Práctica 10. La Constante De Avogadro (Análisis)

ANÁLISIS PRÁCTICA 10 DE LABORATORIO

Se concluye que la electrólisis es un proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para producir una reacción química no instantánea; en dicho proceso se conduce la corriente eléctrica a través de un electrolito. Un electrolito es un compuesto que fundido o en disolución acuosa es conductor de electricidad. La hidrólisis es la reacción en la que un anión o un catión (o ambos) de una sal reaccionan con el agua de modo que cambie el pH.

En la práctica número 10 consistió en conocer experimentalmente la constante de Avogadro. Para que esto fuera posible se realizó un proceso que se describirá a continuación.

A un aparato de electrólisis de Hoffman se llenó con una disolución acuosa de sulfato de sodio, al que previamente se le había añadido indicador universal, entonces era de color amarillo-verde claro. Se ajustó el valor de la intensidad de corriente a 0.8 A, con las llaves abiertas del aparato se llevó a cabo la electrólisis durante medio minuto. Después de eso se cerraron las llaves y a partir de ése momento se contó el tiempo con ayuda de un cronómetro.

Se registró el tiempo en el que el volumen llegaba a 3,6 y 9 mL de gas en la terminal negativa del aparato (cátodo), y también se trató de registrar el tiempo en esos mismos volúmenes en la terminal positiva (ánodo).

Se pudo observar lo siguiente:

• En el cátodo el volumen aumentaba rápidamente, mientras que en ánodo aumentaba lentamente.

• Como la fórmula del agua es H2O, se dedujo que en donde había más volumen era del gas hidrógeno, puesto que en esa fórmula indica que hay dos veces más hidrógeno que oxígeno.

• El volumen del hidrógeno gaseoso aumentaba, aproximadamente, dos veces más que el volumen del oxígeno.

• Donde se encontraba el hidrógeno, el colorante universal hizo que la disolución se tornara azul (pH básico), y en donde se encontraba el oxígeno se tornaba amarillo claro.

• Hubo un momento entre los 221 y 440 segundos que la intensidad de corriente cambió a de 0.08 a 0.09 A, y de ahí se mantuvo constante.

• Estaba claro que la disolución acuosa de sulfato de sodio era un electrolito a razón de que conducía la electricidad, cabe recordar que el agua pura por sí sola no conduce la electricidad porque no cuenta con los iones necesarios. Por lo tanto, como el agua ya conducía electricidad, se pudo llevar a cabo la electrólisis, es decir, descomposición del agua en oxígeno e hidrógeno gaseoso. También hubo una hidrólisis porque los iones del sulfato de sodio reaccionaron con el agua.

• Como el volumen de H2 aumentaba rápidamente, no alcanzó el tiempo para medir el volumen del oxígeno a 9 mL, por lo que se le tomó a 8 mL.

• Al término de la electrólisis, se abrió la llave donde se encontraba el hidrógeno al tiempo que se acercaba una punta de ignición. Como consecuencia brotó una llama anaranjada, lo que comprobaba una vez más que se trataba del gas hidrógeno, pues éste es inflamable.

Reacción de electrólisis del agua:

2H_2 0+Ee→2H_2+O_2

Los gases formados solo fueron el oxígeno y el hidrógeno gaseoso. Se utilizó una disolución acuosa de sulfato de sodio pues al ser un electrolito conduce la corriente eléctrica, pero no sufre ninguna alteración en el experimento, es decir no reacciona porque no hay un consumo de éste. La corriente eléctrica hizo que se descompusiera la molécula del agua el H2 y O2.

La relación entre los volúmenes obtenidos: hay más hidrógeno que oxígeno. La molécula del agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, así que siempre habrá dos veces más cantidad de hidrógeno que de oxígeno.

El tubo que estaba conectado a la terminal positiva (cátodo) dio lugar a una semi-reacción de reducción, donde se produjo el gas hidrógeno:

2H_2 O (l)+2e^-→H_2 (g)+2OH^- (ac)

El tubo que estaba conectado a la terminal positiva (ánodo) tuvo lugar a la semi-reacción

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