148. Demostración de la fórmula del agua

Denís Paredes Roibás / José M.ª Gavira Vallejo

Como es sabido, es posible inducir reacciones químicas mediante el paso de una corriente eléctrica continua. Una de las reacciones de este tipo más simples y fáciles de llevar a cabo es la electrolisis del agua, que permite separar los elementos de que está constituida, en estado gaseoso (H₂ y O₂), y comprobar su relación estequiométrica en la molécula del agua, ya que se obtendrá un volumen doble de H₂ que de O₂. 

El experimento

Para realizar el experimento se debe disponer de una pila u otro tipo de fuente de alimentación de corriente continua. Esto es fundamental; si la corriente es alterna cambiará continuamente la polaridad de los electrodos, lo que impedirá que se produzca la electrolisis. Una pila de 9 V sería adecuada, pero pueden aplicarse voltajes más bajos.

Se puede realizar la electrolisis como se esquematiza en la figura o con dispositivos análogos (hay quien usa globos para recoger los gases). Como se ve, se emplean dos tubos de ensayo que previamente se han llenado de agua. Tapándolos con el dedo e invirtiéndolos se introducen en un vaso de precipitados que también contendrá agua. El nivel del agua de los tubos no bajará apreciablemente debido a la presión atmosférica sobre la superficie del agua del vaso.

El agua que se utilice debe estar acidulada ligeramente con ácido sulfúrico o basificada un poco con hidróxido de sodio (también se podría añadir sulfato de sodio). La parte de los cables de conexión que quede fuera de los tubos de ensayo debe conservar sus plásticos aislantes, ya que, de lo contrario, parte del gas generado podría no recogerse dentro de los tubos (se pueden idear otros esquemas experimentales para evitarlo). En los extremos de estos cables introducidos en los tubos se pueden conectar metales (clavos de hierro, trozos de tubería de cobre o incluso papel de aluminio) o bien grafito (que, por ejemplo, se puede extraer de un lápiz).

Tras un tiempo de burbujeo se observará que el volumen de agua desplazado por el hidrógeno es aproximadamente el doble que el desplazado por el oxígeno, lo cual es coherente con el hecho de que la fórmula del agua sea H₂O.

Fundamento

Las reacciones que se producen en la electrolisis del agua dependen de las sustancias que contenga el agua o se agreguen a ella. Por simplicidad empecemos considerando que disponemos de agua completamente pura y, además, que los iones que encontramos en ella tienen la forma son H⁺ y OH^– (si consideráramos que la especie H⁺ en realidad está en la forma H₃O⁺ los razonamientos no cambiarían).

Una electrolisis de una disolución se realiza introduciendo en ella dos electrodos, uno conectado al polo positivo de una fuente de alimentación y otro al negativo. Estos electrodos suelen ser piezas metálicas o de grafito. Los iones H⁺, como cationes que son, se dirigirán al electrodo negativo o cátodo, donde tomarán electrones para reducirse a H₂(g); los iones OH^–, al ser aniones, migrarán hacia el electrodo negativo o ánodo para oxidarse a O₂(g) cediendo electrones. Estos procesos en principio se podrían expresar así:

Cátodo           4 H⁺(aq)    +  4 e⁻    →  2 H₂(g)
Ánodo           4 OH^–(aq)                  → O₂(g)  +  2 H₂O(l)  +  4 e⁻

La suma de ambas semirreacciones es:

4 H⁺(aq)  +  OH^–(aq)    →  2 H₂(g) + O₂(g)  +  2 H₂O(l)

Si consideramos que lo que aparece en el primer miembro equivale a 4 H₂O(l), la ecuación global se puede simplificar para quedar de este modo:

2 H₂O (l)      →  2 H₂(g)  +  O₂(g)

Esta última ecuación demuestra que si la fórmula del agua es efectivamente “H₂O”, al descomponerse el agua electrolíticamente se generará el doble de moles gaseosos de H₂ que de O₂, lo que supondrá obtener un volumen de H₂ doble que el de O₂ (considerando ideales a ambos gases). O, razonando a la inversa, la observación experimental de que se obtiene un volumen doble de H₂ que de O₂ en la electrolisis del H₂O es una forma de demostrar que la fórmula de este compuesto químico es H₂O (y no, por ejemplo, HO, como creía Dalton, o H₂O₂, que es el peróxido de hidrógeno).

Ahora bien, una electrolisis de agua pura no es adecuada para un experimento como el que se propone (ni mucho menos para un proceso industrial) porque sería extraordinariamente lenta. Vamos a discutir cómo suceden los procesos para entender por qué sería tan lenta.

En el electrodo negativo (cátodo) empiezan a descargarse cationes H⁺ para producir H₂. Eso significa que alrededor del electrodo empezarán a acumularse iones OH^–, que son los contraiones de los H⁺ en la molécula H₂O. Es decir, de alguna manera se creará una “barrera negativa” que impedirá que lleguen más iones H⁺ al electrodo. Con el tiempo, los OH^– se irán difundiendo, pero si esa difusión permite que entren nuevos iones H⁺, estos se descargarán en el cátodo formándose nuevos iones OH^–; es decir, la barrera se mantendrá. Además, hay que pensar que si hay cargas negativas tan cerca del electrodo, estas repelerían a los electrones que llegan por él para reducir a los H⁺. Argumentos análogos pueden aplicarse al ánodo, pero en él lo que se acumula es la especie H⁺, que forma una “barrera” de carga positiva. Visto desde el punto de vista de la electricidad, estos razonamientos explican la resistencia eléctrica tan alta (o la conductividad tan baja) que tiene el agua pura.

¿Cómo se podría evitar este problema? Añadiendo iones al agua. Por ejemplo, si se agrega la sal Na₂SO₄, esta se disociará y aportará iones positivos (Na⁺) y negativos (SO₄^2–). Los iones Na⁺ podrán compensar el exceso de cargas negativas en el cátodo y los SO₄^2– contrarrestarán la acumulación de cargas positivas en el ánodo. Ahora bien, no se puede agregar al agua cualquier ion porque algunos se electrolizan fácilmente. Por ejemplo, si añadimos NaCl o HCl, los iones Cl^– competirán con los OH^– del agua, hasta el punto de que la reacción prioritaria que se dará será la oxidación de los iones Cl^–, y eso se apreciará fácilmente por el olor a cloro que surgirá de la cuba electrolítica:

Ánodo           2 Cl^–(aq)        →     Cl₂(g)  + 2 e⁻

Si hemos puesto como ejemplo la sal Na₂SO₄ es porque ni los iones Na⁺ ni los iones SO₄^2– tienden a competir con los iones del H₂O en la electrolisis (todo esto lo explica un estudio de los correspondientes potenciales de reducción).  Otras alternativas son añadir un poco de ácido sulfúrico o un poco de hidróxido de sodio. Si se añade sulfúrico, las reacciones electrolíticas del agua se expresarían más correctamente de este modo:

Cátodo           4 H⁺(aq)   +  4 e⁻  →  2 H₂(g)
Ánodo           2 H₂O(l)                →  O₂(g)  +  4 H⁺(aq)  +  4 e⁻

Y si se añade NaOH, de este otro modo:

Cátodo           4 H₂O(l)   +  4 e⁻  →  2 H₂(g)  +  4 OH^–(aq)
Ánodo           4 OH^–(aq)             →  O₂(g)  +  2 H₂O(l)  +  4 e⁻

En ambos casos, la reacción global es la de descomposición del agua anteriormente indicada:

2 H₂O (l)           →  2 H₂(g)  +  O₂(g)

Podría pensarse que, si se añade un ácido, como este aporta protones al medio, la electrolisis producirá un volumen de H₂ mayor que el esperado. Pero no es así. Para que se cumpla el requisito de electroneutralidad, por cada H⁺ que se descarga se tiene que descargar un OH^–. Es indiferente que el H⁺ provenga del agua o del ácido; la estequiometría ha de ser la indicada. Dicho de otro modo, el OH^– actuaría en este caso como reactivo limitante. Lo análogo cabría argumentar en el caso de que se añada exceso de OH^– disolviendo un podo de base en el agua.

Cosa diferente es que el agua podría contener sustancias disueltas que también podrían electrolizarse. Eso es obvio en el agua de grifo, pero incluso el agua destilada disuelve de forma relativamente rápida CO₂ del aire. Además, las sustancias añadidas para aumentar la velocidad del proceso podrían electrolizarse aunque fuera en pequeña extensión (para paliar su posible intervención conviene añadir muy poca cantidad de ellas). Estas y otras causas y algunas más relacionadas con la forma de preparar el dispositivo experimental podrían suponer que en el experimento no se obtuviera exactamente el doble de volumen de H₂ que de O₂. Pero probablemente la eventual discrepancia con lo esperado no llegue a apreciarse.

Precauciones

Utilícense guantes para manipular el agua acidulada o basificada. El hidrógeno es inflamable, pero en la escala en que se realiza este experimento este gas no debería representar peligro.

Referencias

• Classic chemistry experiments: the electrolysis of solutions. Learn Chemistry (Royal Society of Chemistry). https://edu.rsc.org/resources/the-electrolysis-of-solutions/466.article.
• Electrolysis of water. Wikipedia. https://en.wikipedia.org/wiki/Electrolysis_of_water.
• The electrolysis of water. Doc Brown. http://www.docbrown.info/page01/ExIndChem/electrochemistry02.htm.

El esquema de la electrolisis se ha adaptado de LibreTexts Chemistry.

Este experimento pertenece al libro:

Denís Paredes Roibás, José M.ª Gavira Vallejo: 125 experimentos de química insólita para la Enseñanza de Física y Química. Triplenlace.com, 2025. https://triplenlace.com/aula-libros/125eqi/ .