17.2: Células Galvánicas

Las células galvánicas, también conocidas como células voltaicas, son células electroquímicas en las que las reacciones espontáneas de oxidación-reducción producen energía eléctrica. Al escribir las ecuaciones, a menudo es conveniente separar las reacciones de oxidación-reducción en semi-reacciones para facilitar el equilibrio de la ecuación general y enfatizar las transformaciones químicas reales.

Considere lo que sucede cuando se coloca una pieza limpia de metal de cobre en una solución de nitrato de plata (Figura \(\pageIndex{1}\)). Tan pronto como se agrega el metal de cobre, el metal plateado comienza a formarse y los iones de cobre pasan a la solución. El color azul de la solución en el extremo derecho indica la presencia de iones de cobre. La reacción puede dividirse en dos semirreacciones. Las semi-reacciones separan la oxidación de la reducción, por lo que cada una puede considerarse individualmente.

La ecuación para la media reacción de reducción tuvo que duplicarse para que el número de electrones «ganados» en la media reacción de reducción equivaliera al número de electrones «perdidos» en la media reacción de oxidación.

Las células galvánicas o voltaicas implican reacciones electroquímicas espontáneas en las que las semirreacciones están separadas (Figura \(\pageIndex{2}\)) para que la corriente pueda fluir a través de un cable externo. El vaso de precipitados en el lado izquierdo de la figura se llama media celda y contiene una solución de 1 M de nitrato de cobre(II) con un trozo de metal de cobre parcialmente sumergido en la solución. El metal de cobre es un electrodo. El cobre está sufriendo oxidación; por lo tanto, el electrodo de cobre es el ánodo. El ánodo está conectado a un voltímetro con un cable y el otro terminal del voltímetro está conectado a un electrodo de plata por un cable. La plata se está reduciendo; por lo tanto, el electrodo de plata es el cátodo. La media celda en el lado derecho de la figura consiste en el electrodo de plata en una solución de 1 M de nitrato de plata (AgNO3). En este punto, no fluye corriente, es decir, no se produce un movimiento significativo de electrones a través del cable porque el circuito está abierto. El circuito se cierra mediante un puente salino, que transmite la corriente con iones en movimiento. El puente salino consiste en una solución electrolítica concentrada, no reactiva, como la solución de nitrato de sodio (NaNO3) utilizada en este ejemplo. A medida que los electrones fluyen de izquierda a derecha a través del electrodo y el alambre, los iones de nitrato (aniones) pasan a través del tapón poroso de la izquierda hacia la solución de nitrato de cobre(II). Esto mantiene el vaso de precipitados a la izquierda eléctricamente neutro neutralizando la carga de los iones de cobre(II) que se producen en la solución a medida que se oxida el metal de cobre. Al mismo tiempo, los iones de nitrato se mueven hacia la izquierda, los iones de sodio (cationes) se mueven hacia la derecha, a través del tapón poroso, y hacia la solución de nitrato de plata a la derecha. Estos cationes añadidos «reemplazan» los iones de plata que se eliminan de la solución a medida que se reducen a metal plateado, manteniendo el vaso de precipitados a la derecha eléctricamente neutro. Sin el puente de sal, los compartimentos no permanecerían eléctricamente neutros y no fluiría corriente significativa. Sin embargo, si los dos compartimentos están en contacto directo, no es necesario un puente salino. En el instante en que se completa el circuito, el voltímetro lee +0,46 V, esto se llama potencial de celda. El potencial celular se crea cuando los dos metales diferentes están conectados, y es una medida de la energía por unidad de carga disponible de la reacción de oxidación-reducción. El voltio es la unidad SI derivada para el potencial eléctrico

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En esta ecuación, A es la corriente en amperios y C la carga en culombios. Tenga en cuenta que los voltios deben multiplicarse por la carga en culombios (C) para obtener la energía en julios (J).

Cuando la célula electroquímica se construye de esta manera, un potencial celular positivo indica una reacción espontánea y que los electrones fluyen de izquierda a derecha. Hay muchas cosas en la figura \(\pageIndex{2}\), por lo que es útil resumir las cosas para este sistema:

• Los electrones fluyen del ánodo al cátodo: de izquierda a derecha en la celda galvánica estándar de la figura.
• El electrodo en la media celda izquierda es el ánodo porque la oxidación ocurre aquí. El nombre se refiere al flujo de aniones en el puente salino hacia él.
• El electrodo en la media celda derecha es el cátodo porque la reducción se produce aquí. El nombre se refiere al flujo de cationes en el puente de sal hacia él.
• La oxidación se produce en el ánodo (la media celda izquierda en la figura).
• La reducción se produce en el cátodo (la media celda derecha de la figura).
• El potencial celular, +0,46 V, en este caso, es el resultado de las diferencias inherentes en la naturaleza de los materiales utilizados para hacer las dos semiceldas.
• El puente de sal debe estar presente para cerrar (completar) el circuito y tanto una oxidación como una reducción deben ocurrir para que la corriente fluya.

Hay muchas celdas galvánicas posibles, por lo que generalmente se usa una notación taquigráfica para describirlas. La notación de celdas (a veces llamada diagrama de celdas) proporciona información sobre las diversas especies involucradas en la reacción. Esta notación también funciona para otros tipos de celdas. Una línea vertical,│, denota un límite de fase y una línea doble,‖, el puente de sal. La información sobre el ánodo se escribe a la izquierda, seguida de la solución de ánodo, luego el puente salino (cuando esté presente), luego la solución de cátodo y, finalmente, la información sobre el cátodo a la derecha. La notación de celda para la celda galvánica en la Figura \(\pageIndex{2}\) es entonces

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Tenga en cuenta que los iones espectador no están incluidos y que se utilizó la forma más simple de cada media reacción. Cuando se conocen, se suelen incluir las concentraciones iniciales de los diversos iones.

Una de las células más simples es la célula de Daniell. Es posible construir esta batería colocando un electrodo de cobre en la parte inferior de un frasco y cubriendo el metal con una solución de sulfato de cobre. Se coloca una solución de sulfato de zinc encima de la solución de sulfato de cobre; luego se coloca un electrodo de zinc en la solución de sulfato de zinc. La conexión del electrodo de cobre al electrodo de zinc permite que fluya una corriente eléctrica. Este es un ejemplo de una célula sin un puente salino, y los iones pueden fluir a través de la interfaz entre las dos soluciones.

Algunas reacciones de oxidación-reducción involucran especies que son conductores pobres de electricidad, por lo que se utiliza un electrodo que no participa en las reacciones. Con frecuencia, el electrodo es de platino, oro o grafito, todos los cuales son inertes a muchas reacciones químicas. Uno de estos sistemas se muestra en la figura \(\pageIndex{3}\). El magnesio se oxida en el ánodo de la izquierda en la figura y los iones de hidrógeno se reducen en el cátodo de la derecha. La reacción se puede resumir como

La célula utilizó un cable de platino inerte para el cátodo, por lo que la notación de la célula es

El electrodo de magnesio es un electrodo activo porque participa en la reacción de oxidación-reducción. Los electrodos inertes, como el electrodo de platino en la Figura \(\pageIndex{3}\), no participan en la reacción de oxidación-reducción y están presentes para que la corriente pueda fluir a través de la célula. El platino o el oro generalmente hacen buenos electrodos inertes porque no son químicamente reactivos.