Descomposición no espontánea del agua mediante energía eléctrica: 2 H₂O → 2 H₂ + O₂, con generación simultánea de gradientes de pH en los electrodos.
La electrólisis del agua es un proceso electroquímico no espontáneo(ΔG° = +237 kJ/mol a 25 °C y 1 atm) que descompone el agua en sus elementos constituyentes mediante la aplicación de una corriente eléctrica continua. Desde el punto de vista termodinámico, la descomposición del agua requiere un aporte mínimo de energía libre de Gibbsequivalente a 237.13 kJ por mol de H₂O, lo que se traduce en un potencial de descomposición teórico de 1.23 V según la relación ΔG = −nFE°. Al superar este umbral, el agua se reduce en el cátodo formando hidrógeno gaseoso y se oxida en el ánodo formando oxígeno gaseoso, generando simultáneamente gradientes de pH que se visualizan con indicadores cromáticos.
1.23 V
Potencial teórico de descomposición
237 kJ/mol
Energía libre de Gibbs (ΔG°)
2:1
Relación volumétrica H₂:O₂
~70%
Eficiencia energética típica
«El hidrógeno producido por electrólisis no es una fuente de energía, sino un vector: almacena la energía eléctrica usada para producirlo.»
En una celda electrolítica, la reacción de reducción (ganancia de electrones) ocurre en el cátodo (electrodo negativo), y la reacción de oxidación(pérdida de electrones) ocurre en el ánodo (electrodo positivo).
Media reacción:
2 H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2 OH⁻(aq)
Potencial estándar: E° = –0.83 V (vs SHE, pH 7)
Resultado: Formación de iones hidroxilo (OH⁻)
→ El medio se vuelve básico (pH ↑, color azul/verde con indicador)
Gas producido: H₂ (hidrógeno), el doble de volumen que O₂
Media reacción:
2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e⁻
Potencial estándar: E° = +1.23 V (vs SHE, pH 7)
Resultado: Formación de iones hidrón (H⁺/H₃O⁺)
→ El medio se vuelve ácido (pH ↓, color rojo/rosado con indicador)
Gas producido: O₂ (oxígeno), la mitad de volumen que H₂
Reacción global:
2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) ΔG° = +237 kJ/mol
La estequiometría 2:1 de los gases refleja la composición molecular del agua (H₂O): por cada molécula de agua descompuesta, se producen dos moles de H₂ y un mol de O₂. La relación volumétrica experimental confirma la ley de Avogadro: V(H₂) : V(O₂) = 2 : 1.
La electrólisis del agua es un proceso endergónico (ΔG > 0), lo que implica que no ocurre espontáneamente bajo condiciones estándar. La energía libre de Gibbs necesaria para descomponer el agua a 25 °C es ΔG° = +237.13 kJ/mol, un valor positivo que indica la cantidad mínima de trabajo no-PV que debe suministrarse al sistema. Esta energía se transfiere al agua en forma de trabajo eléctrico, cuya relación con el potencial de celda viene dada por la ecuación fundamental de la electroquímica:
ΔG = –nFE → E = –ΔG / (nF)
Donde n = 4 electrones/mol H₂O, F = 96,485 C/mol (constante de Faraday)
El potencial de descomposición termodinámico es 1.23 V a 25 °C y 1 atm, calculado a partir de ΔG° = −nFE° (n = 4 electrones transferidos por mol de O₂, F = 96 485 C/mol). Sin embargo, el potencial experimental necesario es significativamente mayor: 1.8 – 2.5 V, debido a las sobretensiones (overpotentials) que representan pérdidas energéticas en la interfaz electrodo-solución. La sobretensión total es la suma de tres componentes: la sobretensión de activación (barrera cinética de transferencia electrónica), la sobretensión de concentración (agotamiento de reactivos en la superficie del electrodo) y la caída óhmica (resistencia del electrolito según la ley de Ohm).
Sobretensión de activación (ηₐ)
Barrera cinética de transferencia de e⁻
Sobretensión de concentración (ηc)
Difusión limitada de reactivos al electrodo
Caída óhmica (iR)
Resistencia del electrolito (iR)
El agua pura tiene una conductividad muy baja (~0.055 µS/cm). Al añadir NaCl, se disocian iones Na⁺ y Cl⁻ que transportan la corriente. Ojo:en el ánodo, el Cl⁻ puede oxidarse a Cl₂ (cloro gaseoso, tóxico) en lugar de agua si la concentración de sal es alta y el potencial supera +1.36 V. Por eso usamos poca sal yventilamos el área. Alternativas seguras: Na₂SO₄ (no produce gases tóxicos) o KOH/NaOH (mejor conductividad, sin reacciones parásitas).
Preparación
Disuelve 1 g de NaCl en 150 mL de agua destilada. Añade 10 mL de extracto de col morada. El color violeta confirma pH neutro inicial.
Electrodos
Inserta los dos electrodos de grafito en la solución, separados ~2 cm sin tocarse. El grafito es inerte: no reacciona, solo transfiere electrones.
Conexión
Conecta cada electrodo a un polo de la pila de 9V. Identifica cátodo (negro, negativo) y ánodo (rojo, positivo).
Observación
Inmediatamente se forman burbujas: <strong>más y más pequeñas en el cátodo</strong> (H₂), <strong>menos y mayores en el ánodo</strong> (O₂).
Cambios de pH
A los segundos, alrededor del cátodo aparece color <strong>verde/azul (básico, OH⁻)</strong>; alrededor del ánodo, <strong>rojo/rosa (ácido, H⁺)</strong>.
Difusión
Con el tiempo, los iones se difunden y los colores se mezclan. Si agitas, la solución vuelve a violeta (pH neutro).
El poder calorífico superior (PCS) del hidrógeno es 286 kJ/mol(141 MJ/kg). La energía eléctrica consumida para producir 1 mol de H₂ es teóricamente 237 kJ (ΔG), pero en la práctica se requieren ~350–500 kJ debido a las pérdidas mencionadas.
Eficiencia teórica máxima (ΔG/PCS)
83%
Eficiencia práctica típica
60–75%
Los electrolizadores industriales (PEM, alcalinos, SOEC) alcanzan 70–80% de eficiencia. El H₂ verde producido con renovables es clave para descarbonizar industria pesada y transporte.
«El desafío del hidrógeno verde no es la electrólisis —que domina la tecnología desde 1800— sino producir la electricidad renovable barata que la alimente.»
H₂ verde
Electrólisis alimentada por eólica/solar → combustible sin CO₂.
Cloro-álcali
Electrólisis de salmuera → Cl₂, NaOH, H₂ para industria química.
Purificación
Electrodialisis y electrodeionización para agua ultrapura.
Síntesis orgánica
Electrosíntesis: reacciones selectivas sin oxidantes tóxicos.
Tratamiento de aguas
Electrocoagulación, electroflotación, oxidación anódica.
Galvanoplastia
Deposición electroquímica de metales (Cr, Ni, Au, Cu).
Este experimento hace visible tres pilares de la electroquímica: (1) la termodinámica(ΔG = –nFE), que dicta el voltaje mínimo necesario; (2) la cinética (sobretensiones), que explica por qué se necesita más voltaje del teórico; y (3) el transporte de masa(migración de H⁺ y OH⁻), que crea los gradientes de pH visibles con la antocianina. Una pila de 9 V, dos minas de lápiz y un indicador casero son suficientes para demostrar la reacción que impulsa la economía del hidrógeno del futuro.