Pila Electrolítica
1. Introducción
Una pila
electrolítica es un sistema electroquímico en el que una reacción redox no
espontánea ocurre gracias al suministro de energía eléctrica proveniente de una
fuente externa. A diferencia de las pilas galvánicas, donde la reacción química
genera corriente, en una pila electrolítica la corriente eléctrica obliga a que
ocurra la reacción química.
En esta práctica se
estudiará el funcionamiento de una pila electrolítica mediante la electrólisis
de una solución de sulfato cúprico y, de manera complementaria, una solución de
cloruro de sodio. A través de la observación de cambios en los electrodos y en
la solución, se analizarán los procesos de oxidación y reducción, la migración
de iones y la relación entre electricidad y transformación química.
2. Objetivo
general
Evaluar
experimentalmente el funcionamiento de una pila electrolítica mediante la
electrólisis de soluciones acuosas, identificando las reacciones que ocurren en
los electrodos.
3. Objetivos específicos
- Identificar las
características de una pila electrolítica.
- Diferenciar una celda electrolítica de
una celda galvánica.
- Observar experimentalmente procesos de
oxidación y reducción inducidos por corriente eléctrica.
- Reconocer el cátodo y el ánodo en una
pila electrolítica.
- Analizar los cambios visibles ocurridos
durante la electrólisis.
- Relacionar el experimento con los
conceptos de transporte iónico y reacciones redox.
4. Fundamento
teórico
4.1 Pila
electrolítica
Una pila
electrolítica es un dispositivo en el que se utiliza energía eléctrica para
forzar una reacción redox no espontánea. Para que el proceso ocurra, es
necesario conectar dos electrodos a una fuente de corriente continua.
En este sistema:
- En el cátodo ocurre la reducción
- En el ánodo ocurre la oxidación
Aunque esto también
ocurre en una pila galvánica, en la pila electrolítica el proceso requiere una
fuente externa de energía.
4.2 Componentes de una pila electrolítica
Una pila electrolítica está formada por:
- Una fuente de
corriente continua
- Dos electrodos
- Un electrolito, que es la sustancia que
contiene iones móviles
- Conductores
para cerrar el circuito
Cuando se aplica corriente:
- Los cationes migran hacia el cátodo,
donde se reducen
- Los aniones migran hacia el ánodo,
donde se oxidan
4.3 Electrólisis
del sulfato cúprico
El sulfato cúprico
pentahidratado disuelto en agua produce iones:
Durante la
electrólisis, si se emplean electrodos inertes, en el cátodo puede ocurrir la
reducción del ion cobre (II):
Esto provoca la
deposición de cobre metálico sobre el electrodo.
En el ánodo,
dependiendo del material del electrodo y de las condiciones del sistema, puede
ocurrir la oxidación del agua:
4.4 Electrólisis
de cloruro de sodio
Cuando se
electroliza una solución de cloruro de sodio, el comportamiento depende de la
concentración y de los electrodos. De forma simplificada:
En el cátodo puede
reducirse el agua:
En el ánodo puede
oxidarse el cloruro o el agua. En soluciones diluidas suele competir
fuertemente la oxidación del agua; en soluciones más concentradas puede
formarse cloro.
Esta práctica tiene
un enfoque demostrativo y comparativo, por lo que se observarán principalmente
cambios visibles como formación de burbujas, variaciones de color y depósitos
metálicos.
4.5 Importancia
de la electrólisis
La electrólisis
tiene numerosas aplicaciones en química e industria, entre ellas:
- Obtención y
purificación de metales
- Galvanoplastia
o electrodeposición
- Producción de
sustancias químicas
- Estudio de
reacciones redox
- Enseñanza de procesos electroquímicos
en laboratorio
En el laboratorio
educativo, las pilas electrolíticas permiten visualizar con claridad la
relación entre corriente eléctrica, movimiento iónico y transformación química.
5. Materiales y reactivos
Materiales
- Vasos de
precipitados
- Tubos de ensayo
- Gradilla
- Probeta
- Pipetas o
goteros
- Varilla de
agitación
- Cables con
pinzas caimán
- Fuente de corriente continua (batería
de 9 V, fuente DC o varias pilas en serie)
- Dos electrodos
inertes (preferiblemente grafito)
- Soporte para
sostener electrodos
- Espátula
- Cronómetro
Reactivos
|
Sustancia |
Uso |
|
Sulfato cúprico pentahidratado |
Electrolito para observar
depósito de cobre |
|
Cloruro de sodio |
Electrolito para comparación |
|
Agua destilada |
Preparación de soluciones |
|
Azul de bromotimol |
Indicador ácido-base |
|
Fenolftaleína |
Indicador ácido-base |
|
Ácido clorhídrico diluido |
Ajuste o comparación de medio |
|
Hidróxido de sodio diluido |
Ajuste o comparación de medio |
6. Procedimiento
experimental
Parte A:
Preparación de la solución de sulfato cúprico
- Rotule un vaso de precipitados como Sistema
A.
- Prepare aproximadamente 50 mL de una
solución de sulfato cúprico, disolviendo una pequeña cantidad de sulfato
cúprico pentahidratado en agua destilada hasta obtener una coloración azul
visible.
- Agite hasta
disolver completamente.
- Introduzca los dos electrodos inertes
en la solución, procurando que no se toquen.
Parte B:
Electrólisis del sulfato cúprico
- Conecte los electrodos a la fuente de
corriente continua.
- Identifique:
- Electrodo
conectado al polo negativo: cátodo
- Electrodo
conectado al polo positivo: ánodo
- Encienda la fuente durante 3 a 5
minutos.
- Observe
cuidadosamente:
- Cambios en el color de la solución
- Formación de depósito sobre alguno de
los electrodos
- Presencia de
burbujas
- Registre sus
observaciones.
- Apague la fuente y retire los
electrodos.
Parte C:
Electrólisis de solución de cloruro de sodio
- Rotule otro vaso de precipitados como Sistema
B.
- Prepare 50 mL de solución de cloruro de
sodio en agua.
- Añada 2 gotas
de fenolftaleína o 2 gotas de azul de bromotimol.
- Introduzca los electrodos sin que se
toquen.
- Conecte la fuente de corriente y
mantenga la electrólisis durante 3 a 5 minutos.
- Observe:
- Formación de
burbujas
- Cambios de color en la zona cercana a
los electrodos
- Posibles diferencias entre ánodo y
cátodo
- Registre todas
las observaciones.
Parte D: Comparación e interpretación
- Compare los resultados obtenidos en
ambos sistemas.
- Determine en cuál sistema se evidenció:
- Depósito
metálico
- Formación de
gas
- Cambios de pH
cerca de los electrodos
- Escriba las posibles semirreacciones
ocurridas en cada electrodo.
7. Registro de datos
|
Experimento |
Sistema |
Observación en
cátodo |
Observación en
ánodo |
Cambios en la
solución |
Interpretación |
|
A |
Sulfato cúprico |
||||
|
B |
Cloruro de sodio |
Datos adicionales
- Tiempo de
electrólisis: __________
- Fuente de
corriente utilizada: __________
- Tipo de
electrodos: __________
8. Resultados y
análisis
El estudiante debe
analizar:
- ¿Qué evidencias experimentales indican
que ocurrió una reacción redox?
- ¿En cuál electrodo ocurrió la reducción
y en cuál la oxidación?
- ¿Qué sistema mostró depósito metálico?
- ¿Por qué la electrólisis requiere una
fuente externa de energía?
- ¿Qué diferencias se observaron entre la
electrólisis del sulfato cúprico y la del cloruro de sodio?
- ¿Qué función cumple el electrolito en
una pila electrolítica?
9. Conclusiones
- Una pila electrolítica requiere energía
eléctrica externa para que ocurra una reacción no espontánea.
- En el cátodo ocurre la reducción y en
el ánodo la oxidación.
- La solución electrolítica permite el
movimiento de iones y el cierre del circuito.
- En la electrólisis del sulfato cúprico
puede observarse la deposición de cobre metálico.
- La electrólisis permite evidenciar
experimentalmente la relación entre electricidad y transformación química.
10. Cuestionario
- ¿Qué es una pila electrolítica?
- ¿En qué se diferencia una pila
electrolítica de una pila galvánica?
- ¿Qué ocurre en el cátodo?
- ¿Qué ocurre en el ánodo?
- ¿Cuál fue la evidencia de reducción en
la solución de sulfato cúprico?
- ¿Por qué los iones son importantes en
este experimento?
- ¿Qué función desempeña la fuente de
corriente?
- Escriba una semirreacción de reducción
observada o propuesta en esta práctica.
- Escriba una semirreacción de oxidación
observada o propuesta en esta práctica.
- Mencione una aplicación industrial de
la electrólisis.
11. Normas de seguridad
- Uso obligatorio de bata, guantes y
gafas de seguridad.
- Manipular con precaución el ácido
clorhídrico y el hidróxido de sodio.
- Evitar el contacto directo con sulfato
cúprico, ya que puede ser irritante.
- No tocar los electrodos mientras la
fuente esté conectada.
- No pipetear con la boca.
- Mantener el área de trabajo seca al
manipular equipos eléctricos.
- Desechar correctamente las soluciones
usadas, especialmente las que contengan cobre.
- En caso de derrame, limpiar
inmediatamente siguiendo las indicaciones del docente.
12. Referencias
Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P.
M., & Stoltzfus, M. W. (2018). Química: La ciencia
central (13.ª ed.). Pearson.
Chang, R., &
Goldsby, K. A. (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill Education.
Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C.
(2017). Química general: Principios y aplicaciones
modernas (11.ª ed.). Pearson.
Zumdahl, S. S.,
& Zumdahl, S. A. (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage Learning.
