Práctica 8

Práctica 8

Electrolisis de una disolución de yoduro de potasio. Pila electrolítica.

              En esta práctica de laboratorio hemos realizado una experiencia sobre la electrolisis. Lo que es en realidad una reacción redox no espontánea. Para este experimento concreto utilizaremos una disolución  0,5M de KI. Esta disolución se introduce en dos cubas electrolíticas y se hace pasar corriente eléctrica continua  a través de la disolución. Esto provocará que se produzcan las reacciones de reducción y oxidación en los electrodos.

Este proceso se realizará con dos duraciones diferentes, para ver cómo influye que la carga eléctrica circule por la cuba electrolítica durante más o menos tiempo.

Una vez realizadas las reacciones se procede a recoger las nuevas disoluciones obtenidas. Con estas disoluciones obtenidas realizaremos unas determinadas valoraciones para calcular lo que se ha producido durante la reacción de electrolisis.

Proceso experimental

           Para la realización de esta experiencia lo primero que debemos hacer es prepara la cuba electrolítica. Para ello debemos unir dos cubos abiertos en la parte superior y con un orificio en uno de sus laterales. Debemos unir estos dos cubos, con una membrana semipermeable entre ellos que se sitúe entre los dos orificios laterales, esto permitirá el paso de los electrones a través de la membrana pero no de las disoluciones. Como la unión tiene que ser permanente y hay que evitar que goteen se puede utilizar, por ejemplo, celo.

           Una vez dispones de la cuba, añadimos a cada cubito 15mL de disolución KI 0,5M. Una vez hecho esto solo tenemos que hacer pasar la corriente a través de las disoluciones. Para ello conectamos dos barras de grafito a una fuente de corriente continua e introducimos estas barras, que serán los electrodos, en los cubos. Se deja pasar la corriente durante 5 minutos. Se retiran las disoluciones y cada una se vierte en un tubo de ensayo. Posteriormente realizamos el proceso, pero esta vez durante un tiempo de 10 minutos.

             En este momento deberíamos poseer cuatro tubos de ensayo, dos tranparentes, en los que se ha producido la semireacción de reducción, que da lugar a OH^-, y en los otros dos tubos de un color marrón o amarillento, se ha producido la semireacción de oxidación, dando lugar a I₂.

            Después de esto procederíamos a realizar las valoraciones de los productos obtenidos en cada una de las semireacciones. Para las disoluciones obtenidas en el proceso de reducción se realizara una valoración ácido-base, mientras que para las disoluciones obtenidas en el proceso de oxidación se realizara una valoración redox.

                   Para la valoración ácido-base realizaremos cuatro valoraciones. Dos con los resultados de las reacciones de 5 minutos, y dos con los resultados de las reacciones de 10 minutos. Las cuatro valoraciones se realizaran de la misma forma. Pipeteamos 6mL de disolución de NaOH, la obtenida en el proceso de reducción, y los vertemos en un matraz erlenmeyer, añadimos una o dos gotas de fenolftaleína y observamos el color. Llenamos la bureta con HCl 0,05M, la cual deberíamos haber comprobado que no gotee y que esté vacía, y la enrasamos a 0. Una vez hecho estos situamos el matraz bajo la bureta y abrimos esta ligeramente, permitiendo que gotee. Mientras las gotas de HCl caen en el matraz agitamos este, y cuando la disolución cambie de color  cerramos la bureta. Anotamos el volumen de Hcl obtenido y repetimos el proceso para las otras tres valoraciones.

            Para la valoración redox se realiza un procedimiento similar. También se  realizan 4 valoraciones, 2 para los resultados de la reacción de 5 minutos, y otras 2 para los resultados de la reacción de 10 minutos. Para realizar la valoración de añaden 6mL de la disolución de yodo en un matraz erlenmeyer. Se limpia la bureta y se llena con Na₂S₂O₃ 0,05M, y se enrasa a 0. En este caso no se añade ningún elemento indicador, puesto que el I₂ ya nos proporciona el color, y este nos servirá de indicador. Se abre ligeramente la bureta y se añaden gotas lentamente al matraz mientras éste es agitado. En cuanto la disolución cambia de color se cierra la bureta y se anota el volumen añadido de Na₂S₂O₃. Se repite el  proceso para las otras 3  valoraciones.

Una vez realizado todos estos pasos, habríamos terminado la experiencia.

Fundamento Teórico

         Dentro de las reacciones redox, podemos encontrar las que se producen de manera espontánea, que sería la típica reacción que se produce en una pila galvánica no recargable; y las reacciones no espontáneas. Nos centraremos en estas últimas. Aunque las reacciones no se produzcan de manera espontanea, si se puede provocar que se produzcan haciendo circular una carga eléctrica por los reactivos, de manera simplificada, se podría considerar la reacción opuesta a las redox espontaneas. A estas reacciones no espontaneas se las conoce como electrolisis.

               Para realizar la electrolisis los procesos se deberán llevar a cabo en una cuba electrolítica, que consta de dos cubetas unidas por un orificio taponado por una membrana semipermeable que permite la circulación de cargas eléctricas, dos electrodos y una fuente de corriente continua.

             En los procesos electrolíticos las reacciones se llevan a cabo en los electrodos. En el ánodo, electrodo positivo, se produce la reacción de oxidación; y en el cátodo, electrodo negativo, se produce la reacción de reducción. En una electrolisis podría haber varias especies en disolución que reaccionasen, y su orden de reacción dependería de los potenciales de reducción-oxidación. Para nuestro caso solo tenemos una especie.

En nuestra experiencia utilizamos una disolución de KI, cuya electrolisis se puede representar por las siguientes ecuaciones:

Oxidaciónà 2 I^-_(ac)  à I_2(s) + 2 e^-

Reducciónà 2 H₂O + 2 e^- à H_2(g) + 2 OH^-_(ac)

Reacción globalà 2 I^-_(ac) + 2 H₂O  à  I_2(s) + H_2(g) + 2 OH^-_(ac)

           La cantidad de producto que se forma en los electrodos es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que circula por las disoluciones. Por tanto a mayor intensidad de la corriente eléctrica, más productos se formarán, puesto que carga es igual a intensidad por tiempo. La cantidad obtenida también depende de la estequiometria de la reacción, puesto que en nuestro caso, por cada dos moles que tenemos de I^-, obtenemos unos de I₂. Esta estequiometria se relaciona también con la intensidad eléctrica, puesto que por cada mol de electrones que circula se transforma un mol de reactivos (1mol electrones = 96500 C).

Una vez se han producido las reacciones pasamos a realizar las valoraciones. Para las valoraciones, llamaremos analito  a la disolución de la que desconocemos su concentración, y valorante a la que si conocemos su concentración.

           Para la valoración ácido-base, hay que calcular el contenido de OH^- que hay en la disolución. Para ello se utiliza un indicador de pH. Este es una especie cuyo color cambia en función del pH del  entorno en el que se encuentra. En esta valoración será conveniente añadir un indicador de pH que tenga su punto de viraje en torno a un pH neutro, igual a 7; puesto que tratamos de averiguar la cantidad de OH- formados partiendo de una disolución de pH neutro. Como tenemos que hacer que el pH disminuya hasta 7, debemos añadir un ácido fuerte, como el HCl, que no se hidrolice para hacer más fáciles los cálculos, hasta que se produzca el cambio de color de la disolución. Esto nos indicara que se han añadido los suficientes iones hidronio para neutralizar el exceso de iones hidroxilo.

        Para la valoración redox se trata de hallar la concentración de una disolución oxidante haciéndola reaccionar con una disolución reductora, o viceversa. Es decir se realiza un proceso redox espontanea para hallarlo. Para este caso no es necesario añadir ningún indicador porque la disolución analito que poseemos  tiene un determinado color que nos sirve de indicador. En nuestro caso utilizaremos Na₂S₂O₃, como valorante. Lo añadiremos hasta que se produzca un cambio de color en la disolución, lo que significaría que deja de haber presencia de I_2(s) que es el agente que proporciona el color a la disolución.

Conclusiones de la experiencia

           En la realización de esta práctica hemos podido comprobar cómo al hacer pasar una corriente eléctrica por una disolución tiene lugar una reacción, que de forma natural nunca se hubiera realizado, por tanto nos ha permitido comprobar empíricamente la realidad de los argumentos teóricos estudiados. También hemos podido realizar dos tipos de valoración, aunque distintas, con un procedimiento muy similar.

            Tras la comprobación de los procesos de hidrólisis, y sumando los conocimientos adquiridos en la sesión de laboratorio en que construimos una pila galvánica; podemos entender de forma práctica el funcionamiento de pilas y baterías. Sobre todo, ya que nos centramos en esta sesión sobre la hidrólisis, entendemos el funcionamiento de las baterías. En las que primero se produce una reacción redox, y tras agotarse los reactivos, si se hace pasar una corriente eléctrica por los productos, se consigue la hidrolización de éstos, provocando que la pila se recargue, puesto que tras la hidrólisis volvemos a contar con los reactivos iniciales que funcionan como pila.