Celda galvánica

Tipos de células químicas

• Célula simple
• Pila seca
• Célula húmeda
• Pila de combustible
• Célula solar
• Célula eléctrica

Células electroquímicas

Una clase muy importante de reacciones de oxidación y reducción se utiliza para proporcionar energía eléctrica útil en las pilas. Se puede fabricar una pila electroquímica sencilla a partir de metales de cobre y zinc con soluciones de sus sulfatos. En el proceso de la reacción, los electrones pueden ser transferidos del zinc al cobre a través de un camino eléctricamente conductor como una corriente eléctrica útil.

Una célula electroquímica puede crearse colocando electrodos metálicos en un electrolito donde una reacción química utiliza o genera una corriente eléctrica. Las celdas electroquímicas que generan una corriente eléctrica se denominan celdas voltaicas o galvánicas, y las baterías comunes están formadas por una o más celdas de este tipo. En otras células electroquímicas se utiliza una corriente eléctrica suministrada externamente para impulsar una reacción química que no se produciría de forma espontánea. Estas células se denominan células electrolíticas.

Células voltaicas

Se puede crear una célula electroquímica que provoque un flujo de corriente eléctrica externa utilizando dos metales diferentes, ya que los metales difieren en su tendencia a perder electrones. El zinc pierde electrones con más facilidad que el cobre, por lo que colocar el zinc y el cobre metálicos en soluciones de sus sales puede hacer que los electrones fluyan a través de un cable externo que va del zinc al cobre. Cuando un átomo de zinc proporciona los electrones, se convierte en un ion positivo y pasa a la solución acuosa, disminuyendo la masa del electrodo de zinc. En el lado del cobre, los dos electrones recibidos le permiten convertir un ion de cobre de la solución en un átomo de cobre sin carga que se deposita en el electrodo de cobre, aumentando su masa. Las dos reacciones se escriben típicamente

Zn(s) --> Zn²⁺(aq) + 2e ^-

Cu ²⁺(aq) + 2e^- --> Cu(s)

Las letras entre paréntesis sólo recuerdan que el zinc pasa de ser un sólido (s) a una solución acuosa (aq) y viceversa para el cobre. Es típico en el lenguaje de la electroquímica referirse a estos dos procesos como "semirreacciones" que ocurren en los dos electrodos.

Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e -

La "semirreacción" del zinc se clasifica como oxidación, ya que pierde electrones. El terminal en el que se produce la oxidación se denomina "ánodo". En el caso de una pila, se trata del polo negativo.

 

La "semirreacción" del cobre se clasifica como reducción, ya que gana electrones. El terminal en el que se produce la reducción se denomina "cátodo". En el caso de una pila, se trata del borne positivo.

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

Para que la célula voltaica siga produciendo una corriente eléctrica externa, debe haber un movimiento de los iones de sulfato en la solución de la derecha a la izquierda para equilibrar el flujo de electrones en el circuito externo. Hay que evitar que los iones metálicos se muevan entre los electrodos, por lo que algún tipo de membrana porosa u otro mecanismo debe proporcionar el movimiento selectivo de los iones negativos en el electrolito de la derecha a la izquierda.

Se necesita energía para obligar a los electrones a pasar del zinc al electrodo de cobre, y la cantidad de energía por unidad de carga disponible en la célula voltaica se denomina fuerza electromotriz (emf) de la célula. La energía por unidad de carga se expresa en voltios (1 voltio = 1 julio/culombio).

Evidentemente, para obtener energía de la célula, hay que conseguir que se libere más energía de la oxidación del zinc que la que se necesita para reducir el cobre. La célula puede producir una cantidad finita de energía a partir de este proceso, estando éste limitado por la cantidad de material disponible en el electrolito o en los electrodos metálicos. Por ejemplo, si hubiera un mol de los iones sulfato SO ₄^2-en el lado del cobre, el proceso se limita a transferir dos moles de electrones a través del circuito externo. La cantidad de carga eléctrica contenida en un mol de electrones se denomina constante de Faraday, y es igual al número de Avogadro por la carga del electrón:

Constante de Faraday = F = N _Ae = 6,022 x 10 ²³x 1,602 x 10 ^-19= 96.485 culombios/mol

El rendimiento energético de una célula voltaica viene dado por el voltaje de la célula por el número de moles de electrones transferidos por la constante de Faraday.

Producción de energía eléctrica = nFE _cell

La emf de la célula E_cell puede predecirse a partir de los potenciales estándar de los electrodos para los dos metales. Para la célula de zinc/cobre en las condiciones estándar, el potencial de célula calculado es de 1,1 voltios.

Célula simple

Una célula simple suele tener placas de cobre (Cu) y zinc (Zn) en ácido sulfúrico diluido. El zinc se disuelve y aparecen burbujas de hidrógeno en la placa de cobre. Estas burbujas de hidrógeno interfieren en el paso de la corriente, por lo que una célula simple sólo puede utilizarse durante un corto periodo de tiempo. Para proporcionar una corriente constante, se necesita un despolarizador (un agente oxidante) para oxidar el hidrógeno. En la pila Daniel, el despolarizador es sulfato de cobre, que intercambia el hidrógeno por cobre. En la pila Leclanche, el despolarizador es el dióxido de manganeso, que oxida el hidrógeno en agua.

Célula simple

Celda de Daniel

El químico inglés John Frederick Daniell desarrolló en 1836 una célula voltaica que utilizaba zinc y cobre y soluciones de sus iones.

Clave

• Varilla de zinc = terminal negativo
• H₂ SO₄ = electrolito de ácido sulfúrico diluido
• La olla porosa separa los dos líquidos
• CuSO₄ = despolarizador de sulfato de cobre
• Bote de cobre = terminal positivo

Diagrama de una célula Daniel