Electrolísis de una disolución

Electrólisis de una disolución de CuSO4 · 5H2O + H2O
Desplazamiento de los cationes Cu2+ hacia el cátodo
Resumen
El experimento que realizamos consistió en ver como los cationes de cobre Cu2+ procedentes de la moneda
de 5 céntimos del ánodo se dirigían hacia una moneda de 10 céntimos conectada al cátodo.
Nuestra intención en éste experimento era ver el proceso del que se vale la industria metalúrgica del
galvanizado para recubrir objetos metálicos de otro metal utilizando la corriente eléctrica.
Para ver este proceso, lo que hicimos fue fabricar una disolución de 0'09 Molar, en la que el soluto era el
sulfato de cobre y el disolvente era agua. El volumen de disolución a obtener era de 80 ml., y para fabricar
esta disolución, lo que tuvimos que hacer fue obtener la cantidad de moles de sulfato tendría que haber en el
vaso de precipitados y luego, multiplicarlo por la masa molar de la sustancia y así hallar la masa de sulfato
que teníamos que echar en el agua.
Pesamos la cantidad obtenida y la mezclamos con ayuda de una varilla de mezclar.
Después, colgando de unas pinzas aislantes de madera y conectadas cada una a un polo, colgamos dos
monedas, una de las cuales cedería sus átomos para que la otra los captase y se recubriera.
Activamos la corriente eléctrica e instantáneamente, la moneda conectada al cátodo comenzó a oscurecerse
debido a la deposición de átomos de cobre procedentes de la moneda del ánodo.
Fuimos aumentando la tensión de la corriente poco a poco y vimos como, paralelamente, el oscurecimiento de
la moneda de 10 céntimos se incrementaba.
Finalmente, analizamos la situación de forma teórica y vimos lo que había ocurrido: los átomos de la moneda
de cobre se cargan eléctricamente y son atraídos por el cátodo, al que está conectada la moneda de 10
céntimos. Allí, se descargan y se posan en la moneda.
Introducción
Mediante la realización de este experimento queríamos ver que, al hacer pasar corriente eléctrica por una
disolución de CuSO4 · 5H2O + H--------2O, ésta experimentaría cambios en sus iones y, los electrones que
aporta por un lado y quita por el otro la batería harían que los cationes de cobre se dirigiesen hacia el cátodo y
los aniones de ácido sulfúrico hacia el ánodo.
La experiencia que realizamos en el laboratorio fue la electrolisis de una disolución con agua como disolvente
y una sal metálica como soluto. La electrólisis es una propiedad que une a la materia con la electricidad, ya
que consiste en la disociación de compuestos químicos debido al paso de la corriente a través de ellos.
Este proceso fue descubierto accidentalmente en 1800 por William Nicholson y Antony Carlisle mientras
estudiaban la operación de baterías eléctricas. Utilizando gotas de agua para mejorar el contacto eléctrico de
una batería, notaron que se producían burbujas.
Luego, al estudiar con más cuidado el fenómeno, se dieron cuenta de que cerca de la terminal negativa de la
batería, el gas liberado era hidrógeno, mientras que en el lado positivo se producía oxígeno. Pronto se estudió
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la disociación de otros compuestos utilizando este método.
Uno de los trabajos más extensos realizados en este campo fue el de sir Humphrey Davy, quien con la ayuda
de la electrólisis descubrió los elementos sodio (Na) y potasio (K) al someter ciertas disoluciones salinas a la
acción de corrientes eléctricas.
La primera interpretación aceptable de este fenómeno fue desarrollada por el célebre Michael Faraday en la
década de 1830.
Nacido en 1791, el joven Faraday trabajó como encuadernador de libros que a su vez, aprovechaba para
educarse. En 1812, lleno de inquietudes, Faraday concursó por una plaza de ayudante en el laboratorio de
Davy, quien quedó tan impresionado que lo contrató inmediatamente. Diecinueve años más tarde, Faraday lo
sustituyó como director del laboratorio.
En sus experimentos, Faraday encontró que los productos de la electrólisis siempre aparecían en una
proporción fija. Por ejemplo, al pasar una corriente eléctrica por una muestra de agua, se obtenían ocho partes
de oxígeno (O) por una de hidrógeno (H).
También observó que una carga eléctrica fija cedida en la electrólisis producía cantidades constantes de
elementos disociados. Faraday denominó iones a los productos de la disociación y, más específicamente,
aniones y cationes según si éstos eran colectados alrededor del ánodo (terminal positiva) o del cátodo
(terminal negativa). Esta nomenclatura se utiliza hoy todavía.
Faraday, de acuerdo con la teoría atómica, dedujo que debería existir una cantidad irreducible de carga
necesaria para disociar un compuesto.
Dada la poca precisión de los aparatos desarrollados hasta entonces, a Faraday le era imposible deducir el
valor de la carga necesaria para ionizar una sola molécula a través de la electrólisis.
Esta situación era similar a la que había enfrentado Dalton con la masa de los átomos, por lo que, Faraday, al
igual que Dalton, se concentró en establecer relaciones entre las cantidades de elementos producidos por
electrólisis con una carga fija. De esta manera determinó que la carga eléctrica para producir un Mol de
cualquier material era 96.850 culombios, unidad ahora conocida como La Constante de Faraday.
Si el número de Avogadro nos indica la cantidad de partículas (átomos o moléculas) contenidas en un Mol de
una sustancia determinada, su conocimiento habría permitido obtener directamente la masa y la carga de una
molécula a partir de los hallazgos de Dalton y Faraday, respectivamente. Sin embargo, incluso sin esa
información, el cociente entre el faraday y la masa de un Mol de hidrógeno permitió entonces saber la
relación entre la carga más elemental y la masa más elemental, que resultó ser 1.044 * 10−8 Kg. / culombio.
Finalmente, Faraday llegó a unas conclusiones que se conocen como las Leyes de la Electrólisis, que se
resumen en:
• La masa de una sustancia producida en la electrólisis por una reacción anódica ó catódica es directamente
proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la cuba electrolítica.
• Las masas de diferentes sustancias producidas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a
las masas equivalentes de las mismas.
Método
Para hacer la comprobación de este experimento teórico debíamos primero hacer la disolución. Ésta tenía que
tener una concentración molar de 0,09 Moles/litro y un volumen de 80 ml.
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Lo primero que hicimos fue medir el volumen de agua con ayuda de un cilindro graduado. Vertimos los 80
ml. de agua en un vaso de precipitados.
Después, mediante el cálculo teórico, obtuvimos la cantidad de sulfato que tendíamos que añadir al agua para
que la disolución resultante fuese de 0,09 Molar. Lo hicimos así:
Primero, utilizamos la fórmula Molaridad (moles/litro)= n (moles) / Volumen (litros)
Como sabíamos la molaridad (0,09 Mol/litro) y el volumen de la disolución (0,08 l), solo tuvimos que
sustituir en la fórmula para obtener el número de moles de sulfato que tendría que haber disueltos, que resultó
ser de 0,0072 moles.
Después multiplicamos la masa molar de la sustancia soluto (249,68 g/Mol) por el número de moles que
había, y como resultado obtuvimos la masa de soluto que tendríamos que añadir, que fue de 1,797696 gramos
de CuSO4 · 5H2O.
Pesamos la cantidad adecuada de CuSO4 · 5H2O y la vertimos en los 80 ml. de agua antes medidos.
Mezclamos la disolución con una varilla de remover.
Una vez teníamos hecha la disolución, cogimos dos pinzas de madera (las escogimos de este material por su
poca conductividad de la corriente eléctrica) y pusimos en cada una de ellas sujeto un cable que conectamos
en cada caso a un borne de la corriente eléctrica.
Al final de cada cable había una pequeña pinza metálica que tenía como función sostener una moneda. En el
cable del borne positivo (ánodo) habría una de cobre y en el borne negativo (cátodo) habría una moneda de
una aleación llamada Oro Nórdico (Cobre 89%; Aluminio 5%; Zinc 5%; Estaño 1%).
Sumergimos las monedas en la disolución y conectamos la corriente eléctrica, que instantáneamente comenzó
a pasar desde el ánodo hacia el cátodo. Fue en ese momento cuando la moneda del cátodo comenzó a
oscurecerse y la del ánodo a perder el relieve.
Esta reacción se puede explicar mediante el siguiente esquema:
Por el cátodo empezaron a entrar electrones, y por el ánodo a salir. Los electrones que salían por el ánodo
hacían que el cobre Cu0 del que estaba compuesta la moneda de 5 céntimos pasase a ser Cu2+ siguiendo el
siguiente camino:
Cu − 2e− Cu2+
Este catión se disolvía en el agua y al estar cargado positivamente se dirigía al cátodo, desde el que entraban
constantemente electrones a la disolución. Entonces, el catión de cobre recibía dos electrones y se reducía,
pasando a ser Cu0 siguiendo el siguiente camino:
Cu2+ + 2e− Cu
Entonces, el cobre reducido se depositaba en el cátodo, que era una moneda de 10 céntimos que, al ir
recubriéndose del cobre de la de 5 céntimos, se oscureció.
Todo esto se debe a que todas las sustancias tienden a equilibrar sus iones positivos y negativos, por lo que el
cobre de la moneda de 5 céntimos no podría haberse quedado como Cu2+, ya que así, la solución habría
pasado a estar cargada positivamente, porque habría dos cationes Cu2+ por cada anión SO42−. Además, la
fuente de alimentación es un circuito de entrada − salida, que no puede solo aportar o sustraer electrones, sino
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que ha de hacer las dos cosas simultáneamente. Es decir, las sustancias tienden a equilibrar el número de iones
de cada clase que contienen para alcanzar el estado neutro.
Diseño experimental
Para la realización de este experimento precisamos de:
• Vaso de precipitados
• Cilindro graduado con una precisión de 1 ml.
• 80 ml. de agua
• 1,797696 g. de CuSO4 · 5H2O
• Dos pinzas de madera de mango largo
• Dos tramos de cable conectados a la corriente
• Un voltímetro
• Dos monedas de 5 y 10 céntimos
• Una báscula con una precisión de hasta 10−4 g.
• Una cucharita de metal
• Una varilla de mezclar
• Papel de filtro para no verter la sal (tóxica) al medio ambiente
La forma con la que distribuimos los materiales fue la siguiente:
Resultados
Los resultados obtenidos en este experimento no fueron como los logrados en el resto de experiencias, en
forma de datos o gráficas; no se utilizaron fórmulas concretas que sirviesen para la verificación de la reacción,
sino que más bien, realizando este experimento, lo que hicimos fue ver en que consistía la electrolisis y ver su
aplicación a disoluciones de sales en agua. Ver como los iones formados a partir de la sal reaccionaban al paso
de la corriente.
También, pudimos ver como la cantidad de electrones que entraron en la disolución era directamente
proporcional a la cantidad de cobre que se pegaba a la superficie del cátodo, ya que cuando la tensión se
aumentó, la acumulación del cobre se incrementó, ya que:
Voltaje = resistencia * intensidad = (R * q) / t
Con esta expresión, suponiendo que la reacción estuvo activa durante 35 minutos y que el voltaje medio fue
de 8,4575 Voltios, se puede hallar la cantidad de carga, que fue de 50,745 Culombios " 3,1715625 electrones,
de donde se deduce que la cantidad de iones de Cu reducidos en el catión fue de aproximadamente
1,58578125.
Conclusiones
Creo que el experimento se realizó con precisión, puesto que teníamos a nuestra disposición una báscula muy
exacta con la que pesar la cantidad de soluto a añadir.
También, el voltímetro, aunque no era imprescindible, nos valió para ver la tensión a la que estaba sometida la
disolución y, puesto que la resistencia siempre era la misma, a ver que, a mayor intensidad, mayor
acumulación.
Ha sido interesante ver en que consiste la electrolisis y ver como se puede producir movimiento de las
partículas de una disolución mediante el paso de la corriente. Además, fue curioso ver como, aun habiendo
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presentes en la reacción millones de átomos, las proporciones de átomos de Cu y electrones entrantes y
salientes se mantuvo durante todo el proceso.
Bibliografía
Para la realización de este trabajo me he valido de las siguientes páginas Web:
• http://www.pucp.edu.pe/~quimica/boletin2002.PDF
• http://pservicios.qf.uclv.edu.cu/infoLab/practics/practicas/Electrolisis/P6.htm
Electrólisis de una disolución de CuSO4 · 5H2O + H2O
Desplazamiento de los cationes Cu2+ hacia el cátodo
Ánodo con moneda de 5 €c.
Cátodo con moneda de 10 €c.
+
−
Electrones e−
Electrones e−
e−
Cu2+ + 2e− Cu
Cu2+
H2O SO42−
Se mantienen ajenos a la reacción
Deposición de Cu
Reacción
Ÿ CuSO2 · 5H2O + H2O
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