Celdas Galvanicas

Celdas Galvánicas

Introducción al tema

En Khujut Rabuah, cerca de Bagdad fueron encontradas unas vasijas con un tubo de cobre central en cuyo interior había un cilindro de hierro, unido todo ello con una mezcla asfáltica. Junto a las vasijas se encontraban diferentes conjuntos cobre/hierro sin utilizar. ¿Podría haber sido una pila del siglo V antes de Cristo? Una explicación fue que la vasija era en realidad una pila, y las piezas de cobre y hierro, electrodos de reserva. Si la vasija se llenaba con un ácido orgánico (como ácido acético del vinagre, o zumo de frutas cítricas), se producía una cierta corriente.

Los inicios de la electroquímica como ciencia, están marcados por las experiencias de Galvani y Volta a finales del siglo XVIII y principios del XIX.

Las reacciones químicas que tienen lugar en los procesos electroquímicos son de tipo redox (oxidación-reducción), en las que se produce una transferencia de electrones entre las especies químicas. Siempre que exista una oxidación habrá una reducción y viceversa. Son muchos los procesos químicos y biológicos que tienen su fundamento en este tipo de reacciones como los procesos de obtención de metales, los de oxidación celular, etc. La electroquímica forma parte de la vida ordinaria; es decir, por ejemplo al utilizar todo tipos de pilas, su empleo en el arranque de los motores de los automóviles e incluso su utilización en la resolución de problemas medioambientales.

Las reacciones electroquímicas tienen lugar en las llamadas celdas o pilas electroquímicas que pueden ser de dos tipos:

Pilas galvánicas o voltaicas: proporcionan energía eléctrica a partir de energía química.

Pilas electrolíticas: proporcionan energía química a partir de energía eléctrica.

Por medio de este trabajo se dará a conocer el cómo funcionan e intervienen dichas celdas, especialmente las celdas galvánica y los distintos tipos de pilas existentes de acuerdo a diversos factores que permiten su clasificación.

1. Electroanalítica y Electroquímica

Para comprender mejor la idea de lo que son las celdas galvánicas; se dará una pequeña definición de la química electroanalítica en forma general para llegar a nuestro objetivo principal que es conocer las celdas galvánicas.

La electroanalítica abarca un grupo de métodos analíticos cuantitativos (pertenecientes o relativos a la cantidad) basados en las propiedades eléctricas de una disolución de analito cuando forma parte de una celda electroquímica.

Las reacciones electroquímicas son de óxido-reducción, pero difieren de este tipo de reacciones ordinarias en que los electrones que se ganan y se pierden por la sustancia reaccionante, se mueven a través de material conductor.

La electroquímica puede dividirse en dos partes. Una es la que estudia las reacciones químicas que se producen a partir de una corriente eléctrica, conocida como electrólisis y la otra es la que estudia las reacciones químicas que produce una corriente eléctrica, proceso que se verifica en una celda o pila galvánica.

2. Celda electroquímica

Dispositivos para llevar a cabo una electrólisis (proceso mediante el cual un compuesto químico se descompone en sus elementos o compuestos más simples por acción de la corriente eléctrica.) o producir electricidad por medio de una reacción química.

Una celda electroquímica de corriente continua consta de 2 conductores (electrodos) cada uno sumergido en una disolución adecuada de electrolito.

Para describir una celda se utiliza la siguiente notación:

En primer lugar se escribe el material del electrodo negativo utilizando su símbolo químico, luego se coloca una línea vertical para separar el electrodo de la solución de iones de concentración determinado.

Inmediatamente se usa el símbolo II para señalar el puente salino, a continuación se coloca la segunda solución iónica de concentración conocida el signo II y por último el signo del metal:

2+ 2+

Zn (.) I Zn (1mol/L) II Cu (1mol/L) I Cu (.)

Todas estas son notaciones convencionales de la celda

Las celdas que producen energía eléctrica se llaman celdas galvánicas, las que son causadas por el consumo de energía química.

Las celdas que consumen energía son las celdas electroquímicas; consumen corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química electrolítica.

3. Construyendo una celda electroquímica

Las celdas electroquímicas son diseñadas de manera tal que al producirse la reacción espontánea de los electrones que son transferidos desde el agente oxidante , lo hagan por un circuito externo. Así se generea una corriente eléctrica.

Para mantener en contacto las disoluciones donde se encuentran los metales y completar el circuito, se emplea un puente salino; el cual consiste en un tubo de vidrio doblado en forma de U en el cual se vierte algún electrolito fuerte, pero que no reacciona ni con las disoluciones ni con los metales. Los tubos externos del tubo en U se taponan con un poco de algodón, logrando solo el flujo de iónes sin que se mezclen disoluciones. Los electrones fluyen a través del alambre del agente reductor al oxidante, y los iones de ambas disoluciones acuosas fluyen de un compartimiento al otro para mantener una carga neta igual a cero.

También la celda electroquímica consta de un circuito exterior, como un voltímetro que mide el potencial eléctrico, el cual es expresado en volts (V)

A la superficie donde ocurre tanto la reacción de oxidación como la de reducción, se le llama electrodo. Al electrodo donde ocurre la semi-reacción de oxidación se le llama ánodo y se le asigna un signo negativo (-). Al electrodo donde ocurre la semi-reaccion de reducción se le llama cátodo, que tiene el signo positivo (+)

*En la fig. 1 del anexo se puede ver una pila construida a escala de laboratorio.

4. Variables que intervienen en las reacciones electroquímicas

Coulomb (C), que es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad de electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un segundo, cuando la corriente es un ampere.El ampere (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un ampere es igual a un coulomb/segundo.

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