Einstein, algo más que un genio




Biografía de Albert Einstein, presentada en Lección Magistral por el profesor Albino Arenas Gomez (Catedrático de Física, Departamento de Física Aplicada de la Escuela Universitaria de Ingeniería Técnica Industrial de la Universidad Politécnica de Madrid)












Deducción de la Ecuación de Nernst

La variación de la Energía Libre de Gibbs en condiciones estándar (D) nos permite predecir si la reacción ocurrirá o no (espontanea o no espontanea), pero  en condiciones estándar. Pero la mayoría de las reacciones químicas que se producen, tanto en los laboratorios como en la industria, no lo hacen en condiciones estándar.

Para poder explicar lo dicho en el párrafo anterior, vamos suponer lo siguiente en la reacción química:
                                               a A (ac) + bB(ac) →  cC(ac) + dD(ac)

Los reactivos se encuentran en solución acuosa y en estado estándar, lo que implica que, cada uno tiene una concentración 1M.
Tan pronto se inicie la reacción la condición estandar deja de existir, pues los reactivos van a ir disminuyendo a medida que se irán formando los productos. Por lo tanto el cálculo de la Energía Libre de Gibbs a condición estándar ya no sería el adecuado y no podríamos predecir el sentido de la reacción.
Para situaciones en donde se pierde el estado estandar debemos calcular la variación de la energía Libre de Gibbs a condiciones diferentes del estándar.


RT Ln Q, no es un valor constante; la razón es que el cociente de reacción es función de la composición de la mezcla de reacción.
donde:
R es la constante de los gases expresada en términos de energía (8,314 J/K.mol)
T es la temperatura de la reacción, en grados Kelvin
Q es el cociente de reacción

siendo [ ], exceptuando los líquidos y sólidos puros:
  • para disoluciones las concentraciones molares en cualquier instante,
  • para gases la presión en atmósferas en cualquier instante,
Cuando se llega al equilibrio, el cociente anterior se denomina constante de equilibrio (Kc). Para reacciones en equilibrio Q=Kc

Una pila es un sistema termodinámico que realiza un trabajo eléctrico consistente en transportar una carga eléctrica desde el polo negativo (ánodo) hasta el polo positivo (cátodo). Este trabajo es igual al producto de la carga por la diferencia de potencial entre los electrodos o fuerza electromotriz:
W= qV = qe
Se puede tomar q=nF, siendo n el número de moles de electrones transportados y F la constante de Faraday, equivalente a la carga de un mol de electrones y que es aproximadamente igual a 96500C.
F= NA qe- = 6.022 1023 . 1,6 10-19 =96500 C
con lo que tenemos que:
 Wrev= -nFe
Para todos los sistemas termodinámicos que trabajan a presión y temperatura constantes se cumple que DG es igual al trabajo reversible (Wrev) del sistema menos el posible trabajo de expansión. en el caso de una pila no existe este trabajo de expansión y por tanto se cumple:
D= -nFe
DG y etienen signos opuestos, cuando DG<0 la reacción será espontanea y epila>0.
Sustituyendo D= -nFe en la ecuación DG = DGº + RT ln Q obtenemos la ecuación de Nernst:
siendo n, el número de electrones transferidos y Q el cociente de reacción. 

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 ºK ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló.


Construcción de una pila Daniell


OBJETIVO:
                Construir una pila Daniell y medir su fuerza electromotriz.




FUNDAMENTO:
                Cuando una barra metálica se introduce en agua, algunos de los iones del metal lo abandonan y pasan a la disolución como iones hidratados, dejando en el metal un exceso de carga negativa. La tendencia a liberar cationes varía de unos elementos metálicos a otros. En el caso de la pila Daniell el Zn es un metal más activo que el Cu y por tanto el potencial eléctrico en el Cu metal es superior al que se produce en la barra de Zn. Si ponemos en contacto ambos metales por medio de un cable conductor se produce un tránsito de electrones desde el electrodo de Zn al de Cu, y como consecuencia los equilibrios existentes entre cada metal y su disolución se alteran produciéndose las reacciones netas:
Zn (s)  →  Zn2+ (ac) + 2e- 
Cu2+ (ac) + 2e- → Cu (s)
Tanto la oxidación del Zn (s) como la reducción de los iones Cu2+ (ac) se producen de forma simultánea. Este movimiento de electrones por el circuito externo se compensa con un movimiento de iones por el interior de la pila. A la diferencia de potencial entre el cátodo y el ánodo se le llama fuerza electromotriz de la pila.

MATERIAL:
  • electrodos: lámina de cobre y lámina de cinc; 
  • dos cables con pinzas de cocodrilo; 
  • voltímetro; 
  • diodo emisor de luz (LED); 
  • dos vasos de precipitados; 
  • tubo en U; 
  • dos trocitos de algodón. 
Todo el material debe estar limpio y seco.

REACTIVOS:
  • Disolución 0,2 M de CuSO4
  • Disolución 0,2 M de ZnSO4
  • Disolución saturada de nitrato de potasio.

PROCEDIMIENTO:
  1. Recuerda las normas de seguridad para el trabajo en el laboratorio de Química. Revisa los pictogramas de peligrosidad de los reactivos que vamos a emplear. Utiliza bata, guantes y gafas de protección.
  2. Coloca en un vaso de precipitados 100 cm3 de la disolución de CuSO4 e introduce en ella el electrodo de Cu [lámina de Cu]. Coloca en otro recipiente 100 cm3 de disolución de ZnSO4 e introduce en ella el electrodo de Zn.
  3. Se debe preparar el puente salino: Toma el tubo de vidrio en forma de U y llénalo con la disolución de KNO3. Utiliza un trocito de algodón mojado en la disolución de KNO3 para cerrar cada extremo del tubo e intenta que no queden burbujas de aire en el interior del tubo.
  4. Introduce cada rama del tubo en U en uno de los vasos de precipitados. Conecta los dos electrodos a los bornes del voltímetro mediante los cables de conexión.
  5. Mide en la escala del voltímetro la fuerza electromotriz de la pila eléctrica.
  6. Conecta ahora los dos electrodos a los bornes del diodo LED.


CÁLCULOS:
                Con ayuda de una tabla de potenciales de reducción estándar, calcula la fuerza electromotriz teórica de la pila que has construido. Calcula el error absoluto y el tanto por ciento de error relativo del valor real que has obtenido.

RESULTADOS Y CUESTIONES:
  • Escribe el valor de la fuerza electromotriz de la pila que has construido. ¿Has trabajado en condiciones estándar? Si no es así, calcula el potencial previsto de acuerdo con la ecuación de Nernst.
  • Valora el error cometido.
  • Dibuja un esquema de la pila. Nombra e indica la polaridad de los electrodos. Escribe la reacción en cada electrodo y la reacción global en la celda. Indica el movimiento de los electrones y el de los iones.

Solubilidad y precipitación (lluvia de oro)

OBJETIVO:
                Obtener precipitados de carbonato y de yoduro de plomo (II). Observar la variación de la solubilidad del yoduro de plomo (II) con la temperatura. Comprobar la disolución del precipitado de carbonato de plomo (II) por modificación del pH.



FUNDAMENTO:
                Se denomina precipitación a la aparición de un sólido en una disolución, como consecuencia de una reacción química entre iones libres o por superación del punto de saturación de la misma. Si el sólido se forma de un modo rápido, desordenado, en muchos puntos simultáneamente (núcleos de cristalización), y las partículas son, en consecuencia, de tamaño muy pequeño, hablaremos de un proceso de precipitación. Si, por el contrario, el sólido se forma de un modo lento, ordenado, en pocos núcleos, con la aparición de partículas poliédricas de tamaño apreciable (a veces a simple vista) de morfología característica (cristales) hablaremos de un proceso de cristalización.
Desde un punto de vista termodinámico, la solubilidad de un compuesto iónico en agua dependerá del cambio entálpico, del cambio entrópico, y de la temperatura. En general, la disolución de un cristal representa un aumento del desorden y, por tanto, un aumento de la entropía. Un aumento de temperatura produce un aumento de las vibraciones de los iones en el cristal, favoreciendo su disolución. Es por eso que la variación de entalpía de disolución (ΔHhidratación -  ΔHreticular) es el factor clave en la solubilidad. En general, la solubilidad de los compuestos iónicos en agua aumenta con la temperatura.
                Si la sal procedente de un ácido débil es poco soluble, puede aumentarse su solubilidad añadiendo H3O+ (ac), ya que estos iones se unen al anión de la sal para formar el ácido. Al disminuir la concentración del anión, según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplaza favoreciendo la disolución de la sal.

MATERIAL:
               Soporte, aro con nuez, pinza, vaso de precipitados, probeta, pipeta, erlenmeyer, embudo, frasco lavador, gradilla con tubos de ensayo. Todo el material de vidrio debe estar limpio y seco.

REACTIVOS:
  • Disolución de nitrato de plomo (II) 0,06 mol/L.
  • Disolución de yoduro de potasio 0,12 mol/L. 
  • Disolución de carbonato de sodio 0,1 mol/L. 
  • Disolución de ácido clorhídrico 2 mol/L.
PROCEDIMIENTO:
  1. Recuerda las normas de seguridad para el trabajo en el laboratorio de Química. Revisa los pictogramas de peligrosidad de los reactivos que vamos a emplear. Utiliza bata, guantes y gafas de protección.
  2. Con una probeta de 100 mL, mide 50 mL de disolución de nitrato de plomo (II) y pásalos a un vaso de precipitados. Con la misma probeta, añade encima 100 mL de agua destilada.
  3. Mide ahora 30 mL de disolución de yoduro potásico y viértelos sobre la disolución que se encuentra en el vaso. De inmediato se formará un precipitado voluminoso de color amarillo.
  4. Pon el vaso con su contenido a calentar, y cuando hierva, mantenlo así hirviendo duran­te un par de minutos y verás que una parte del precipitado amarillo queda disuelto.
  5. Cierra la llave del mechero y, con ayuda de una pinza de papel para no quemarte, filtra en caliente sobre un filtro liso, recogiendo el líquido filtrado en un erlenmeyer de 250 mL. (Si al concluir la filtración reapare­ce el precipitado amarillo, añade 10 mL de agua destilada y caliéntalo de nuevo a ebullición hasta que se redisuelva).
  6. Deja enfriar lentamente el erlenmeyer con su contenido y observarás que se forma un precipitado en forma de laminillas de color amarillo dorado. Este precipitado dorado se conoce como “lluvia de oro”.
  7. Con una probeta mide 20 mL de la disolución de nitrato de plomo (II) y pásalos a un vaso de precipitados. Con la misma probeta, añade encima 100 mL de agua destilada.
  8. Mide ahora 10 mL de disolución de carbonato de sodio y viértelos sobre la disolución que se encuentra en el vaso. De inmediato se formará un precipitado de color blanco.
  9. Con una bureta  vierte la disolución de ácido clorhídrico 2 M sobre el vaso que contiene el precipitado blanco hasta que éste se disuelva. ¿Qué volumen has añadido?
RESULTADOS Y CUESTIONES:
  • Escribe la ecuación química correspondiente a la reacción de precipitación descrita en el apartado 3.
  • Calcula la solubilidad del PbI2 a 25°C, si a esa temperatura su Kps es 1,4.10-8.
  • ¿Aumenta la solubilidad del PbI2 con la temperatura? ¿En qué proporción, aproximadamente?
  • ¿Por qué son diferentes los precipitados de PbI2 que se observan en los apartados 2 y 6?
  • Escribe la ecuación química correspondiente a la reacción de precipitación descrita en el apartado 8.
  • El producto de solubilidad del  carbonato de plomo (II) es  7,4.10-14. Demuestra numéricamente que, con las cantidades añadidas, se forma precipitado.
  • Describe y explica, utilizando las reacciones químicas necesarias, el proceso que tiene lugar en el apartado 9.

Valoración ácido-base

OBJETIVO:
                Determinar la concentración de una disolución problema de hidróxido de sodio a partir de otra, de concentración conocida, de ácido clorhídrico.





FUNDAMENTO:
                Para determinar la concentración de una disolución de un ácido o una base se recurre a su neutralización con otra disolución (de una base o un ácido, respectivamente) cuya concentración es conocida. La concentración de la disolución problema se calcula a partir de los volúmenes utilizados de ambas disoluciones.

MATERIAL:
                Soporte, pinza, bureta, pipeta, erlenmeyer, frasco lavador, gradilla con tubos de ensayo. Todo el material de vidrio debe estar limpio y seco.

REACTIVOS:
  • Disolución problema de NaOH, 
  • Disolución patrón 0,1 M de HCl,
  • Fenolftaleína
  • Otros indicadores: azul de metileno y naranja de metilo.

PROCEDIMIENTO:
  1. Recuerda las normas de seguridad para el trabajo en el laboratorio de Química. Revisa los pictogramas de peligrosidad de los reactivos que vamos a emplear. Utiliza bata, guantes y gafas de protección.
  2. Extrae con la pipeta 10 mL de la disolución problema de NaOH y viértelos en el erlenmeyer.
  3. Añade agua destilada hasta tener una cantidad que te permita manejar con facilidad el líquido.
  4. Añade tres gotas de fenolftaleína.
  5. Vierte la disolución de HCl en la bureta. Abre la llave para cebar la parte inferior. Enrasa la bureta.
  6. Coloca un trozo de papel blanco de filtro sobre la base del soporte, de forma que aprecies mejor el cambio de coloración y, por tanto, el final de la valoración.
  7. Con la mano izquierda maneja la llave de la bureta mientras con la derecha agitas con movimientos circulares el erlenmeyer.
  8. Ve dejando caer la disolución de HCl sobre la de NaOH hasta que aparezca el cambio de color del indicador.
  9. Anota el volumen final y el volumen añadido (si no enrasaste en el cero). Repite otras cuatro veces la valoración.
  10. Comprueba en los tubos de ensayo los colores que toman otros indicadores, como el naranja de metilo o el azul de metileno, en medio ácido y básico.

CÁLCULOS:
                Con la media de los volúmenes añadidos y teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, calcula la concentración molar de la disolución problema de NaOH.

RESULTADOS Y CUESTIONES:
  • Escribe la ecuación química correspondiente a la reacción de neutralización.
  • Indica la concentración molar de la disolución problema de NaOH.
  • ¿Afectará al resultado de la valoración la cantidad de agua añadida al erlenmeyer?
  • Indica los colores que toma el naranja de metilo y el azul de metileno en medio ácido y en medio básico.
  • Define “punto de equivalencia”.
  • ¿Qué es el intervalo de viraje de un indicador?
  • ¿Qué es un pH-metro?
  • Dibuja, de forma cualitativa, una curva de valoración.
  • Busca en internet la fórmula de la fenolftaleína. ¿Cuáles son sus grupos funcionales?

Corrosión


¡No todas las reacciones redox espontáneas son beneficiosas!
La corrosión es una reacción química (oxidorreducción) en la que intervienen tres factores: la pieza manufacturada, el ambiente y el agua, o por medio de una reacción electroquímica.
Los factores más conocidos son las alteraciones químicas de los metales a causa del aire, como la herrumbre del hierro y el acero o la formación de pátina verde en el cobre y sus aleaciones (bronce, latón).
Es un problema industrial importante, pues puede causar accidentes (ruptura de una pieza) y, además, representa un costo importante.

Electrólisis de sales fundidas y disueltas (NaCl)

Electrólisis de sales fundidas (NaCl fundido)
  • Las sales, por tratarse de compuestos iónicos, funden a altas temperaturas.
  • Las sales en estado fundido tienen la capacidad de transportar corriente.
  • Por ejemplo de sal que usamos en la cocina, NaCl(s), en el estado fundido estará como:

 
  •  Al pasar una corriente eléctrica, a traves de una sal fundida observaremos que:
    • los cationes Na+ se desplazan hacia el cátodo donde se reducen.
    • los aniones Cl– se desplazan hacia el ánodo donde se oxidan.

Al igual que las celdas galvánicas, el electrodo donde se produce la reducción se llama cátodo y el electrodo donde ocurre la oxidación es el ánodo.
Así en el caso del NaCl fundido tenemos:


La convención de signos para los electrodos de una celda electrolítica es opuesta a la correspondiente a las celdas galvánicas: el cátodo de la celda electrolítica es negativo porque los electrones están siendo forzados hacia él por la fuente externa de voltaje, mientras que el ánodo es positivo porque la fuente externa le esta quitando electrones.
               
Las electrólisis de sales fundidas aplicada en la producción de metales activos como el sodio, Na, y aluminio, Al, son procesos industriales importantes.




Electrólisis de sales disueltas en agua (NaCl en disolución acuosa)

Si en lugar de NaCl fundido, se pone en la cuba cloruro de sodio disuelto en agua, en cada electrodo hay dos posibles reacciones. Una disolución de cloruro de sodio contiene las especies Na+, Cl- y los iones hidronio (H+) e hidroxilo (OH-) provenientes del agua. Las posibles ecuaciones químicas de la electrolisis del cloruro de sodio en disolución son:

A la vista de los potenciales de oxidación (en el ánodo) y de reducción (en el cátodo), queda claro que los aniones cloruro tienen más tendencia que el agua a oxidarse, y que el agua tiene más tendencia a reducirse que el catión sodio, por lo que la reacción global resultante es la que produce hidrógeno y cloro gaseoso:
2 Cl- (aq) + H+ (aq) —> Cl2 (g) + H2(g) 


El resultado de la electrolisis es la obtención de cloro gas en el ánodo y de hidrógeno gas en el cátodo.



Acumuladores o baterías de plomo


Los acumuladores o baterías de plomo son un tipo de batería muy común en vehículos convencionales, no híbridos. Suelen proporcionar una tensión de 6 V, 12 V u otro múltiplo de 2, ya que la tensión que suministra cada celda es de 2 V. Pueden suministrar unas intensidades de corriente relativamente grandes, lo que las hacen ideales para los motores de arranque.
Aunque su utilización y forma más conocida es la batería de automóvil, este acumulador tienen muchas aplicaciones.

Estas baterías están formadas por un depósito de ácido sulfúrico y dentro de él un conjunto de placas de plomo, paralelas entre sí y dispuestas alternadamente en cuanto a su polaridad (positiva (+) y negativa (-). Para evitar la combadura de las placas positivas, se dispone una placa negativa adicional, de forma que siempre haya una placa negativa exterior. Generalmente, en su fabricación, las placas positivas están recubiertas o impregnadas de dióxido de plomo (PbO2), y las negativas están formadas por plomo esponjoso. Este estado inicial corresponde a la batería cargada, así que el electrolito agregado inicialmente debe corresponder a la batería con carga completa (densidad 1,280 g/ml). Según el número de placas, la corriente (intensidad) suministrada será mayor o menor. Debajo de las placas se deja un espacio para que se depositen eventuales desprendimientos de los materiales que forman las placas. Para que no haya contacto eléctrico directo entre placas positivas y negativas, se disponen separadores aislantes que deben ser resistentes al ácido y permitir la libre circulación del electrolito.
El acumulador de plomo está constituido por dos tipos de electrodos de plomo que, cuando el aparato está descargado, se encuentra en forma de sulfato de plomo (PbSO4 II) incrustado en una matriz de plomo metálico (Pb). El electrolito es una disolución de ácido sulfúrico tal que su densidad es de 1,280 +/– 0,010 g/ml con carga plena y que bajará a 1,100 g/ml cuando la batería esté descargada.




Pilas Alcalinas


Las pilas alcalinas y baterías alcalinas (una batería es un conjunto de varias celdas electroquímicas individuales) son un tipo de pilas eléctricas desechables o no recargable que obtienen su energía de la reacción química entre el zinc y el dióxido de manganeso (Zn/MnO2), empleando hidróxido de potasio como electrolito.
En comparación con las pilas de zinc-carbono de Leclanché o con las de cloruro de zinc, aunque todas producen aproximadamente 1,5 voltios por celda o célula, las pilas alcalinas tienen una densidad de energía mayor y una vida útil más larga. En comparación con las pilas de óxido de plata, contra las que habitualmente compiten las alcalinas en el formato de botón, tienen menor densidad de energía y menor duración pero también más bajo costo.
Las pilas y baterías alcalinas reciben su nombre porque contienen un electrolito alcalino de hidróxido de potasio, en lugar del cloruro de amonio en medio ácido o el cloruro de zinc electrolítico de la pilas de zinc-carbono que ofrecen el mismo voltaje nominal y el mismo tamaño físico. Otros sistemas de pilas y baterías también utilizan electrolitos alcalinos, pero emplean distintos materiales activos en los electrodos.

Pila de Mercurio y Pila de Plata


Pila de mercurio
La pila de zinc-óxido de mercurio (II) es conocida normalmente como pila de mercurio o pila de botón porque suele tener forma de disco pequeño. El electrodo negativo es de cinc, el electrodo positivo de óxido de mercurio (II) y el electrolito es una disolución de hidróxido de potasio. La batería de mercurio produce 1,34 V, aproximadamente.
Son muy tóxicas y perjudiciales para el ambiente, por contener hasta un 30% de mercurio. Debido a su toxicidad, ya no está permitida su comercialización, aunque se emplean como celdas de referencia para comparar con las demás pilas.

Pila de óxido de plata
La pila de óxido de plata es parecida a la pila de mercurio, cambiando el óxido de mercurio por óxido de plata, y suministra 1,5 voltios. Tiene buena relación energía-peso y pobres respuestas a baja temperatura. 



Batería NiCd

Las baterías de níquel cadmio (que suelen abreviarse "NiCd") son baterías recargables de uso doméstico e industrial (profesionales). Cada vez se usan menos (a favor de la NiMH), debido a su efecto memoria y al cadmio (que es muy contaminante). Sin embargo, poseen algunas ventajas sobre el NiMH, como por ejemplo los ciclos (1 ciclo = 1 carga y descarga) de carga, que oscilan entre los 1.000 y 1.500 ciclos (+ vida). En condiciones estándar dan un potencial de 1,3 V.(Tensión de trabajo nominal 1,2).

Pila seca


Una pila seca está formada por celdas electrolíticas galvánicas con electrolitos pastosos. Una pila seca común es la pila de zinc-carbono, que usa una celda llamada a veces celda Leclanché seca, con un voltaje nominal de 1,5 voltios, el mismo que el de las pilas alcalinas (debido a que ambas usan la misma combinación zinc-dióxido de manganeso). Suelen conectarse varias celdas en serie dentro de una misma carcasa o compartimento para formar una pila de mayor voltaje que el provisto por una sola. Una pila seca muy conocida es la «pila de transistor» de 9 voltios (pila PP3), constituida internamente por un conjunto estándar de seis células de zinc-carbono o alcalinas, o bien por tres celdas de litio.
Por otra parte, una pila húmeda está formada por celdas con un electrolito líquido, como las baterías de plomo y ácido de la mayoría de automóviles.



Electrólisis del agua


La electrólisis del agua es la descomposición de agua (H2O) en los gases oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de una corriente eléctrica a través del agua. Este proceso electrolítico se usa raramente en aplicaciones industriales debido a que el hidrógeno puede ser producido a menor costo por medio de combustibles fósiles.
Una fuente de energía eléctrica se conecta a dos electrodos, o dos platos (típicamente hechos de algún metal inerte como el platino o el acero inoxidable), los cuales son puestos en el agua. En una celda propiamente diseñada, el hidrógeno aparecerá en el cátodo (el electrodo negativamente cargado, donde los electrones son bombeados al agua), y el oxígeno aparecerá en el ánodo (el electrodo positivamente cargado). El volumen de hidrógeno generado es el doble que el de oxígeno, y ambos son proporcionales al total de carga eléctrica que fue enviada por el agua.
Electrólisis con Voltámetro de Hoffman
Un voltámetro de Hofmann es un aparato utilizado para realizar la electrólisis del agua. Fue inventado por August Wilhelm von Hofmann (1818-1892). Consta de tres cilindros verticales unidos, por lo general de vidrio. El cilindro central está abierto en la parte superior para permitir la adición de agua y de un compuesto iónico para mejorar la conductividad, como puede ser una pequeña cantidad de ácido sulfúrico. Un electrodo de platino se coloca dentro de la parte inferior de cada uno de los otros dos cilindros, y se conectan a los terminales positivo y negativo de una fuente de electricidad. Cuando la corriente circula a través del voltámetro de Hofmann, se forma oxígeno en el ánodo e hidrógeno en el cátodo. Cada uno de los gases desplaza el agua contenida en su cilindro y se acumula en la parte superior de los dos tubos exteriores.

De esta forma se observa que el volumen de hidrógeno que se produce es el doble que el de oxígeno; demostrando así cual es la composición química del agua. La energía necesaria para separar a los iones de la molécula del agua es aportada por la fuente de alimentación eléctrica. Esta es por tanto una reacción endotérmica.
En el tubo conectado en el electrodo del polo positivo (cátodo) se recoge oxígeno. Para comprobarlo se puede acercar el ascua de un palillo plano. Se mostrará como el oxígeno aviva la llama e incluso a veces se vuelve a encender.
En el tubo conectado en el electrodo del polo negativo (ánodo) se recoge hidrógeno. Para comprobarlo se puede hacer la reacción inversa a la electrólisis del agua: la síntesis del agua. Se abre la llave del tubo que contiene el hidrogeno y se recoge con un tubo de ensayo invertido. Se acerca una chispa de un mechero de mano (energía de activación) y el hidrógeno reacciona con el oxígeno del aire produciendo un estallido peculiar.

Aplicaciones de la electrólisis:
La electrólisis tanto del agua dulce como la salada puede tener diversas aplicaciones, entre ellas se pueden mencionar:
  • Obtención de hidrógeno (H2) en estado gaseoso.
  • Obtención de oxigeno (O2) en estado gaseoso.
  • Obtención de cloro (Cl2) en estado gaseoso.
  • Obtención de hidróxido de sodio (NaOH) en estado acuoso.

Controversia histórica sobre la naturaleza de la luz: modelos corpuscular y ondulatorio


A lo largo de la Historia las ideas sobre la naturaleza de la luz y de las distintas radiaciones ha ido cambiando. En la antigüedad (Grecia), apenas se describen los fenómenos, dando explicaciones a veces místicas, nada científicas. Los árabes (Al-Hazen, sobre el s. XI), describen los fenómenos de reflexión y refracción, pero poco más.
En la primera mitad del s. XVII se describen las leyes experimentales (refracción, por Snell, en 1621). Descartes publica su Dióptrica en 1637.
Hay que esperar hasta finales del S. XVII para encontrar teorías científicas sobre la naturaleza de la luz. Huygens, en 1690, y Newton, en 1704, exponen teorías contrapuestas:

Huygens. Teoría ondulatoria: La luz se propaga como una onda mecánica longitudinal.
  • Necesita un medio ideal, el éter.
  • Propagación rectilínea debido a que la frecuencia de la luz es muy alta.
  • Los colores se deben a diferentes frecuencias.
  • La luz debe experimentar fenómenos de interferencia y difracción, característicos de las ondas.
  • Su velocidad será menor en medios más densos.

Inconvenientes:
  • Al ser una onda mecánica, necesita de un medio material para poder propagarse por el espacio entre el Sol y la Tierra . Este medio teórico, ideal, que nadie había observado, se le llamó éter, debía tener extrañas propiedades: mucho más rígido que el vidrio y, sin embargo, no oponer ninguna resistencia al movimiento de los planetas.
  • Hasta esa fecha no se habían observado interferencias o difracción en la luz.

Newton. Teoría corpuscular: La luz está formada por partículas materiales
  • Partículas de masa pequeña y velocidad muy grande.
  • Propagación rectilínea debido a la gran velocidad de las partículas.
  • Los colores se deben a partículas de distinta masa.
  • No debe producir interferencia ni difracción.
  • Su velocidad será mayor en medios más densos.

Inconvenientes:
  • No deja clara la refracción.
  • No explica cómo pueden cruzarse rayos de luz sin que choquen las partículas.

Por razones de prestigio científico, prevaleció la teoría de Newton, dejando olvidada la de Huygens. Hasta que Young, en 1801, observó interferencias en la luz; Fresnel, en 1815, observa la difracción (y demuestra que las ondas son transversales); y Foucault, en 1855, comprobó que la velocidad de la luz en el agua es menor que en el aire. Se rescató entonces la teoría ondulatoria como válida.

Maxwell. Teoría Electromagnética: 
En 1865, el físico escocés James C. Maxwell publica su Teoría Electromagnética, en la que unificaba la electricidad y el magnetismo. Como una consecuencia de dicha teoría, llegó a la conclusión de que los campos E y B podían propagarse como ondas en el espacio. Predijo así la existencia de ondas electromagnéticas.
La velocidad de dichas ondas, dada por la expresión:
daba como resultado un valor que coincidía con el medido por Foucault para la luz.

Hertz, en 1887, comprobó experimentalmente la predicción de Maxwell, generando o.e.m. usando el fenómeno de inducción electromagnética.
Emplea un generador de chispas. Consigue que, a cierta distancia, salte una chispa en un circuito receptor.
La chispa de alta frecuencia originada es, básicamente, una corriente variable. Esta corriente crea un campo magnético variable en las inmediaciones de la chispa. Por inducción, se crea un campo eléctrico variable que vuelve a generar un campo magnético variable... y así sucesivamente. La energía que se suministra a las cargas en el receptor se ha transmitido a una cierta distancia. Tenemos, en resumen, una perturbación que se propaga por el espacio como una onda.
Posteriormente, Hertz comprueba que las o.e.m. obedecen las leyes de reflexión y refracción, del mismo modo que la luz. Se llega a la conclusión de que la luz es una onda electromagnética.






Dependencia de la velocidad de la luz con el medio


En general, la velocidad de propagación de la radiación electromagnética depende del medio considerado. Cuando el medio de propagación no es el vacío, la teoría de Maxwell proporciona el siguiente valor (y la realidad experimental lo confirma):

El valor máximo se obtiene en el vacío, cuando μr = εr = 1, y es aproximadamente 300.000 km/s.
La velocidad de la luz es una velocidad increíblemente alta, capaz de dar unas 8 vueltas a nuestro planeta por el ecuador en 1 segundo. No obstante, actualmente existen medios adecuados para medir la velocidad de la luz con extraordinaria precisión. Tan precisas han llegado a ser estas mediciones que, en 1983, se redefinió nuevamente el patrón de longitud (metro) y junto con el se le asignó un valor exacto a la velocidad de la luz en el vacío. Así, c = 299.792.458 m/s exactamente.
Este valor es el mismo en cualquier sistema de referencia que se mida, tanto si está en reposo como en movimiento (éste el precisamente uno de los postulados de Einstein que condujo a la teoría especial de la relatividad, comprobado innumerables veces en la práctica).
El metro se redefinió en 1983 como la longitud que la luz viaja en el vacío durante (1/299.792.458) de segundo, mientras que el segundo se definió en 1967 como el tiempo que tardan en ser emitidas 9.192.631.770 vibraciones de la radiación de los átomos de Cs 133 en determinadas condiciones.

Para el vidrio εr  y μr son mayores que la unidad, mientras que para el aire εr ~ μr ~ 1. Por tanto la velocidad de propagación de la luz en el vidrio será menor que su velocidad en el aire, y el comportamiento de la propagación será en general diferente. 
Para caracterizar las particularidades de la propagación de la luz en los medios se introduce el índice de refracción
n = c/v
donde: 
c: velocidad de la luz en el vacío 
v: velocidad de la luz en el medio considerado 

Como consecuencia de la definición, n ≥ 1 siempre, y sólo será igual a 1 en el vacío. En la tabla siguiente se muestran algunos valores típicos de n. Note que n, cociente de dos velocidades, es adimensional. 


La frecuencia (f) de la radiación no varía al pasar de un medio a otro, pero como la velocidad varía, la longitud de onda si variará.
λ = c/f 
n=λf/λ´f
por tanto: 
λ´=λ/n
La longitud de onda de la radiación se reduce al pasar a un medio de mayor n (mayor densidad óptica).