Las celdas electroquímicas son muy importantes para el desarrollo de muchos materiales y reactivos industriales diferentes. También, pueden utilizarse para la determinación de las constantes termodinámicas de las reacciones; por esto, la electroquímica es una parte crucial de la química física.
En este artículo repasaremos qué son las celdas electroquímicas y aprenderemos sobre algunas de sus aplicaciones.
- Este artículo trata sobre las celdas electroquímicas.
- En primer lugar, daremos la definición y los tipos de celdas electroquímicas.
- A continuación, repasaremos las características de las celdas electroquímicas.
- Luego, veremos algunas aplicaciones de las celdas electroquímicas.
- Después, calcularemos el potencial estándar de la celda, la energía libre de Gibbs y la
- Finalmente, aprenderemos a predecir el sentido del las reacciones de oxido-reducción, o redox.
¿Qué es una celda electroquímica?
Las celdas (o pilas) electroquímicas son dispositivos en los que tienen lugar las reacciones electroquímicas. Estas celdas son capaces de generar energía eléctrica, a partir de determinadas reacciones químicas. Pueden dividirse en celdas electrolíticas y voltaicas .
Veamos en más detalle cómo funcionan:
Las celdas electroquímicas proporcionan los medios para controlar las reacciones redox, pues permiten dividirlas. En las reacciones redox, los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente. Esto significa que la división de estos dos procesos puede utilizarse para procesos y objetivos específicos. Al dividir la reacción, se puede controlar el flujo de electrones entre las semirreacciones de oxidación y reducción.
El flujo de electrones en una celda electroquímica se realiza a través de un circuito y se produce en forma de corriente eléctrica.
Las celdas electroquímicas son circuitos completos. Esto significa que, aunque se separe la reacción redox, las dos semireacciones están conectadas en dos puntos: el circuito externo y el puente salino. El circuito externo permitirá la transferencia de electrones, mientras que el puente salino facilitará la movilidad de los aniones de la reacción. De este modo, la reacción forma un circuito y es capaz de proceder.
A continuación, veremos la definición de cada tipo de celda o pila electroquímica.
Tipos de pilas electroquímicas
Aquí hablaremos de los dos tipos de celdas electroquímicas más generales: voltaicas y electrolíticas. Más importante aún: nos centraremos en cómo se diferencian entre sí y cómo se desarrollaron para diferentes propósitos.
Celda galvánica o voltaica
Una celda voltaica es una celda electroquímica que facilita una reacción espontánea. Las celdas voltaicas tienen dos semiceldas, cada una de las cuales facilita una única semirreacción, ya sea de oxidación o de reducción.
Una reacción redox espontánea es una reacción que puede proceder termodinámicamente, sin requerir que se adicione energía extra en el sistema.
Este tipo de reacciones hace que se libere energía. Al crear una celda voltaica, se puede controlar la energía a través de un voltímetro, ya que los electrones fluirán en el circuito externo creando electricidad (verás un diagrama de esto en la siguiente sección). Las dos medias celdas están conectadas por un puente de sal, a través del cual se promueve la movilidad de los aniones con la ayuda de las soluciones; de esta manera, se completa el circuito. Esto se opone a la disposición que presentan las celdas electrolíticas.
Celda electrolítica
Las celdas electrolíticas no suelen tener medias celdas, sino que se realizan en un único compartimento de reacción, como un único vaso de precipitados. Esto se debe a que la reacción que se pretende realizar es no espontánea, por lo que la mezcla de los reactivos no dará lugar a una reacción.
En la electrólisis, la reacción que se intenta llevar a cabo no es espontánea, lo que significa que hay que introducir energía en el sistema para que la reacción se produzca. La aplicación de una corriente a la reacción a través de los electrodos provocará la oxidación en un electrodo y la reducción en el otro. Una corriente, al ser un flujo de electrones, suministrará energía y desplazará el equilibrio de la reacción hacia un lado.
Diagrama de una celda electroquímica
A continuación, vamos a repasar y representar un diagrama de una celda electroquímica; concretamente, una celda voltaica (galvánica).
Arriba viste el diagrama de una celda electroquímica, que representa la reacción del Zinc con el Sulfato de Cobre. Allí, el Zinc se oxida, ya que pierde electrones; mientras que el Cobre se reduce, ya que gana electrones.
Debajo del diagrama, están las semirreacciones de cada semicelda. Estas te indican qué reacción se produce en cada electrodo. Los electrodos están etiquetados para mostrar cuál es el ánodo y cuál el cátodo. Además, debajo del diagrama encontrarás la notación de la celda para la reacción.
La notación de la celda electroquímica te da una idea del tipo de reactivos que intervienen en la celda, cómo está construida la celda, así como cuál media reacción experimenta oxidación y cuál reducción. Esta información puede indicarle en qué dirección va el flujo de electrones.
Características de las celdas electroquímicas
Las pilas electroquímicas están formadas por muchos componentes diferentes, como se ve en el diagrama anterior. Aquí hablaremos de sus principales componentes. Estos suelen ser los mismos en las celdas voltaicas y en las electrolíticas.
Electrodos
En cada reacción electroquímica habrá dos electrodos. Cada electrodo funcionará para llevar a cabo una media reacción específica: de oxidación o de reducción. Los electrodos pueden estar hechos de un metal que participe en la reacción, o pueden ser inertes. Los electrodos inertes no participan químicamente en la reacción, ya que estarán hechos de grafito o platino.
Conectores: Circuito externo y puente salino
En una celda electroquímica, ya sea electrolítica o voltaica, será necesario un circuito externo por donde pueda circular la corriente. El flujo de electrones generado en la reacción será transferido a través de este circuito compuesto.
Por otro lado, el flujo de aniones será facilitado por el puente salino. Este suele ser un equipo externo que es poroso y puede soportar el flujo de aniones, pero no el de cationes. Además, puede ser un tubo externo o una fina membrana que separa diferentes partes del mismo vaso de precipitados.
Accesorios adicionales
Otros componentes que son cruciales para las celdas electroquímicas incluyen el compartimento de almacenamiento de la reacción —que puede ser un solo vaso de precipitados, como se ve en las reacciones de electrólisis; o dos vasos de precipitados, que actúan como medias celdas para la reacción redox—.
Además, es necesario otro componente que se ocupe del flujo de electrones. Este equipo regulador de la electricidad puede ser un medidor de tensión —para las celdas voltaicas— o una batería (u otra fuente de energía) —para las celdas electrolíticas—. Estos componentes controlan y modulan directamente el flujo de electrones en la celda electroquímica.
Aplicaciones de las celdas electroquímicas
A continuación, trataremos las principales aplicaciones de las celdas electroquímicas, que se refieren al cálculo del potencial estándar de la celda y otros valores termodinámicos de las reacciones electroquímicas.
Potencial estándar de la celda
¿Qué es el potencial de una celda?
El potencial estándar de la celda se refiere a la tensión producida por la celda electroquímica voltaica.
Por lo tanto, hay dos maneras que se pueden utilizar para encontrar el potencial de celda estándar para una reacción.
- Realizar la reacción y leer el medidor de tensión.
- Calcular el potencial estándar de la celda, a partir de los potenciales estándar de los electrodos.
Aquí nos centraremos en cómo calcular el potencial de celda estándar, combinando dos potenciales de electrodo estándar.
Los potenciales de electrodo estándar se miden llevando a cabo la reacción electroquímica de la media celda dada a un electrodo de hidrógeno estándar. Esto da una lectura de voltaje positiva o negativa, que puedes utilizar para los cálculos con otros potenciales de electrodo —ya que todos son relativos al potencial de electrodo de hidrógeno estándar—. Esto significa que se puede poner a cero el electrodo de hidrógeno estándar para realizar estos cálculos.
Puedes encontrar información sobre los diferentes potenciales de electrodo estándar en una tabla como sta (probablemente, también puedas encontrar una al final de tu libro de texto de química):
Arriba puedes ver todos los diversos valores de voltaje para diferentes potenciales de electrodo.
Para calcular el potencial de electrodo estándar de una celda electroquímica, utiliza la siguiente fórmula:
$$E^{o}_{cel}=E^{o}_{red}-E^{o}_{oxid}$$
Calculemos el potencial estándar de la celda para la celda de Cobre y Zinc.
Solución:
Sabemos que los valores del electrodo para los potenciales estándar de electrodo para la reducción del Cu es +0,34, mientras que para la oxidación del Zn es -(-0,76).
Recuerda que debes invertir el signo al pasar de la oxidación a la reducción, ya que la reacción se invierte (desde el estado en que está escrito en la tabla).
Así:
$$E^{o}_{cel}= + 0.34 - (-0.76)$$
$$E^{o}_{cel}= + 1.0988 volts$$
Otros factores termodinámicos
El potencial estándar de la celda está relacionado con otros aspectos termodinámicos, como la energía libre de Gibbs, la constante de equilibrio y la entropía.
Energía libre de Gibbs
La energía libre de Gibbs (ΔG) determina la cantidad de energía del sistema. Se trata de la energía que se puede poner en funcionamiento.
Observa la siguiente ecuación:
$$\Delta G=-nFE_{cel}$$
Esta une los parámetros de la energía libre de Gibbs con el potencial de celda. A través de esta ecuación, se puede calcular la energía libre de Gibbs, tan solo conociendo el potencial de celda de una reacción, o al revés. Esto se debe a que los otros componentes de la ecuación son constantes:
- n es el número de electrones que intervienen en la reacción
- F es la constante de Faraday (= 96,485 C/mol).
Constante de equilibrio
La constante de equilibrio (K) nos da la relación entre los productos y los reactivos. Podemos utilizarla para controlar la reacción redox.
Observa la siguiente ecuación:
$$ΔG^{o} = −RTlnK$$
- Entonces: −nFE0cel = −RTlnK
- Por lo tanto: E0cel = (RTlnK) / (nF)
A través de esta ecuación, se puede encontrar la constante de equilibrio, conociendo el potencial estándar de la celda, o al revés. Esto se debe a que los demás valores de la fórmula son constantes: "T" es la temperatura en K, y "R" es la constante de los gases (= 8,314 julios kelvin-1 mol-1).
Predicción de la dirección redox
La predicción de la dirección redox —es decir, la dirección del flujo de electrones— depende de los electrodos y de las reacciones que facilitan. Así, sabemos que en una reacción redox se produce simultáneamente una oxidación y una reducción. Los electrodos separan estos dos procesos.
La reducción se producirá en el cátodo, mientras que la oxidación tendrá lugar en el ánodo. Una vez que has averiguado qué electrodo es el cátodo y cuál es el ánodo, predecir la dirección del flujo de electrones debería ser fácil: los electrones fluirán del ánodo al cátodo.
Celdas electroquímicas - Puntos clave
- Las pilas (o celdas) electroquímicas facilitan las reacciones redox.
- Pueden ser celdas electrolíticas o voltaicas.
- Las celdas electroquímicas contienen 2 electrodos conectados por un circuito externo y un puente salino.
- Puedes utilizar las celdas electroquímicas para medir el potencial estándar de la celda.
- Conociendo el potencial estándar de la celda, se puede medir la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio.
- También podemos predecir el flujo de electrones (ánodo a cátodo).
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