Celdas galvánicas y electrolíticas

Integrantes:

Evelyn Muñoz P.

Anarcos Canivilo V.

Profesor: José Lara A.

Introducción

En el presente trabajo destacaremos y diferenciaremos lo

que son las celdas galvánicas o como también se conocen como

voltaicas, y las ya conocidas celdas electrolíticas, en el cual

desarrollaremos cada uno independientemente, para así lograr

observar e identificar cada una de sus características más

relevantes.

Las celdas que se describen serán caracterizadas, por los

elementos a utilizar y por su gran utilidad a nivel doméstico

como industrial, sin dejar a tras a los grandes inventores que

descubrieron esto, para así llegar a ser posible lo que tenemos

hoy en día.

Celdas Galvánicas

Las baterías o pilas galvánicas fueron inventadas en el año de 1800 por el físico italiano Alessandro Volta. A partir de descubrimientos de Luigi Galvani de que el anca de una rana colgada de un gancho de cobre experimenta una contracción cuando se pone en contacto con la superficie de otro metal, lo cual fue erróneamente interpretado por Galvani como “electricidad animal”. Volta descubrió que cuando se ponen en contacto dos metales de diferente tupo se produce una corriente eléctrica. Experimentando con diferentes tipos de metales Volta construyó su primera batería mediante el apilamiento- de ahí el donde de pila- en una columna de vidrio , de placas alternadas de cobre , papel secante empapado de salmuera y zinc , suavemente hasta completar la columna finalmente al unir los dos extremos mediante un cable conductor circula una corriente eléctrica atreves del cable . El descubrimiento de Volta hizo posible el manejo controlado de la corriente eléctrica gracias a lo cual fue posible producir la electrolisis, que condujo a importantes descubrimientos como la composición química del agua y muchas otras sustancias. En la actualidad existe un sin números de artefactos, desde automóviles hasta los satélites, que dependen para su funcionamiento de diferentes tipos de baterías eléctricas.

Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por los electrodos y, al igual que las de la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el cátodo y el ánodo están, cada, uno en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+2 , se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu +2 , por medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones. Esta separación se hace, porque de esta forma es que obtendrá la electricidad.

La reacción se lleva a cabo hasta que se cierra el interruptor que se encuentra en el círculo externo. La electricidad que se produce es suficiente para encender la lámpara. El electrodo de Zn pierde electrones, convirtiéndolo en ánodo y ocurriendo oxidación. El electrodo de Cu se convierte en un cátodo debido a que gana electrones, ocurriendo la reducción.

Es una sustancia conductora llamada electrolito. A su vez, cada hemicelda está constituida por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal.

Las celdas galvánicas o voltaicas, almacenan energía eléctrica. Las baterías

generalmente están hechas de varias celdas de ese tipo, conectadas en serie

para producir voltajes más altos que lo que puede producir una sola celda.

Las reacciones en los dos electrodos de tales celdas tienden a ocurrir

espontáneamente y producen un flujo de electrones que va del ánodo al

cátodo por un conductor externo.

Las celdas galvánicas funcionan espontáneamente y la reacción neta

durante la descarga se conoce como reacción de celda espontánea.

Una celda electrolítica, en contraste con una celda voltaica, requiere

una fuente externa de energía eléctrica para funcionar. La celda de este tipo

puede operar eléctricamente conectando el terminal positivo de una fuente

de voltaje externa con un potencial mayor de 0.412 V con el electrodo de

plata y el terminal negativo de la fuente con el electrodo de cobre.

Tanto para las celdas galvánicas como para las electrolíticas ya que la

reducción siempre se lleva a cabo en el cátodo y la oxidación siempre ocurre

en el ánodo. Sin embargo, el cátodo en una celda galvánica se convierte en el

ánodo cuando la celda funciona electrolíticamente.

En una celda reversible, al invertir la corriente se invierte la reacción

de la celda. En una celda irreversible, al invertir la corriente se provoca que

ocurra una semirreacción diferente en uno o en ambos electrodos.

Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede

emplear para realizar un trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través

de una celda voltaica (o galvánica).

Las Celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la transferencia de

electrones, (de la semirreacción de oxidación a la semirreacción de

reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir

directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones

(corriente eléctrica) puede ser utilizado.

En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de

una celda galvánica o voltaica.

¿Cómo funciona una celda galvánica?

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en

la semicelda catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce

los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia

los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los

electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a

la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.

La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo

anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M

(solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico),

sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M (solución

catódica).

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de

Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo

simultáneamente, pero en recipientes separados por un puente salino, con la

transferencia de electrones, e-, a través de un alambre conductor metálico

externo.

 Celda electrolítica

Consta de un líquido conductor llamado electrolítico además de

dos electrodos de composición similar. La celda como tal no sirve como

fuente de energía eléctrica, pero puede conducir corriente desde una fuente

externa denominada acción electrolítica. Se usa en electro deposición,

electro formación, producción de gases y realización de muchos

procedimientos industriales, un ejemplo es la refinación de metales. Si

debido al flujo de la corriente los electrodos se tornan desiguales, es posible

que ocurra una acción voltaica.

La electrodeposición: Es un proceso electroquímico en el que se usa una

corriente eléctrica para reducir cationes en una solución acuosa que los

contiene para propiciar la precipitación de estos, que suelen ser metales,

sobre un objeto conductivo que será el cátodo de la celda, creando un fino

recubrimiento alrededor de este con el material reducido.

Su funcionamiento sería totalmente el contrario al de la celda galvánica, que

utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica.

Esta técnica se utiliza para mejorar la resistencia a la abrasión de un objeto,

proporcionarle propiedades anticorrosivas, mejorar su lubricidad o

simplemente por cuestiones estéticas entre otras.

Resulta muy común el uso de la electrodeposición metálica en joyas

elaboradas con metales baratos a los cuales se les da un revestimiento de

una delgadísima película de oro, plata, etc. para aumentar su valor, mejorar

su apariencia o para protegerlos de los efectos negativos del medio

ambiente, principalmente el oxígeno que produce su pronta corrosión.

Igualmente podemos observar que las tarjetas electrónicas por lo general

vienen revestidas de una película de oro de algunos micrones, para mantener

un buen contacto y conductividad con los dispositivos del circuito.

Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica, ya que

implican transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que

actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe

tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la

reacción redox.

Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión

por electrodeposición, para producir una fina capa protectora de metal. En

este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una

celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de

recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de

alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo.

Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los

automóviles. En el cromado la electrodeposición consta de una capa inferior

de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo.

En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea

suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una

fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones,

arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la

celda, para que se mantenga la electro neutralidad, debe ocurrir un proceso

que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este

proceso es una reacción redox.

En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones

remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo

negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la

oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro

electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto, su carga negativa y por

esa razón es el polo positivo.

Ejemplo: La electrodeposición de cobre

El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como

cátodo; en nuestro caso, un aro o una cucharilla de acero inoxidable. El

electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu++.

Por último, el ánodo es un hilo de cobre a cuyos átomos la batería arranca

electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones

de cobre. Véase figura 1.2.

La batería (una pila) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona

oxidación de este metal:

Cu (s) Cu2+(aq) + 2e-

Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí,

reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito:

Cu2+(aq) + 2e- Cu (s)

De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se

deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la cucharilla.

Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa

a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el

cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de

electrólisis de Faraday).

La Protección Catódica (CP) es una tecnología que ha sido utilizada por

décadas en el mundo entero como una protección efectiva para estructuras

metálicas contra la devastación del óxido. De acuerdo a la Marina de los

Estados Unidos de América, la Protección Catódica es la mejor forma de

control electrónico de la corrosión. Es muy utilizada en las actividades

navales para proteger estructuras sumergidas y estructuras costeras. Se

utiliza también ampliamente para proteger los interiores de los tanques de

almacenamiento de agua. En algunos casos como en tuberías enterradas, la

experiencia de campo ha demostrado que la CP es un método tan efectivo de

Control y seguridad, que en ciertos países esta tecnología es obligatoria por

ley.

La oxidación es una reacción electroquímica causada por la presencia de

humedad, oxígeno, posiblemente contaminantes como fertilizantes,

cemento, tierra, etc., más la interacción de electrones (negativos) en libertad

e iones (positivos) del metal. Como en todo proceso electrónico, el lado

positivo (el ánodo) es agotado mientras el lado negativo (el cátodo) es

protegido. La Protección Catódica interfiere con esta interacción

interrumpiendo el proceso de corrosión. Existen dos métodos de Protección

Catódica.

Diferencias entre una celda galvánica y una electrolítica

En una celda galvánica:

 

1.-La electricidad se produce por una reacción química espontánea.

2.-La oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo se producen en forma

separada, y los electrones fluyen a través de un circuito externo.

3.- Las dos partes de una celda galvánica son las semicelda, y las reacciones

en los electrodos son las reacciones de semicelda. Un puente salino permite

el flujo de iones entre las dos partes de la celda.

4.-La fuerza electromotriz (FEM) de una celda es la diferencia de potencial

que existe entre los dos electrodos. En el circuito externo de una celda

galvánica los electrones fluyen del ánodo hacia el cátodo. En la disolución, los

aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.

5.- La cantidad de electricidad trasportada por 1 mol de electrones es 1

Faraday, que es igual a 96500 coulombios.

6. Los potenciales estándar de reducción muestran la afinidad relativa de las

reacciones de semicelda de reducción, y pueden ser utilizados para predecir

los productos, dirección y espontaneidad de las reacciones redox entre varias

sustancias.

7. La disminución en la energía libre del sistema en una reacción espontánea

es igual al trabajo eléctrico hecho por el sistema sobre su entorno, o

∆Gº =-nEºF

8. La constante de equilibrio para una reacción redox puede encontrarse a

partir de la fuerza electromotriz de una celda.

9. La ecuación de Nernst da una relación entre la FEM de la celda y la

concentración delos reactivos y productos en condiciones distintas a las del

estado estándar.

10. Las baterías, que constan de una o más celdas electroquímicas, se usan

ampliamente como fuentes de energía autosuficientes. Algunas de las

baterías mejor conocidas son las baterías de pilas secas, como la celda de

Leclanché, la batería de mercurio, la batería de níquel-cadmio y el

acumulador de plomo que se usa en los automóviles.

11. La corrosión de los metales, cuyo ejemplo más común es la oxidación del

hierro, es un fenómeno electroquímico.

12. La corriente eléctrica de una fuente externa se usa para provocar una

reacción química no espontánea en una celda electrolítica. La cantidad de

producto formado o de reactivo consumido depende de la cantidad de

electricidad trasferida en el electrodo. 

Celdas electrolíticas:

En una celda electrolítica se utiliza la energía eléctrica para inducir una

reacción química que no es espontánea.

Ejemplos: la celda de Downs para la electrólisis del NaCl en la que se produce

Na metálico y Cloro gaseoso.

La celda para la electrólisis del agua en la que se generan hidrógeno y

oxígeno gaseosos

La descripción de las celdas electroquímicas se centra en la comparación de

los potenciales de reducción que permiten deducir si una reacción se

produce en forma espontánea o no, pero en esas descripciones se asume un

flujo imperceptible de corriente. Para que una celda pueda hacer trabajo útil

o para que se produzca la electrólisis es necesario que haya un movimiento

significativo de cargas. Siempre que hay un movimiento de cargas, la

magnitud del voltaje de salida de una celda galvánica disminuye y el

Necesario para producir la electrólisis en una celda electrolítica aumenta.

Los factores responsables de esta variación son: El potencial óhmico, la

polarización por concentración y el sobre potencial.

Cualquier dispositivo que conduzca la corriente eléctrica tiene una resistencia

eléctrica. El voltaje necesario para forzar a que los iones fluyan a través de la

celda es el potencial óhmico y se obtiene mediante la ley de Ohm E óhmico =

IR. I representa la intensidad de la corriente que circula y R es la resistencia

de la celda.

La polarización por concentración se produce cuando la concentración de

una especie producida o consumida en un electrodo se hace diferente al

resto de la solución.

El sobre potencial está relacionado con la barrera de energía potencial que se

debe sobrepasar para que se produzca una reacción de electrodo. Se

encuentra que para una misma semirreacción de electrodo, los potenciales

necesarios para que se produzca esa reacción dependen del tipo de electrodo

"inerte" que se esté utilizando.

Conclusión

En conclusión en el siguiente trabajo hemos descubierto las diferencias que

tienen estas celdas, como también la forma de utilizarlas y tener el

conocimiento nato de cómo utilizar y hasta llegar a crear una

domésticamente como en el caso de las celdas galvánicas productoras de

electricidad que puede ser de bajos voltios pero sin embargo gracias a esto

entendemos más profundamente el funcionamiento de lo que es la corriente

eléctrica.

En el caso de las celdas electrolíticas como bien se sabe este proceso lleva

unos varios años funcionando en la gran industria minera, para la

recuperación de cobre como también la recuperación y limpieza de sales

minerales, este funcionamiento que en el área metalúrgica y química se ve

diariamente se puede optimizar de muchas mejores maneras, solo se debe

de estudiar más profundamente para así llegar a un equilibrio de grandes

producciones como también de un ahorro energético baste amplio.