Celdas electroquímicas (celdas galvánicas y electrolíticas)
La electroquímica es un campo importante de la química que trata con la relación entre la energía eléctrica y las reacciones químicas, en particular las reacciones de oxidación-reducción. En el centro de la electroquímica están las celdas electroquímicas, que pueden generar energía eléctrica a partir de reacciones químicas o utilizar energía eléctrica para impulsar reacciones no espontáneas.
¿Qué son las celdas electroquímicas?
Las celdas electroquímicas son dispositivos que convierten energía química en energía eléctrica o viceversa. Hay dos tipos principales de celdas electroquímicas:
- Celda galvánica (o celda voltaica)
- Celda electrolítica
Celdas galvánicas
La celda galvánica está diseñada para convertir energía química en energía eléctrica a través de reacciones químicas espontáneas. Genera electricidad cuando ocurre una reacción redox.
Estructura de la celda galvánica
Una celda galvánica básica consiste en dos metales diferentes inmersos en sus respectivas soluciones iónicas y conectados por un cable, lo que permite el flujo de electrones. Un componente adicional, el puente salino, completa el circuito permitiendo la transferencia de iones y manteniendo el equilibrio de carga.
Zn | Zn 2+ (aq) || Cu2+ (aq) cubo
En este arreglo específico, el zinc se oxida, perdiendo electrones, mientras que el cobre se reduce, ganando electrones.
¿Cómo funciona una celda galvánica?
Las reacciones químicas en una celda galvánica ocurren de la siguiente manera:
- Reacción de oxidación (ánodo): Aquí es donde el metal de zinc (Zn) pierde electrones para convertirse en iones de zinc (
Zn → Zn2+ + 2e-). - Reacción de reducción (cátodo): Los iones de cobre en solución ganan electrones y forman metal de cobre (
Cu2+ + 2e- → Cu).
El flujo de electrones del zinc al electrodo de cobre a través del cable externo produce energía eléctrica.
Potencial del electrodo
La diferencia de potencial entre las dos semiceldas impulsa el movimiento de electrones en el circuito. Cada metal tiene un potencial estándar de electrodo asociado, calculado bajo condiciones estándar de concentración de 1 M, temperatura de 25°C y presión de 1 atm.
Midiendo el voltaje, podemos determinar el potencial de celda (EMF) usando la siguiente ecuación:
E celda = E cátodo - E ánodo
Celda electrolítica
A diferencia de las celdas galvánicas, las celdas electrolíticas utilizan energía eléctrica para llevar a cabo reacciones químicas no espontáneas. Requieren una fuente de energía externa, como una batería o un suministro eléctrico, para iniciar y mantener las reacciones.
Estructura de la celda electrolítica
Una celda electrolítica consiste en dos electrodos inmersos en una solución electrolítica. Se conecta una fuente de energía a los electrodos para que la reacción proceda.
{ Fuente de energía } - Ánodo (Oxidación) | Electrolito | Cátodo (Reducción)
¿Cómo funciona una celda electrolítica?
El proceso principal es la electrólisis:
- Oxidación en el ánodo: Los aniones presentes en el electrolito pierden electrones y se mueven hacia el ánodo. Por ejemplo, en la electrólisis del cloruro de sodio fundido, los iones de cloro se oxidan a gas cloro (
2Cl- - 2e- → Cl2). - Reducción en el cátodo: Los cationes ganan electrones y se mueven hacia el cátodo. En el mismo ejemplo, los iones de sodio ganan electrones para formar metal de sodio (
Na+ + e- → Na).
Aplicaciones de las celdas electrolíticas
Las celdas electrolíticas se utilizan ampliamente en aplicaciones industriales, incluyendo:
- Galvanoplastia
- Electrorefinación
- Producción de productos químicos como cloro e hidróxido de sodio
Comparación de celdas galvánicas y electrolíticas
Aunque ambos tipos de celdas involucran reacciones de oxidación y reducción, tienen diferencias claras:
| Aspecto | Celda galvánica | Celda electrolítica |
|---|---|---|
| Conversión de energía | Química a eléctrica | Eléctrica a química |
| Independencia | Reacción espontánea | Reacción no espontánea |
| Energía externa | No requerida | Necesaria |
Ejemplo visual de una celda galvánica (simplificado)
Ejemplo de cálculo del potencial de celda
Para calcular el voltaje estándar, consideremos una celda hecha de zinc y cobre:
E cátodo = +0.34 VE ánodo = -0.76 V
Basado en la ecuación del potencial de celda:
E celda = E cátodo - E ánodo = 0.34 V - (-0.76 V) = 1.10 V
Este potencial de celda positivo indica una reacción espontánea, que es típica de una celda galvánica.
Comentarios finales sobre las celdas electroquímicas
Las celdas electroquímicas desempeñan un papel fundamental tanto en la química como en la vida cotidiana. Las celdas galvánicas son esenciales para las baterías que se encuentran en innumerables dispositivos, mientras que las celdas electrolíticas son importantes en procesos industriales y en la fabricación de compuestos químicos. Comprender sus principios proporciona la base para entender cómo se logra la conversión de energía a través de reacciones químicas.
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