Introducción teórica

ELECTROLISIS

Definición

La electrolisis es un proceso químico, en el que se realiza una reacción química aplicando electricidad. Se trata de un proceso forzado, que no se produciría si no se aplica algún tipo de energía, en este caso, energía eléctrica. Consiste en la descomposición mediante una corriente eléctrica de electrolitos. En el proceso se desprenden el oxigeno y el hidrogeno.

Tipos

Electrolisis de sales fundidas.

Las sales que son producto de enlaces iónicos tienen un alto punto de fusión y de ebullición. Cuando se va a realizar la electrolisis de una sal fundida, debe aumentarse la temperatura lo suficiente para que pueda darse el cambio de estado sólido al líquido. Entonces colocan los electrodos y se suministra la corriente necesaria para que el proceso electrolítico se lleve a cabo.

Electrolisis de disoluciones acuosas.

A partir de la disolución de sales en agua se puede obtener la disolución iónica de la sal sin elevar su temperatura. Sin embargo, el medio acuoso interviene de forma determinante en el proceso electrolítico y si el potencial estándar de reducción de la sustancia es menor que el correspondiente al agua, se puede obtener oxigeno o hidrogeno en lugar de la sustancia deseada.

En los dos casos anteriores se utilizan electrodos inertes, que solo participan fungiendo como la superficie en la cual se lleva a cabo el cátodo o el ánodo.

La electrolisis de disoluciones acuosas es la base de numerosos procesos de extracción y fabricación importantes en la industria moderna como la sosa caustica.

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.

En este tipo de electrolisis nunca deben unirse los electrodos, ya que la corriente eléctrica no va a conseguir el proceso y la batería se quemará; debe utilizarse siempre corriente, nunca corriente; debe hacerse de tal manera que los dos gases desprendidos no entren en contacto, o producirían una mezcla peligrosamente explosiva; una manera de producir agua otra vez, es mediante la exposición a un catalizador, como el calor, el platino en forma de lana fina o polvo.

Electrolisis con electrodos activos

En este tipo de electrolisis se utilizan electrodos activos y tanto el ánodo como el cátodo participan en la reacción.

Una de sus aplicaciones en la industria es la galvanoplastia (para proporcionar dureza, duración y belleza al metal), y la electroquímica ha avanzado y desarrollado nuevas técnicas aumentar la eficiencia de los electrodos.

Historia

Fue descubierta en 1800 por William Nicholson mientras estudiaba el funcionamiento de las baterías.

Entre 1833 y 1836 el físico y químico Michael Faraday desarrolló las leyes de la electrólisis que llevan su nombre y acuñó los términos.

Proceso

Se funde o se disuelve el electrolito en un determinado disolvente, para que dicha sustancia se separe en iones (ionización).

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo será el cátodo, y el conectado al positivo, el ánodo.

Cada electrodo mantiene atraídos a los iones de carga opuesta. Así, los cationes son atraídos al cátodo, y los aniones por el ánodo.

La energía necesaria para separar a los iones y aumentar su concentración en los electrodos la aporta la fuente de alimentación eléctrica.

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los aniones ceden electrones al ánodo y los cationes toman electrones del cátodo.

Lo que ha ocurrido es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica ha aportado la energía necesaria.

Tras hacer una electrolisis, en caso de ser agua no destilada, además de desprenderse el oxigeno y el hidrogeno también se dejan ver los otros componentes del agua; en el agua destilada solo se desprenden el oxigeno y el hidrogeno, porque ya se han extraído los otros componentes previamente.

Aplicaciones de la electrólisis

-Hierro puro en pedacitos, refinado electrolíticamente.

-Producción de aluminio, litio, sodio, potasio, magnesio, hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, clorato de sodio y clorato de potasio.

-Producción de hidrógeno con múltiples usos en la .

-Producción de cloro (para una cloración ecológica del agua de las piscinas).

-La electrometalurgia (proceso para separar el metal puro de compuestos que emplea la electrólisis).

-Proteger los metales de la corrosión.

-La galvanoplastia.

Bibliografía

- http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3lisis

- http://misdeberes.es/tarea/371466

(Emma Núñez Martínez)

Descripción de la práctica

En primer lugar hemos cogido el material necesario para hacer la práctica:

-Vidrio de reloj

-Vasos de precipitados

-Cuentagotas 

-Hilo de cobre

-Lana

-Celo

-Cloruro de sodio (1 mol/L)

-Disolución de hidróxido sódico (0'1 mol/L)

-Fenolftaleína

-Vinagre

-Agitador

Cuando ya teníamos los materiales en la mesa del laboratorio hemos tenido que hacer un cálculo para saber cuántos gramos de cloruro de sodio de concentración 1 mol/L para 120 mL necesitábamos:

Sabiendo que harían falta 7'02 gramos, pesamos en la balanza el NaCl; para ello ponemos el vidrio de reloj en la balanza y le damos al botón de tara (para que así el peso que se mida sea solo el del cloruro de sodio y no el de este más el peso del vidrio de reloj).

A continuación disolvemos los 7'02 g. de NaCl en 120 mL de agua que previamente hemos echado en un vaso. Para disolverlo lo removemos con ayuda del agitador hasta que quede completamente disuelto. 

A continuación dividimos la disolución de cloruro de sodio en dos vasos pequeños de precipitado (60 mL en cada vaso).
Seguidamente añadiremos en ambos vasos, con ayuda del cuentagotas, dos gotas de fenolftaneína, que es un indicador ácido base que tiene color rosa en pH superiores a 8 y neutro en pH inferiores a 8. 

Teniendo ya esto y previamente habiendo preparado el montaje de la práctica, que consta de la unión de dos hilos de cobre con una pila, cada uno de ellos a un extremo y asegurados con celo. 
Se introducen los otros extremos a los vasos. 

Para unir ambos vasos entre sí lo haremos con un hilo de lana empapado en agua con sal. 

Pero como con este método no obtuvimos los resultados esperados tuvimos que utilizar un puente salino que preparó el profesor. 

Con esto obtendremos dos tipos de disoluciones: disolución A (ánodo) y la disolución B (cátodo).
Como la zona A no estaba de color rosa tuvimos que añadir una gota de disolución NaOH previamente preparado por el profesor. 
Nos quedan así estas dos reacciones: 
En el ánodo (zona A): 2 H₂O_(l)   +O_2(g) + 4H⁺_(aq) + 4e⁻ 
En el cátodo (zona B): 2 H₂O_(l) + 2e⁻  H_2(g) + 2OH^-_(aq)
En la zona A el pH irá disminuyendo, al generarse iones H+ y si lo hace lo suficiente, la fenolftaneína pasará de rosa a incoloro. Lo que hemos puesto es un reacciona es un chivato para que se vea la reacción. 
Por el contrario, en la zona B el efecto será el contrario y observaremos un viraje del incoloro al rosa, ya que lo que reacciona es el agua, porque le hemos dado energía en forma de electricidad. 
Cuando comienzan a reaccionar en ambos casos se aprecia un burbujeo, que corresponde a los gases desprendidos en la reacción. Aunque nosotros tuvimos que remover para que fuera un poco más rápido el burbujeo.

(Ángela Rincón Muñoz)

Conclusión

El problema que se nos presentó a lo largo del experimento,fue al final de este  al querer realizar el proceso de electrólisis utilizando el  cordón de lana.

Lo introducimos en la disolución anterior de para mojarlo, después cada extremo del cordón se metió en las disoluciones cada una en una distinta, metimos los cables conectados  a la pila en ambas disoluciones para comprobar que ocurriera el suceso de coloración de las disoluciones a un tono rosado.

Al ver que estas no cambian de color por tanto no funcionaba,quitamos el cordón de lana y utilizamos un puente salino que es un dispositivo de laboratorio utilizado para mantener la neutralidad eléctrica y consiste en ser un tubo de vidrio en forma de U lleno de un electrolito relativamente inerte. Con este instrumento pudimos apreciar la coloración rosada de las disoluciones.

En definitiva no pudimos cumplir el proceso de electrólisis utilizando como conductor eléctrico el cordón de lana, pero si pudimos utilizando el puente salino.

(Carmen Salcedo Mázmela)

Conclusión

Durante esta práctica hemos trabajado las reacciones químicas de precipitación, repasado los cálculos estequiométricos para no cometer errores de medida y trabajado con el material de laboratorio. Al cambiar del aula al laboratorio, no solo aprendemos a resolver la masa de un producto que se da haciendo reaccionar determinado volumen de reactivo, sino que lo ponemos en práctica, y esto ayuda a comprender mejor los conceptos y a aprender a trabajar con otros materiales diferentes a los de la clase.

Observando la sustancia obtenida con el agitador nos dimos cuenta de algo curioso, y es que lo que creíamos que era solo hidróxido de cobre se queda pegado a la punta, esto significa que la sustancia contiene agua.

El problema que tuvimos fue que no nos dio tiempo a que la disolución terminara de filtrarse para separar el precipitado, debido a que el embudo y el vaso de precipitados que utilizamos eran demasiado pequeños.

En cuanto a las dudas, todas las que nos surgieron nos fueron resueltas en el momento.


(Emma Núñez Martínez)

Descripción de la práctica

En esta práctica solo hemos podido trabajar Emma y yo, ya que nuestra compañera Carmen no ha podido estar.
En primer lugar hemos cogido el material necesario para hacer la práctica:

-Balanza
-Vidrio de reloj
-Vasos de precipitados
-Probetas graduadas
-Agitador
-Embudo
-Papel de filtro
-Disolución de hidróxido de sodio de concentración 1 mol/L (dada por el profesor)
-Sulfato de cobre (II) pentahidratado (CuSO₄ · 5H₂O)

Cuando ya teníamos los materiales en la mesa del laboratorio hemos tenido que hacer un cálculo para saber cuántos gramos de sulfato de cobre pentahidratado necesitamos para la disolución:

Sabiendo que harían falta 1'25 gramos, pesamos en la balanza el CuSO₄ · 5H₂O; para ello ponemos el vidrio de reloj en la balanza y le damos al botón de tara (para que así el peso que se mida sea solo el del sulfato de cobre pentahidratado y no el de este más el peso del vidrio de reloj).




A continuación disolvemos los 1'25 g. de CuSO₄ · 5H₂O en 25 mL de agua que tenemos en uno de los vasos de precipitados, para disolverlo lo removemos con ayuda del agitador hasta que quede completamente disuelto. 






Cuando ya tenemos esto pasamos a echarlo en la probeta y enrasamos hasta los 50 mL (sabiendo que está bien enrasado cuando se mira desde la misma altura del número y se ve un menisco o curva en el líquido).

(antes de echarlo a la probeta)

(una vez en la probeta vemos que no está en 50 mL)

(enrasamos echando agua)

Con esta práctica el objetivo que teníamos era preparar una disolución de una sal de concentración conocida, para a continuación pasar a realizar una reacción de precipitación.
Teniendo ya la disolución pasamos a realizar la reacción de precipitación.
Para ello añadimos en un vaso de precipitados la disolución preparada y sobre ella vertemos poco a poco 100 mL de hidróxido de sodio con concentración o'1 mol/L que teníamos en otro vaso de precipitados. 

Cuando se unen estos dos productos se sufre la siguiente reacción:

CuSO₄ (ac) + 2NaOH (ac) → Cu(OH)₂ (s) + Na₂SO₄ (ac)

Lo que sucedió cuando se mezcló fue que se formó un precipitado (sólido) de un azul más oscuro.

A continuación pasamos a filtrarlo, colocando el papel de filtro en el embudo que a su vez se coloca sobre un vaso de precipitados.

Cuando ya se ha filtrado todo obtenemos una sustancia que es el hidróxido de cobre y al pesarlo en la balanza con un vidrio de reloj sabemos que son 1´52 g.

(sustancia obtenida)

pero este peso no es el que deberíamos haber obtenido, ya que haciendo un cálculo estequiométrico nos sale que el peso del hidróxido de cobre ha de ser de 0'4875 g. 

(cálculo estequiométrico)

La razón de que obtengamos una sustancia con un peso mayor es porque no todo es hidróxido de cobre, hay 1'0325 g. de agua (resultado de la diferencia entre el peso que nos da al pesar la sustancia y el que sabemos que debemos obtener gracia al cálculo estequiométrico).
Para que esto no suceda deberíamos secar la sustancia que obtuvimos de la filtración, esto se puede hacer con ayuda de desecadores como el óxido de fósforo, el hidróxido de sodio o el hidróxido de potasio.

(Ángela Rincón Muñoz)

Introducción teórica

Conceptos de importancia para el desarrollo de la práctica:

Disoluciones

Una disolución es una mezcla homogénea formada por un disolvente y por uno o varios solutos, todos ellos sustancias puras. Está frecuentemente formada por un disolvente, medio en el que se disuelven los solutos, y uno o varios solutos. Los criterios para decidir cuál es el disolvente y cuáles los solutos son más o menos arbitrarios; no hay una razón científica para hacer tal distinción.

El disolvente es el componente que tiene el mismo estado de agregación que la disolución. Si todos tienen el mismo estado, el disolvente es el componente que interviene en mayor proporción de masa, aunque muchas veces se considera disolvente al que es más frecuentemente usado como tal. En el caso de dos metales disueltos mutuamente en estado sólido, se considera disolvente a aquél cuya estructura cristalina persiste en la solución; si ambos tienen la misma estructura, el disolvente será el metal que ocupa la mayoría de las posiciones en la estructura cristalina.

Los solutos son los otros componentes. 

Las disoluciones se caracterizan porque las proporciones relativas de solutos y disolvente se mantienen en cualquier cantidad que tomemos de la disolución; cuando el soluto se disuelve, pasa a formar parte de la disolución y el volumen final es diferente a la suma de los volúmenes del disolvente y el soluto; la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente se encuentran en proporciones variables entre ciertos límites; normalmente el disolvente se encuentra en mayor proporción que el soluto; las propiedades físicas de la disolución son diferentes a las del disolvente puro y dependen de su concentración; las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran y, como no se pueden separar por centrifugación o filtración, se obtienen a través de métodos de fraccionamiento, como la destilación o la cristalización.

Según el tamaño de las partículas de soluto en la disolución, distinguimos 3 tipos de mezclas:

·         Dispersiones: cuando el diámetro de las partículas de soluto excede de 0,1 μm.

·         Dispersoides: el tamaño está entre 0,001 μm y 0,1 μm.

·         Dispérsidos: el tamaño es menor a 0,001 μm. Se clasifican en:

• Con condensación molecular: la partícula dispersa está formada por una condensación de moléculas.
• Moleculares: cada partícula es una molécula.
• Iónicas: la partícula dispersa es un ion.
• Atómicas: cada partícula dispersa es un átomo.

Según su estado de agregación pueden ser:

·         De tipo coloidal: Son soluciones en donde reaccionan dos compuestos de dos estados distintos:

Sólidas:

-  Sólido en sólido: cuando tanto el soluto como el solvente se encuentran en estado sólido.

-Gas en sólido

-Líquido en sólido: cuando una sustancia líquida se disuelve junto con un sólido.

Líquidas

-Sólido en líquido

-Gas en líquido

-Líquido en líquido

Gaseosas

-Gas en gas

-Sólido en gas

-Líquido en gas

Según su concentración diferenciamos

·         Disoluciones empíricas o cualitativas, esta clasificación no toma en cuenta la cantidad numérica de soluto y disolvente presentes, y dependiendo de la proporción entre ellos se clasifican de la siguiente manera:

• Disolución diluida: la cantidad de soluto que interviene está en mínima proporción en un volumen determinado.
• Disolución concentrada: tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado.
• Disolución insaturada: no tiene la cantidad máxima posible de soluto para una temperatura y presión dadas.
• Disolución saturada: tienen la mayor cantidad posible de soluto para una temperatura y presión dadas. Existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente.
• Disolución sobresaturada: contiene más soluto del que puede existir en equilibrio a una temperatura y presión dadas. Son sistemas inestables, con cualquier perturbación el soluto en exceso precipita y la solución queda saturada; esto se debe a que se mezclaron.

·         Disoluciones valoradas cuantitativamente toman en cuenta las cantidades numéricas exactas de soluto y solvente que se utilizan en una disolución. Tipos:

·         Porcentual

·         Molar

·         Molal

·         Normal

Concentración

La concentración de una disolución es la proporción que hey entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. A menor proporción de disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción, más concentrada está. 

La concentración de una disolución es la proporción  que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada está. 

Reacción Química

Una reacción química es todo proceso termodinámico en el cual uno o más reactivos por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactivos pueden ser elementos o compuestos.

Los factores que afectan a la velocidad de una reacción son La propia naturaleza de la reacción; su concentración (a mayor concentración, más velocidad); la presión (a mayor presión, más velocidad); la temperatura (a mayor temperatura, más velocidad); la presencia de catalizadores que pueden aumentar o disminuir la velocidad; y la superficie de contacto (a mayor superficie de contacto, más velocidad.

Reacción de precipitación

La reacción de precipitación es el proceso por el cual un sólido se produce en la disolución, este sólido será el precipitado. Dicha reacción puede ocurrir cuando una sustancia insoluble se forma en la disolución debido a una reacción química o a que la disolución ha sido sobresaturada por algún compuesto y el soluto en exceso ha formado el precipitado.

En la mayoría de los casos, el precipitado baja al fondo de la disolución, aunque esto depende de la densidad del precipitado: si el precipitado es más denso que el resto de la disolución, cae; si es menos denso, flota; y si tiene una densidad similar, se queda en suspensión.

El efecto de la precipitación es muy útil en muchas aplicaciones en las que una reacción química produce sólidos que después puedan ser recogidos por métodos como la filtración.

Filtración

La filtración es el proceso unitario de separación de sólidos en suspensión en un líquido mediante un medio poroso, que retiene los sólidos y permite que pase del líquido.  La variedad de filtros es tan extensa como las variedades de materiales porosos disponibles como medios filtrantes y las condiciones particulares de cada aplicación.

Bibliografía

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n#Por_su_estado_de_agregaci.C3.B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica#Factores_que_afectan_la_velocidad_de_reacci.C3.B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Precipitado



(Emma Núñez Martínez)

Conclusión

En el experimento se ha confirmado que las disoluciones más ácidas, como HCl y Cu SO4 ocupan en la escala del pH un valor del 0-4; las disoluciones neutras ocupan en la escala de pH un valor de 5, como el NaCl y finalmente, las disoluciones más básicas como el NaHCO3 y el hidróxido de sodio abarcan unos valores de pH a partir del 5(sin incluirlo).

El fallo que tuvimos a lo largo del experimento es el de haber echado mayor cantidad de caldo de lombarda en la disolución de HCl cuando se debía echar hidróxido de sodio.

Otro error fue que casi tiramos los tubos de ensayo con las muestras de las disoluciones, tras haberlas mezclado con el caldo de lombarda.

En cuanto a las dudas: todas nos fueron respondidas a lo largo de la práctica, ya que aquellas que nos surgieron eran posibles de solucionar en el momento.

(Carmen Salcedo Mázmela)