PRÁCTICA DE LABORATORIO: Pila Electrolítica

 

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

1. Rotule un vaso de precipitados como Sistema A.
2. 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.
3. Agite hasta disolver completamente.
4. Introduzca los dos electrodos inertes en la solución, procurando que no se toquen.

 

Parte B: Electrólisis del sulfato cúprico

1. Conecte los electrodos a la fuente de corriente continua.
2. Identifique:
• Electrodo conectado al polo negativo: cátodo
• Electrodo conectado al polo positivo: ánodo
3. Encienda la fuente durante 3 a 5 minutos.
4. Observe cuidadosamente:
• Cambios en el color de la solución
• Formación de depósito sobre alguno de los electrodos
• Presencia de burbujas
5. Registre sus observaciones.
6. Apague la fuente y retire los electrodos.

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Parte C: Electrólisis de solución de cloruro de sodio

1. Rotule otro vaso de precipitados como Sistema B.
2. Prepare 50 mL de solución de cloruro de sodio en agua.
3. Añada 2 gotas de fenolftaleína o 2 gotas de azul de bromotimol.
4. Introduzca los electrodos sin que se toquen.
5. Conecte la fuente de corriente y mantenga la electrólisis durante 3 a 5 minutos.
6. Observe:
• Formación de burbujas
• Cambios de color en la zona cercana a los electrodos
• Posibles diferencias entre ánodo y cátodo
7. Registre todas las observaciones.

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Parte D: Comparación e interpretación

1. Compare los resultados obtenidos en ambos sistemas.
2. Determine en cuál sistema se evidenció:
• Depósito metálico
• Formación de gas
• Cambios de pH cerca de los electrodos
3. 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

1. ¿Qué es una pila electrolítica?
2. ¿En qué se diferencia una pila electrolítica de una pila galvánica?
3. ¿Qué ocurre en el cátodo?
4. ¿Qué ocurre en el ánodo?
5. ¿Cuál fue la evidencia de reducción en la solución de sulfato cúprico?
6. ¿Por qué los iones son importantes en este experimento?
7. ¿Qué función desempeña la fuente de corriente?
8. Escriba una semirreacción de reducción observada o propuesta en esta práctica.
9. Escriba una semirreacción de oxidación observada o propuesta en esta práctica.
10. 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.