1. Universidad Metropolitana de las Ciencias de la Educación
Facultad de Ciencias Básicas
Departamento de Química
“Observación y desarrollo de una Electrólisis”
Alumnos: Aros Pérez, Fabián
Lillo Guzmán, Catiuska
Molina Jil, Jorge
Rivera Hernández, Felipe
Profesores: Dr. Alberto Miranda
Sr. Rodolfo Peña
Asignatura: Laboratorio de Química General
Martes 04 de Diciembre de 2012

2. Introducción
Trabajaremos en el área de la Electroquímica, ciencia derivada de la química que se
especializa en reacciones donde hay interacción de cargas o electricidad. Podemos
encontrar dos especies de celdas:
Las Celdas Galvánicas o Voltaicas: Son aquellas que producen electricidad en base
a reacciones de óxido-reducción simultáneas, de éstas el ejemplo más claro es la
pila.
Las Celdas Electrolíticas: Son aquellas que requieren el uso de electricidad para
producir una reacción.
En las celdas voltaicas encontramos reacciones espontáneas de óxido-reducción,
aunque también es posible usar la energía eléctrica para conseguir reacciones red-ox. Por
ejemplo para descomponer cloruro de sodio en los elementos que lo componen:
Los procesos de este tipo son impulsados por una fuente externa de energía
eléctrica, se llaman reacciones de electrólisis y se llevan a cabo en celdas electrolíticas,
actuando en reacciones no espontáneas.
En este laboratorio trabajaremos diversas disoluciones, donde serán electrolizadas
y se observaran sus productos liberados, con una barra de grafito conductora que estará
“inmersa” en la disolución y conectada a los terminales de una batería.
Para visualizar con mayor claridad el proceso de electrólisis, utilizaremos también
indicadores diferentes, como fenolftaleína en la primera disolución por ejemplo.
01

3. Marco Teórico
La electrólisis es un proceso electroquímico en el cual una reacción red-ox es
provocada por una fuerza electromotriz (FEM) externa. La celda electroquímica utilizada
en este caso corresponde a una celda electrolítica.
En este tipo de celdas el polo negativo (cátodo) es por donde llegan los electrones
a la solución, produciéndose el proceso de reducción (reacción catódica). El polo positivo
(ánodo) es por donde los electrones abandonan la solución, produciéndose el proceso de
oxidación (reacción anódica). Al producir electrólisis de soluciones acuosas, el agua
presente experimenta los siguientes procesos:
a) Cátodo: reducción del agua
b) Ánodo: oxidación del agua
La electrólisis de sales disueltas en agua compite contra el agua, pudiendo oxidar o
reducir de los iones del soluto como los del agua, dependiendo del potencial de oxidación
o reducción (E0), según sea el caso correspondiente.
Para examinar los posibles productos de la electrólisis se debe tener en cuenta las
posibles reacciones anódicas y catódicas del sistema a analizar, incluyendo al agua. La
reacción que se produce primero en el cátodo será aquella que tiene el potencial más
positivo estando la reacción escrita en el sentido de la oxidación.
02

4. Proceso Experimental
Requerimientos:
Materiales Reactivos (cb = 1.0molL-1)
1 Vaso de precipitado de 250mL Solución de Cloruro de Sodio
Cápsula de Petri Solución de Cloruro Cúprico
2 Barras de grafito Solución de Sulfato Ferroso
Batería de 12V Solución de KI
Cable de Conexiones Solución de KBr
Tabla de potenciales normales Solución de Nitrato Férrico
Solución de Fenolftaleína
Solución de Rojo de Metilo
Solución de Almidón
Solución de Azul de Metileno
Solución de Tiocianato de Potasio
Solución de Ferricianuro de Potasio
Paso a Paso:
En todos los casos la celda electrolítica corresponde a un vaso de contiene la solución a
electrolizar y dos barras de grafito que se introducen en la solución y los que se
encuentran conectados con los terminales de una batería. Después de realizada cada
electrólisis, se debe tener la precaución de limpiar bien las barras de grafito.
Realice la electrólisis de las siguientes soluciones y determine que sucede en cada una de
ellas.
Soluciones con indicadores:
1) NaCl con gotas de fenolftaleína
2) NaCl con gotas de rojo de metilo
3) KI con gotas de almidón o fenolftaleína
4) CuCl2
5) KBr con gotas de Azul de metilo
6) Fe+2 con gotas de Tiocianato de potasio
7) Fe +3 con dotas de Ferricianuro de potasio
03

5. Resultados
Para explicar cada uno de los resultados, serán separados en 7 casos, donde se
hará una especificación de lo ocurrido, la E0 del agua solo se escribirá una vez en el primer
caso, puesto que es invariante para todos los casos:
1. Caso 1:
Solución de NaCl (ac) y Fenolftaleína (ac):
Se mezcla fenolftaleína (la Fenolftaleína indica pH alcalino [pH > 7]
cambiando a un tono rosáceo) volviéndose rosada y por lo que se deduce que se
liberó ion OH- (pH cada vez más alcalino), diciendo que el agua es quien se está
reduciendo.
2. Caso 2:
Solución de NaCl (ac) y Rojo de Metilo (ac):
En este caso, al igual que el anterior, se disocian el agua y la sal, pero solo
se reduce el agua, por lo que el rojo de metilo tiende a enrojecer o rosarse,
indicando liberación de iones hidroxilos.
3. Caso 3:
Solución acuosa de KI y Almidón:
En este caso, se redujo el KI, comprobándose por la tintura que obtuvo el
almidón disuelto previamente en la mezcla, el almidón absorbe yodo, tornándose
café, en esta reacción el Yodo representaría al electrón.
04

6. 4. Caso 4:
Disolución acuosa de CuCl2:
En este caso hay oxidación, ya que se hay electrones en los productos,
además empíricamente se observo una cuprificación del ánodo, además de que el
agua comenzó teñirse verdosa, lo que significa gas cloro (color verde) disuelto en
ella.
5. Caso 5:
Disolución acuosa de KBr y azul de metileno:
Se observa un color verdoso en el agua, esto ocurre porque el bromo disuelto
presenta una tonalidad amarillenta pálida, lo que implica que al mezclarse con azul
se torne verde, mientras el potasio permanece diluido de manera incolora.
6. Caso 6:
Disolución acuosa de Fe+2 y Tiocianato de Potasio (KSCN):
El Hierro 2+ (Fe+2) es altamente nocivo para la vida acuática, ya que según
observamos al aplicar electricidad forma un capa metálica por sobre el agua y
libera hidrógeno, gracias al exceso de hierro el agua tiende a tornarse azul.
7. Caso 7:
Disolución acuosa de Fe+3 y Ferricianuro de Potasio (K3Fe (CN)6):
Se va tornando rojo sangre y va oscureciendo de a poco, forma una pequeña capa
alrededor del ánodo, y va espesando en el vaso de precipitado, lo que nos hace
suponer que gracias a la electrólisis se disocia en Fe+2 y éste luego forma hidróxido
de Hierro, lo que formo la leve capa viscosa sobre la superficie del líquido.
05

7. Discusión y Conclusión
Discusión:
El trabajo fue fácil de realizar, no era muy complejo y solo basta con explicar el
´porqué ocurren los procesos observados y que es lo que se obtiene de ellos.
Al momento de realizar las ecuaciones químicas, los potenciales de reducción
fueron bastante útiles, ya que, facilitaron el entendimiento de la disociación.
Los posibles errores y críticas solo pueden realzarse al momento de realizar el
experimento, ya que eran netamente cualitativos los resultados. Con respecto a errores
puede entrar el uso excesivo de reactivos, o, el desperdicio de éstos.
Conclusión:
Fue bastante gratificante el laboratorio pasado, se cumplió el objetivo principal
que era entender aunque sea lo mínimo de la materia.
Como grupo esperamos que esta situación pueda ser reiterada, ya que, presta un
gran apoyo a la enseñanza de la química de una manera entretenida y fuera de lo común.
Gracias a la electrólisis Dalton pudo demostrar que el agua no era un elemento,
sino que un compuesto, creemos que el campo de la electroquímica puede ampliarse aún
más, esto es solo una pequeña pieza de lo que podemos aprender.
06

8. Bibliografía
Netgrafía:
1. http://www.fq.profes.net/propuestas3.asp?id_contenido=37553&ciclo=4206&cat=B
achillerato&nombre_id=Experiencias%20de%20electroqu%EDmica
2. http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/qg/Com%207-
%20Electroquimica%20Pilas%20y%20celdas.pdf
3. http://ssfe.itorizaba.edu.mx/securetec/webext/secure/hoja/PROD%20QUIM%20MT
Y%20COMPLETO/MSDS%20FERRICIANURO%20DE%20POTASIO%20PQMTY.
pdf
4. http://fagalab.com/Hojas%20de%20Seguridad/TIOCIANATO%20DE%20POTASIO
.pdf
5. http://oustilowsti.blogspot.com/2009/08/fenoftaleina.html
6. http://www.uprm.edu/biology/profs/massol/manual/p2-redox.pdf
7. http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/Tema_14.pdf
8. http://bachiller.sabuco.com/fq/quimica/redox.pdf
9. http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Especial:Libro&bookcmd=download&colle
ction_id=f6513936b02b3886&writer=rl&return_to=Anexo%3ATabla+de+potenciale
s+de+reducci%C3%B3n
10. http://quimicafacilrumi.blogspot.es/img/lectura2.pdf
11. http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosPDF/05Redox.pdf
12. http://dc433.4shared.com/doc/ssqgk1Td/preview.html
13. http://www.auxilab.es/documentos/folletos/mquimica.pdf
Bibliografía:
1. Guía de laboratorios desde el Numero 3 al Numero 6.
2. Cuaderno de Química general, Profesor Juan Vargas
3. Cuadernos de química general y laboratorios
07