
En el caso de los electrolitos (disueltos ó fundidos) son los iones positivos y los iones negativos los que
conducen la corriente eléctrica; además, siempre tiene lugar algún cambio químico en los electrodos.
Los electrodos son dos barras conductoras (de metal ó de grafito) y están conectados con el generador
que produce corriente continua (pila, batería ó dinamo).
La electrolisis es realizar ó producir una reacción redox que no tiene lugar espontáneamente al hacer
pasar la corriente eléctrica a través de un electrolito.
En las células electrolíticas al hacer pasar la corriente eléctrica lo que sucede es lo siguiente:
En el ÁNODO (electrodo positivo)  se da la oxidación
En el CÁTODO (electrodo negativo)  se da la reducción
Leyes de Faraday:
La cantidad de electricidad que pasa por la célula electrolítica y la cantidad de producto que se libera en
los electrodos son proporcionales.
Michel Faraday analizó este problema en 1834, antes de que se conocieran el electrón y la naturaleza
eléctrica. Faraday, después de realizar la investigación electrolítica, dio dos leyes para explicarla.
Estas dos leyes se pueden resumir de la siguiente forma:
“En la electrolisis, cuando pasa 1 Faraday (96.500 C) de corriente eléctrica, en el ánodo se oxida 1
equivalente gramo de una sustancia y en el cátodo se reduce un equivalente gramo de otra sustancia”.
Para confirmar las leyes de Faraday, realizaremos el análisis cuantitativo de la electrolisis de la
disolución de sulfato de cobre (II).
En el ánodo se pueden oxidar los iones SO42- ó los iones OH- que se encuentran en el agua.
Como se necesita mayor potencial para oxidar los iones SO42-, antes de lograr dicho potencial
reaccionan los iones OH-. Por consiguiente en el ánodo de la célula electrolítica que vamos ha construir
la reacción que tendrá lugar será la oxidación de los iones OH-:
4 OH-  O2 + 2 H2O + 4 e-
Química 2º de Bachillerato
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Práctica nº 18
En el cátodo se pueden reducir los iones Cu2+ ó los iones H+ que se encuentran en el agua.
Cu2+ + 2 e-  Cu
E0 = + 0,34 V
2 H2O + 2 e-  H2 + 2 OHE0= - 0,83 V
Como los iones Cu2+ se reducen más fácilmente porque tienen mayor potencial de reducción, en el
cátodo de nuestra célula electrolítica tendrá lugar la reducción de los iones Cu2+:
Cu2+ + 2 e-  Cu
Materiales y reactivos:
* Dos vasos de precipitados de 250 c.c.
* Disolución 1 M de CuSO4
* Amperímetro
* Generador de corriente continua
* Balanza
* Láminas de cobre (electrodos)
* Cronómetro
*Hilos/alambres de conexión (teniendo pinzas de cocodrilo en un extremo)
Procedimiento:
1.- Hemos utilizado dos electrodos de cobre para realizar la electrolisis. Por consiguiente,
tomamos dos láminas de cobre y limpiar bien su superficie, hasta que queden completamente
brillantes.
2.- Medir la masa de cada electrodo de cobre. Hacerles una marca a cada uno de ellos para no
confundir los electrodos.
Masa electrodo POSITIVO = .....................
Masa electrodo NEGATIVO = .....................
3.- Formaremos la célula electrolítica de la forma que aparece en el dibujo:
Llenar el vaso de precipitados con la disolución 1 M de CuSO4
Introducir los electrodos en el vaso de precipitados, sin tocar el fondo. Mientras tiene lugar la
electrolisis no se deben mover los electrodos.