Electrolisis del agua. Celdas electroquímicas

Fundamentación

El trabajo práctico se realizara a un 5to año de secundaria superior para la modalidad de ciencias naturales y exactas en la materia de fundamentos de la química en el eje temático “electroquímica y almacenamiento de la energía”. Se pretende que los alumnos tengan una serie de conocimientos previos básicos: Eje temático anterior la química del agua (soluciones y concentraciones), reacciones redox. Hemirreacciones. Celdas electroquímicas. Pilas y baterías.

Otros años para implementar dicho trabajo:

Para un primer año, en la materia de ciencias naturales, se pretende distinguir la noción de agua, entendida desde el punto de vista químico como sustancia formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, del agua tal como se nos presenta en la cotidianeidad. Sin entrar en mucho detalle se puede realizar la experiencia de manera puramente demostrativa.

Para un segundo año en la materia de físico química se puede aplicar en la unidad cambios físicos y químicos (en este caso del agua).

Para un tercer año en la materia de fisicoquímica se puede aplicar en la unidad de reacciones químicas: su representación y su significado. Tipos de reacciones químicas (óxido-reducción) o como reacción de descomposición.

Marcos teórico del profesor

A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierte la energía química en energía eléctrica, en la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontanea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. La electrolisis se basa en los mismos principios en que se fundamentan los procesos que se realizan en las celdas galvánicas.

El agua contenía en un sistema en condiciones atmosféricas (1 atm y 25°C) no se descompone de manera espontanea en hidrogeno y oxigeno gaseosos porque el cambio de energía ilibre estándar de la reacción es una cantidad positiva grande:

        2H2O(l)                 2H2(g)  +  O2(g)      G°= 474.4 KJ/mol[pic 1]

Sin embargo, esta reacción se puede inducir en una celda como la que se observa a continuación

[pic 2]

Esta celda electrolítica está formada por un par de electrodos de un metal inerte, como platino o níquel, sumergidos en agua. Cuando los electrodos se conectan a la batería no sucede nada, porque el agua pura no hay suficientes iones para que lleven una buena cantidad de corriente eléctrica (tener en cuenta que a 25°C, en el agua pura solo hay 1x10-7 M de iones H+ y 1x10-7 M de iones OH-).por otro lado, la reacción se llevara a cabo rápidamente en una disolución de alguna especie electrolítica fuerte para que contenga la mayor cantidad de iones y asi conducir la corriente eléctrica. De inmediato empiezan las burbujas de gas en los dos electrodos.

  Las reacciones que tienen a cabo en el electrodo llamado ánodo es:

        2 H2O(l)            O2(g) + 4H+(ac) + 4e-[pic 3]

  En tanto que en el cátodo tenemos:

                        2 H+(ac) + 2e-           H2(g)[pic 4]

  La reacción global está dada por:

Ánodo (oxidación):       2 H2O(l)                O2(g) + 4H+(ac) + 4e-[pic 5]

Cátodo (reducción):      2 [2H+(ac) + 2e-           H2(g)][pic 6][pic 7]

Reacción global:             2 H2O(l)                     2H2(g)  +  O2(g)      [pic 8]

Marco teórico del alumno

El siguiente experimento consiste en hacer pasar corriente eléctrica “a través” de un compuesto para que se separen los elementos que lo forman. Para producir una reacción de descomposición que no ocurriría espontáneamente mediante la aplicación de corriente eléctrica se la llama electrolisis.

Una celda electrolítica es el dispositivo que nos permite hacer la electrolisis, y debe contar con los siguientes elementos:

1. Un par de electrodos, que son piezas de algún conductor típicamente un metal inerte, es decir, que no reaccione con las sustancias que están participando en la electrolisis. En un electrodo, llamado cátodo, se lleva a cabo una reducción (una especie gana electrones). El otro electrodo, se conoce como ánodo, en donde se lleva a cabo la oxidación (una especie pierde electrones).
2. Una fuente de poder como una batería.
3. Un conductor eléctrico, que conecte los electrodos  y permita que los electrones circulen a través de ellas.
4. Un conductor iónico, que cierre el circuito eléctrico mediante la transferencia de electrones debida al movimiento de iones, y que se conoce como electrolito.

Mediante este método se logró separar y aislar elementos a partir de materiales formados por variados elementos. Hoy en día existen múltiples aplicaciones de la electrolisis, una de ellas es la utilización de este proceso en la obtención de metales, para formar un depósito de un metal resistentes a la corrosión sobre otro metal menos resistente, para producir aluminio y magnesio, preparar cloro, flúor e hidróxido se sodio, refinar cobre, etc.
En este experimento se descompone un compuesto (el agua, H2O) en sus elementos (hidrógeno y oxigeno).  Por lo tanto podemos diferenciar los gases teniendo en cuenta las propiedades que poseen:

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