La pila-limón

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Hoy tengo una propuesta para los más pequeños de la casa y no tan pequeños… Habitualmente en este blog se proponen experimentos que a menudo no están al alcance de todo el mundo, hoy propongo que aprendamos algo sobre pilas con elementos de andar por casa.

NECESITAMOS:DSC04263

  • Un trozo de cobre, el típico trozo de tubo de fontanería nos valdrá.
  • Un trozo de hierro
  • Un limón
  • Un multímetro(para medir el voltaje)

Vamos a pasar a la teoría, el cobre es un metal oxidante ya que tiene mucha tendencia a captar electrones y por tanto a reducir-se. Por otro lado el hierro(con suerte nos lo venderán galvanizado con zinc) es un metal que tiene mucha tendencia a dar electrones, es decir a oxidarse.

Cuando tenemos un metal oxidante como el cobre y otro reductor como el hierro y los ponemos en contacto en un medio que sea capaz de transmitir la corriente eléctrica(ácido cítrico del limón) lo que tenemos son electrones que fluyen de un trozo de metal hacia el otro y eso es ni más ni menos que la corriente eléctrica que estamos cuantificando en forma de voltaje. Esos volts que son medidos con el multímetro son los que nos indican que tenemos una diferencia de potencial entre el cobre y el zinc(yo no he utilizado hierro).

Igualmente se puede emplear tanto zinc como hierro ambos son metales reductores, e incluso quizás también valga el aluminio(no estoy seguro dado que normalmente viene recubierto de una capa de alumina Al2O3.

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Vista del multímetro que indica una diferencia de potencial de 1.01Volts

DATOS ADICIONALES:

Igualmente se pueden emplear otros metales combinando un oxidante con un reductor, para ello podéis consultar una tabla de potenciales de reducción como esta.

Tabla potenciales de reducción

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Estudio de una electrólisis

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Un experimento de andar por casa, la electrólisis de una disolución de sal de mesa llevado a análisis…

OBJETIVO: Realizar una electrólisis de de un electrolito(disolución de sal de mesa)

MATERIAL:

    • Tubo en forma de V
    • Electrodos metálicos (carbón grafito sirve)
    • Fuente de alimentación o batería
    • Cables para realizar las conexiones
    • Disolución salmuera (disolución saturada de sal de mesa)

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Detalle del montaje para realizar la electrólisis empleando un codo de PVC en forma de V donde se realiza la electrólisis.

Al utilizar un tubo en forma de V logramos poner algo más de dificultad a la dispersión de los productos obtenidos por descomposición de la sal en el cátodo y de los obtenidos en el ánodo.

Se observa producción de gas cloro por olfato al utilizar un electrodo de carbón grafito, presumiblemente debido a que en caso contrario todo el cloro ataca al electrodo impidiendo el paso a la disolución en estado libre. Una parte de los cables, pinzas de cocodrilo terminaron en la disolución provocando la lixiviación y precipitación por el pH>8 en el cátodo, además de un caldo coloreado que impidió hacer determinaciones de cloro libre debido a la presencia de hierro en la disolución.

La detección del cloro es posible aún en concentraciones bajas en el aire ya que de seguida forma ácido en contacto con las mucosas al respirar el aire contaminado. De este modo detectamos un olor picante y asfixiante de cloro gas.

Se determinó el hierro al recoger el precipitado del electrolito(pH alcalino) color verde oscuro (óxidos ferrosos) y agregarle una porción de clorhídrico 20% para favorecer la disolución del metal a buscar. A posteriori se agrega unas gotas de agua oxigenada para pasar a hierro férrico y se realiza la precipitación con amoníaco y con disolución de yoduro de potasio, que confirma la presencia de hierro +3.

No consideramos el test de KI como definitivo, ya que la redox pudo verse favorecida por la presencia de peróxido de hidrogeno y ácido clorhídrico lo que pudo favorecer la oxidación de la especie química yoduro a yodo.

Fe(OH)2 + 2HCl > FeCl2 + 2H2O

2FeCl2 + H2O2 + 2HCl > 2H2O + 2FeCl3

2FeCl3 + 2KI + > I2(color rojizo) + FeCl2 + 2KCl

Fe+3 + 3NH4(OH) > 3NH4+1 + Fe(OH)3(sólido naranja)

En caso de obtener una disolución de electrolito incolora en el ánodo observaríamos un precipitado de yodo debido al desplazamiento del yoduro por el cloro presente en la disolución. En este caso el hierro +3 procedente del electrodo ha resultado interferente impidiendo sacar conclusiones claras acerca de los productos obtenidos.

Cl2 + 2I-1 > 2Cl-1 + I2(color rojizo)

Se favorece el siguiente equilibrio que se encuentra desplazado hacia la izquierda:

Cl2 + H2O <> HClO + HCl

Se detecta durante el procedimiento el pH superior a 10 en el cátodo (formación de sosa) y un pH seguramente ácido en el ánodo por la formación de cloro molecular (se detecta al olfato el olor picante). Análogamente se obtiene hidrógeno en el cátodo y oxígeno gas en el ánodo.

La electrólisis del agua lleva implícita la obtención de hidrógeno y oxígeno por ruptura de enlace H-O-H

Descartamos el resultado obtenido del electrolito recogido en el ánodo por contaminación de hierro +3 al reaccionar parte del cloro libre con el hierro presente en la pinza de cocodrilo para dar cloruros férricos-ferrosos. Este color de la disolución férrica ya de por sí tiene color amarillo lo que dificulta la detección de la aparición de yodo.

Es importante utilizar electrodos de metales poco activos e incluso recurrir al carbón para evitar la disolución y la contaminación del electrolito.

Se trabaja a unos voltajes de entre 10-15V y 0.4A aprox. durante todo el procedimiento.

En conclusión obtenemos los siguientes productos:

EN EL CÁTODO(REDUCCIÓN): Sosa(NaOH) e hidrogeno, además de hidróxidos ferrosos al usar un electrodo de acero.

EN EL ÁNODO(OXIDACIÓN): Formación de cloro gas además de oxigeno.

Continuará…

Si te ha gustado o tienes cualquier duda, a que esperas para comentar Guiño¿?

 

Electrólisis de la sal

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Uno de los experimentos más sencillos y que más llamaron mi atención cuando comencé a experimentar fue la electrólisis ya que da mucho juego al permitir poder separar algunos compuestos iónicos mediante corriente eléctrica provocando reacciones que en condiciones normales no sucederían como la formación de sodio a partir de la sal.

Es importante que el cloruro de sodio esté líquido para favorecer el flujo de electrones.

2NaCl(l.) > 2Na(l.) + ^Cl2(gas)

La reacción de arriba no sucede en condiciones normales sin aplicar electrólisis, sin embargo al revés en condiciones normales… sucede enérgicamente al oxidar el sodio utilizando un gas tan electronegativo y oxidante como el cloro.

2Na(s.) + Cl2(g.) > 2NaCl(s.) / REACCIÓN MUY VIOLENTA

También es la electrólisis de vital importancia para la obtención y purificación del cobre.

Hoy vamos a electrolizar una solución de agua y sal de mesa para ver que es lo que sucede. El resultado es la obtención de hidróxido de sodio, cloro y hidrógeno, sustancias de vital importancia para la industria química. Habitualmente como el proceso suele llevar a una separación únicamente de iones es muy fácil la contaminación de los productos formados, por eso suele usarse el método de amalgama que consiste en emplear mercurio para que el sodio vaya a formar amalgama con el mercurio Hg-Na separarlo y finalmente al agregar agua obtener hidróxido de sodio y mercurio de nuevo.

Necesitamos:

-Fuente de alimentación (las pilas de petaca sirven igualmente)

-Electrodos (pueden ser de cualquier metal e incluso minas de lápiz)

-Cable de cobre para hacer las conexiones

-Celda electrolítica (cualquier recipiente de plástico o cristal sirve)

-Solución saturada de agua y sal de mesa.

 

Yo he utilizado:

-Fuente de alimentación 0-15V; 0-3A

-Electrodo: Ánodo de plomo

-Electrodo: Cátodo de zinc

-Cables de cobre con pinzas de cocodrilo

-Recipiente plástico

-Agua del grifo y sal de mesa

Las reacciones que suceden son las siguientes:

  • ÁNODO(+): 2Cl-1 + .  > Cl2 + 2e.
  • CÁTODO(-): Na+1 + 1e. > Na  >> Rápidamente 2Na + 2H2O > 2NaOH + H2

Finalmente se obtiene hidróxido de sodio que con el tiempo carbonata con el CO2 ambiental y tiene tendencia a reaccionar con el cloro para dar lejía NaClO.

El cloro gas formado en el ánodo se disuelve parcialmente dando HClO y HCl y el HClO reacciona con el NaOH para dar NaClO + H2O.

Deseo que os haya gustado, no os olvidéis de comentar Guiño

Nota: video eliminado por el autor a fecha 15/07/2014

Una “redox” diferente

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Bueno, en primer lugar pedir disculpas a todos vosotros, los que me seguís por no haber podido publicar nada antes, ya que últimamente andaba algo estresado con las clases de conducir y los exámenes prenavideños. Dicho sea de paso y antes de que me olvide feliz navidad y buen año 2012 de mi parte para todos los que seguís este espacio hecho con más ilusión y esfuerzo que medios.

Vamos al grano, posiblemente muchos de los que estáis siguiendo este blog ya conocéis las reacciones químicas, en las que hay un cambio en la naturaleza de las sustancias que están implicadas, como en la combustión del metano (el gas para cocinar vaya).

CH4(gas) + 2O2(gas) > CO2(gas) + 2H2O(vapor)

En esta reacción química reacciona un hidrocarburo con el oxígeno atmosférico para dar dióxido de carbono y vapor de agua, donde el calor producido nos sirve para calentar la caldera con agua o simplemente cocinar un exquisito guiso. Esta reacción se clasifica como una reacción de combustión donde no cambian los estados de oxidación de los elementos implicados.

En cambio si lo que tenemos es una puerta de hierro expuesta a la intemperie a lo largo de los años podremos ver que se cubre con una capa de lo que llamamos óxido, que no es más que una capa de óxidos de hierro que dan color anaranjado a la puerta de hierro. Pues esta reacción en la que reacciona el hierro con el oxígeno atmosférico es una redox, porque implica la oxidación(aumenta el estado de oxidación) y una reducción (disminuye el estado de oxidación) de alguno de los elementos, de ahí lo de “redox”.

4Fe(metal) + 3O2(gas) > 2Fe2O3(sólido rojizo)

Hoy voy a electrolizar(haré pasar corriente eléctrica) por una disolución de yoduro de potasio(KI) para ver lo que sucede y mostrar una redox para mí, de gran belleza.

Simplemente necesitaremos una fuente de electricidad, yo empleo una fuente de alimentación que se alimenta de la corriente eléctrica), pero se puede emplear una pila “de petaca” tranquilamente o una pila cualquiera. También venden unos aparatejos que sin ser las fuentes de alimentación de laboratorio van bastante bien transformando los 220V aprox. que vienen de casa en el voltaje deseado, 3, 6, 15V… etc. Con unos 10 voltios e incluso menos será suficiente.

Preparación de la disolución:

1. Pesamos 5.6 gramos de sal de yoduro de potasio.

2. Disolvemos en 50ml de agua destilada. (de este modo obtenemos una solución 10% en masa).

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La electrólisis

Una electrólisis consiste en hacer pasar corriente una disolución generalmente salina(electrolito) con la finalidad de forzar una reacción química que en condiciones normales no sucedería. Un buen ejemplo es la obtención de gas cloro, hidrógeno y sosa a partir de una solución concentrada de agua de mar(salmuera). En este caso a partir de un electrolito de cloruro de sodio NaCl en agua logramos oxidar al cloro (2Cl(-1) > Cl2(0)) y reducir al sodio (Na(+1) > Na(0)). El único gran inconveniente es que al estar en disolución acuosa el sodio no forma metal si no que se oxida casi al instante dando hidróxido de sodio(sosa cáustica). Por caso contrario si tenemos en vez de NaCl sulfato de cobre CuSO4 el cobre no se oxida por su poca reactividad respecto al agua.

No me enrollaré más, simplemente tomaremos un recipiente en este caso un cristalizador en el que sucederán las reacciones redox.

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1. De nuestra pila o fuente de alimentación tenemos el polo positivo(será nuestro ánodo) y nuestro polo negativo(será nuestro cátodo)

En el cátodo sucede la reducción, y en el ánodo sucede la oxidación. Cabe recordar que el ánodo no siempre es positivo ni el cátodo siempre negativo.

1.Conectamos al polo negativo a un trozo de chapa de cobre(será nuestro cátodo)

2.Conectamos al polo positivo un trozo de metal de plomo que hemos obtenido fundiendo un trozo de tubo de plomo, de los que se usaban antiguamente en las cañerías del agua.

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3.Observamos que no sucede ningún tipo de reacción en condiciones normales(almenos no espontánea), conectamos la fuente de alimentación o nuestra pila y esperamos a ver que sucede.

Yo he trabajado a 10V de diferencia de potencial(voltaje) pero con menos voltaje aunque la redox no será tan rápida igualmente sucedería.

Resultados:

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Sobre el trozo de cobre ocurre un fuerte burbujeo y sobre el trozo de plomo aparece un sólido que enturbia la disolución volviéndola rojiza.

No está de más añadir que tanto el plomo como el cobre se llaman en la electrólisis electrodos.

  • En el electrodo de plomo(nuestro ánodo) sucede la oxidación:

2I(-1) > I2(0) ———————— sólido rojizo

Los iones yoduro del electrolito pasan a yodo molecular dando este color rojizo a la disolución por la difusión de las partículas de yodo en el electrolito inicialmente incoloro.

El plomo también se oxida pasando a la disolución, aunque en poca cantidad ya que las condiciones no favorecen demasiado la oxidación ya que el pH no es del todo ácido y el yodo formado no es un oxidante demasiado fuerte.

Pb(0) > Pb(+2)

  • En el electrodo de cobre(nuestro cátodo) sucede la reducción:

2H(+1) > H2(0)

Las burbujas observadas en un principio, son de hidrógeno gas.

K(+1) > K(0)

Esta reacción no sucede en realidad, ya que realmente lo que obtenemos es la potasa cáustica, conocido como hidróxido de potasio

2K + 2H2O > 2KOH + H2

Para que una electrólisis pueda tener lugar el medio en el que se encuentra debe conducir la electricidad por lo tanto deben ser o sales, o ácidos y bases fuertes.

Vista de los electrodos en la lupa binocular:

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Detalle del electrodo de plomo con el objetivo de 2x. Se puede apreciar el color amarillo de PbI2.

El yoduro de plomo en la foto se forma al entrar en contacto los iones oxidados de plomo (Pb+2) con el electrolito(nuestra disolución de yoduro de potasio).

Pb+2(en disolución) + 2I-1(en disolución) > PbI2(sólido amarillo)

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No se observan grandes cambios en el electrodo de cobre más que la pérdida del brillo del cobre.

Peligrosidad:

La disolución de yoduro de potasio y el manejo de un voltaje especialmente pequeño como el que puede proporcionar una pila no hacen del experimento algo realmente peligroso, pero cabe añadir que se trabajan con sustancias que entrañan un cierto peligro potencial. Los restos de yodo en disolución producidos de esos 50ml no entrañan un serio peligro medioambiental pero aún y así es preferible no deshacerse del yodo tirándolo por el desagüe.

No me hago responsable del mal uso de alguno de los reactivos o procedimientos aquí mencionados, cabe decir que la química y la experimentación no es un juego por lo que hay que ir con cuidado conociendo la peligrosidad de los procedimientos y reactivos que se mencionan.

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Un poco de historia sobre el cobre

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Aspecto térreo brillo metálico, elevada densidad y punto de fusión muy alto, 1083ºC. El elemento de número atómico 29, de símbolo Cu, cuyo nombre proviene del latín cuprum,se sabe que fue uno de los primeros metales en descubrirse.

Probablemente ahora estemos muy familiarizados con este metal tan presente en los cables eléctricos, en forma de delgados hilos brillantes de color rojizo. Además el cobre se utiliza como fitosanitario para prevenir las plagas y como alguicida en las piscinas en forma de sulfato de cobre (II) pentahidratado. CuSO4·5H2O. Esta sustancia es una sal de cobre que se utiliza diluida en agua, una vez disuelta, el agua se vuelve de un color azul característico.

El cobre puede obtenerse de diferentes minerales, entre ellos la malaquita(carbonato de cobre) de fórmula Cu2[(OH)2CO3], la calcopirita(CuFeS2) y la cuprita (Cu2O) estos son los más importantes desde el punto de vista de la obtención del cobre. Cada mineral recibe un tratamiento distinto hasta llegar a ser obtenido el cobre en función de su composición, por tostación como en el caso de algunos sulfuros “calentando el mineral a altas temperaturas hasta su descomposición” o bien por electrólisis “pasando corriente eléctrica para reducir el cobre de la disolución de Cu2+ a Cu0 .

-Obtención de cobre por vía húmeda:

Los minerales óxidos y carbonatos de cobre antes de hacer la electrólisis deben lixiviarse, un procedimiento químico mediante el cual el mineral de cobre se disuelve quedando iones de cobre Cu2+ y Cu1+ en disolución, normalmente se emplean ácidos como el sulfúrico para lixiviar el cobre, en caliente o en frío.

REACCIÓN DE DISOLUCIÓN DEL COBRE:

2Cu2[(OH)2CO3](sólido) + 4H2SO4(disolución) > 4CuSO4(disolución) + 4H2O(líquido) + 2H2O(líquido) + ^2CO2(gas)

Cu2O(sólido) + H2SO4(disolución) > Cu2SO4(disolución) + H2O(líquido)

Una vez ya tenemos el cobre en disolución podemos electrolizarlo para reducir el cobre y obtener el preciado metal. También podemos emplear un reductor como el zinc metálico o el aluminio metálico para desplazar al cobre de la disolución.

Electrólisis cobre

Esquema de la obtención de cobre puro por electrólisis empleando cobre impuro como ánodo(donde sucede la oxidación), en el cátodo se produce la deposición del cobre metal por reducción de los iones presentes en la disolución.

HACIENDO HISTORIA…

Métodos rudimentarios para la obtención de cobre:

Los minerales son de gran importancia y eso lo saben bien nuestros antepasados y es que el cobre fue uno de los primeros metales en descubrirse. Ahora voy a proponeros que por un momento retrocedáis en el tiempo para poneros en la piel de quienes descubrieron el cobre por un primer momento, no sabían nada de metalurgia, tampoco sabían nada química pero conocían el fuego, el agua, la tierra  y el aire como elementos fundamentales y si os dais cuenta tampoco necesitaban nada más, lo tenían todo para dar el gran paso. El cobre es un metal “noble” esto quiere decir que no es demasiado reactivo, es decir es bastante estable por lo que el cobre existe en la naturaleza en su estado elemental, pero mayoritariamente se encuentra oxidado, en forma de carbonatos, sulfuros, etc…

Por un momento imaginad que os encontráis miles de años atrás ante una montaña donde puede observarse que la roca ha tomado color verde, esto ya resulta extraño, puesto que no es lo habitual, de ahí la curiosidad y de esa curiosidad probablemente salió el cobre.

Volviendo al mundo real, esa roca verde, de la que he hablado al principio es nada más y nada menos que la malaquita, un carbonato de cobre producto de la oxidación de la roca rica en cobre por efecto del agua. 

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Detalle de una ejemplar en el que conviven dos especies de cobre, la malaquita(manchas verdes) y la azurita(manchitas azules).

Alguien tuvo la brillante idea, probablemente por accidente, de quemar el mineral junto con algunas ramas y algunas hojas que tuvieran a mano, o bien directamente con cenizas. Y es ahí al combinar el carbón(de origen vegetal) con el mineral de cobre cuando lograron reducir el cobre con uno de los agentes reductores más antiguos que existen, el carbón.

La reacción a altas temperaturas es la siguiente:

2Cu2[(OH)2CO3](mineral) + 2C(carbón) > 4Cu(metal) + 4CO2(gas) + 2H2O(vapor de agua)

Esta es una reacción de oxidación-reducción(redox) ya que existe una especie oxidante que se reduce(el cobre) Cu2+ > Cu0 y una especie reductora que se oxida(el carbón) C0 > C4+

En el próximo artículo trataremos de obtener cobre de manera rudimentaria, ¿a caso vas a perderte los resultados?

En breve, la segunda parte…

Gracias por leer este artículo, cualquier cosa no dudéis en comentar!! Sonrisa

Haciendo una pila Daniell

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Todos conocemos lo que es una pila aunque probablemente poca gente se habrá parado a pensar en algunas de las reacciones químicas que suceden dentro de la pila para generar electricidad, a estas reacciones se las llama reacciones redox.

En primer lugar, hoy vamos a hacer una celda electroquímica, también llamada pila Daniell, en una celda electroquímica las reacciones redox que suceden son las bateriaencargadas de producir electricidad como en una batería de coche donde diferentes placas de plomo se encargan de producir electricidad empleando sulfúrico diluido como electrolito. En cambio tenemos otro tipo de celdas llamadas celdas electrolíticas que veremos más adelante que son en las que sucede la electrólisis, es decir no se obtiene electricidad de una reacción sino que se produce una reacción mediante la corriente eléctrica.

Esquema batería plomo-ácido

La pila que vamos a hacer hoy no son más quedos semicélulas donde tienen lugar las reacciones unidas por un puente salino que suele ser de una sustancia porosa o de gelatina.

  • Para la experiencia de hoy hemos preparado 100ml de dos disoluciones, una de sulfato de cobre (II) pentahidratado 3%(p/p) y otra de sulfato de zinc 2%(p/p).

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Arriba en la foto podemos ver el montaje que consta de las dos disoluciones, la de sulfato de zinc con un trozo de zinc metal a la izquierda y la de sulfato de cobre con un trozo de cobre metal a la derecha, unidos por una tira de papel empapada en solución de cloruro de potasio a modo de puente salino. Finalmente se conectan los dos electrodos al multímetro.

Semicelula derecha: Cu(+2) + 2e. > Cu(0) (Reducción)

Semicelula izquierda: Zn(0) > Zn(+2) + 2e. (Oxidación)

Según la reacción redox, que implica un cambio en los estados de oxidación de los elementos, el cobre se reduce pasando de la disolución a depositarse sobre el electrodo(de cobre) en forma sólida y el zinc se oxida pasando a la solución y perdiendo dos electrones, todo esto se produce por una diferencia de potencial entre las dos semicelulas que llevan a poder medir el potencial que se aprecia en el multímetro de 1.09V.

  • Cálculo teórico*:

Ecel = Eº(cobre) – Eº(zinc)

Ecel = 0.340 – (-0.763) = 1.103V.

 

  • Resultado obtenido:

Voltaje obtenido: 1.09V.

 

  • *Véase la tabla de potenciales redox:

http://www.utim.edu.mx/~navarrof/Docencia/QuimicaAnalitica/MatAuxiliar/potred.htm

 

Gracias por leer este articulo, si te ha gustado no dudes en comentar.

Zincado electrolítico

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Objetivos: recubrir con una fina capa de zinc una moneda de 5 céntimos de euro mediante electrólisis.

Fundamento: el zinc es un metal bastante activo que reacciona con facilidad con los ácidos y que se oxida sin demasiada dificultad. Al realizar la electrólisis pretendemos que el zinc se oxide en el ánodo pasando a la disolución para reducirse en el cátodo, es decir sobre la moneda de 0.05€.

Empleamos vinagre para mantener el pH ligeramente ácido, favorecer la oxidación del zinc en el ánodo y propiciar la electrólisis ya que sólo con agua no sucede la electrólisis y el vinagre hace de electrolito.

Durante la electrólisis paralelamente se formará hidrógeno gas en el cátodo y oxígeno en el ánodo proveniente de la disolución acuosa.

Las reacciones que se dan son las siguientes:

CÁTODO (REDUCCIÓN): Zn(+2) > Zn(0)(sólido)

              2H(+1) > ^H2(0)(gas)

ÁNODO (OXIDACIÓN): Zn(0) > Zn(+2)

              2O(-2) > ^O2(0)(gas)

Material y reactivos:

-Cubeta de plástico

-Fuente de alimentación (una pila de petaca también sirve)

-Cables con pinza de cocodrilo

-Trozo de chapa de zinc

-Moneda de 0.05€

-Vinagre de vino blanco

Procedimiento:

1. Llenamos la cubeta de plástico con vinagre.

2. Conectamos el cátodo(-) a la moneda de 0.05€ y el ánodo(+) al trozo de chapa de zinc

3. Sumergimos tanto el ánodo como el cátodo en la disolución y seleccionamos la cantidad de corriente que queremos que pase.

4. Encendemos la fuente de alimentación a 10Voltios aproximados y esperamos unos 15-20 minutos hasta que se deposite el zinc metálico.

6. Pasado este tiempo ya se habrá formado una capa de color gris sobre la moneda, secamos con papel absorbente y damos por finalizada la experiencia.

Podemos asegurar que realmente se ha formado zinc sobre el cobre al tirar una gota de ácido clorhídrico, ya que este reacciona rápidamente con el zinc produciendo burbujas de hidrógeno.

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En la fotografía podemos observar el montaje empleado para realizar el zincado electrolítico.

El cable de color rojo es el ánodo y el negro es el cátodo.

Resultados:

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En la foto de arriba puede apreciarse el dibujo de la moneda neerlandesa, abajo el mismo dibujo después de hacer la electrólisis, el color gris se debe al zinc.

pH inicial disolución: 3

pH final disolución: 4

 

Observaciones y conclusiones:

La electrólisis no entraña demasiada dificultad, además los voltajes con los que trabajamos son bajos, de todas formas hay que ser cuidadoso con el procedimiento para evitar sustos.

Al agregar ácido clorhídrico 20% se observa fuerte efervescencia debido al recubrimiento de zinc.

Conviene mantener el pH ácido para favorecer la oxidación del zinc. Observamos una variación del pH de 3 a 4 debido precisamente a la reacción que implica la sustitución del hidrógeno por el catión metálico zinc.

 

Eliminación de residuos:

Si fuera necesario eliminación del zinc en disolución por precipitación con carbonato o hidróxido sódico. Finalmente los residuos neutralizados pueden ir al desagüe.

 

Peligrosidad de la experiencia:

Sin peligrosidad a destacar, salvo el manejo de la fuente de alimentación.

 

Muchas gracias por leer este artículo, no dudéis en comentar. Guiño

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