Pregrado → Química general → Electroquímica → Introducción a la Química ↓

Celdas Galvánicas y Electrolíticas

La electroquímica es la rama de la química que se ocupa del estudio de la relación entre la energía eléctrica y el cambio químico. La esencia de la electroquímica son las celdas galvánicas y electrolíticas, ambas son dispositivos que convierten la energía química en energía eléctrica o viceversa. Aunque sirven a diferentes propósitos en el campo de la electroquímica, están fundamentalmente interconectadas. Vamos a explorar cada tipo de celda, sus mecanismos, similitudes, diferencias y aplicaciones prácticas.

¿Qué es una celda galvánica?

Una celda galvánica, también conocida como celda voltaica, es una celda electroquímica que produce energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que ocurren dentro de la celda. Su propósito principal es convertir la energía química en energía eléctrica. Las reacciones de oxidación y reducción en una celda galvánica ocurren en compartimentos separados y la electricidad se produce por el flujo de electrones de un compartimento a otro.

Componentes de una celda galvánica

Ánodo: El electrodo donde se produce la oxidación. La sustancia en el ánodo pierde electrones. En una celda galvánica, el ánodo está cargado negativamente.
Cátodo: El electrodo donde se produce la reducción. La sustancia en el cátodo gana electrones. En una celda galvánica, el cátodo está cargado positivamente.
Puente salino: Un pasaje diseñado para permitir el movimiento de iones entre dos compartimentos, manteniendo así la neutralidad eléctrica. Esto usualmente contiene una solución salina como KCl o NaNO₃.
Soluciones electrolíticas: Soluciones que conducen electricidad debido a la presencia de iones.
Circuito externo: Un cable a través del cual fluyen los electrones. Conecta el ánodo y el cátodo externamente.

Principio de funcionamiento de la celda galvánica

La reacción redox en una celda galvánica ocurre en dos semipilas separadas. Estas semipilas están conectadas de la siguiente manera:

La reacción de oxidación ocurre en el ánodo, donde se liberan electrones. Considere la siguiente reacción en el ánodo:

Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^-

El cátodo acepta estos electrones y ocurre la reducción. Considere la reacción de reducción:

Cu²⁺ (aq) + 2e^- → Cu (s)

El puente salino ayuda a los iones a migrar para mantener el equilibrio de carga. Los iones positivos se mueven hacia el cátodo y los iones negativos se mueven hacia el ánodo.
El flujo de electrones del ánodo al cátodo a través de un circuito externo produce corriente eléctrica, que puede ser medida o utilizada para realizar trabajo.

Ilustración de una celda galvánica

    <svg width="400" height="300" viewBox="0 0 400 300" xmlns="http://www.w3.org/2000/svg">
      <!-- Anode Compartment -->
      <rect x="50" y="60" width="120" height="180" fill="#f3f3f3" stroke="black" />
      <text x="90" y="170" font-size="16">Zn/Zn<sup>2+</sup></text>

      <!-- Cathode Compartment -->
      <rect x="230" y="60" width="120" height="180" fill="#f3f3f3" stroke="black" />
      <text x='270' y='170' font-size='16'>Cu<sup>2+</sup>/Cu</text>

      <!-- Salt bridge -->
      <path d="M170,100 Q200,60 230,100" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" />
      <text x="180" y="80" font-size="12">Salt Bridge</text>

      <!-- EXTERNAL CIRCUIT -->
      <line x1="50" y1="100" x2="170" y2="30" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="230" y1="100" x2="310" y2="30" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="170" y1="30" x2="310" y2="30" stroke="black" stroke-width="2" />
      <text x="220" y="20" font-size="12">Electron flow (e<sup>-</sup>)</text>

      <!-- ELECTRON FLOW -->
      <path d="M270,30 L250,30" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" marker-end="url(#arrow)" />
      <path d="M190,30 L170,30" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" marker-end="url(#arrow)" />

      <defs>
        <marker id="arrow" markerwidth="10" markerheight="10" refx="0" refy="3" orient="auto">
          <path d="M0,0 L0,6 L9,3 Z" fill="black" />
        </marker>
      </defs>
    </svg>

Características de la celda galvánica

Espontaneidad: Las reacciones en una celda galvánica son espontáneas, lo que significa que ocurren naturalmente y liberan energía libre.
Potencial de celda: El voltaje o diferencia de potencial eléctrico entre dos electrodos. Depende de la naturaleza de los reactivos y su concentración.
Potencial de celda positivo: Para una celda galvánica, el potencial de celda ((E_{text{cell}})) es positivo, lo que indica la reacción espontánea.

Ejemplo de reacción de celda galvánica

En una celda típica de zinc-cobre:

Reacción en el ánodo: Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^- 
Reacción en el cátodo: Cu²⁺ (aq) + 2e^- → Cu (s) 
Reacción total de la celda: Zn (s) + Cu²⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s) 
E_cell = +1.10 V

¿Qué es una celda electrolítica?

Una celda electrolítica es una celda electroquímica que utiliza energía eléctrica para impulsar una reacción no espontánea. Funciona esencialmente de manera opuesta a una celda galvánica, convirtiendo energía eléctrica en energía química. Las celdas electrolíticas se utilizan en procesos que requieren una entrada de energía externa para proceder.

Componentes de una celda electrolítica

Ánodo: El electrodo donde ocurre la oxidación, caracterizado por la pérdida de electrones. En las celdas electrolíticas, el ánodo está cargado positivamente.
Cátodo: El electrodo donde ocurre la reducción, caracterizado por la ganancia de electrones. En una celda electrolítica, el cátodo está cargado negativamente.
Electrolito: Sustancia que contiene iones libres que transportan corriente eléctrica entre el ánodo y el cátodo.
Fuente de energía: Una batería u otra fuente que proporciona la energía necesaria para impulsar la reacción no espontánea.

Principio de funcionamiento de la celda electrolítica

Una celda electrolítica utiliza energía eléctrica para facilitar una reacción redox que de otra manera no ocurriría por sí sola. Así es como se desarrolla el proceso:

Una fuente de energía externa mueve los electrones alejándolos del cátodo y hacia el ánodo, invirtiendo la dirección del flujo de electrones en comparación con una celda galvánica.
La oxidación ocurre en el ánodo, a menudo implicando la formación de un gas o precipitado y la emisión de electrones.
La reducción ocurre en el cátodo, a menudo implicando el depósito de un metal u otra sustancia y la captura de electrones.
La fuente de energía proporciona continuamente la energía necesaria para continuar este proceso.

Ilustración de una celda electrolítica

    <svg width="400" height="300" viewBox="0 0 400 300" xmlns="http://www.w3.org/2000/svg">
      <!-- Electrolyte -->
      <rect x="50" y="60" width="300" height="180" fill="#e0f7fa" stroke="black" />
      <text x="180" y="170" font-size="16">Electrolyte</text>

      <!-- Anode -->
      <line x1="100" y1="60" x2="100" y2="240" stroke="black" stroke-width="4" />
      <text x="90" y="250" font-size="16">Anode</text>

      <!-- Cathode -->
      <line x1="300" y1="60" x2="300" y2="240" stroke="black" stroke-width="4" />
      <text x="290" y="250" font-size="16">Cathode</text>

      <!-- Power Source -->
      <rect x="180" y="20" width="40" height="40" fill="#fff8e1" stroke="black" />
      <text x="190" y="45" font-size="14">Battery</text>

      <!-- CIRCUIT -->
      <line x1="100" y1="20" x2="100" y2="60" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="300" y1="20" x2="300" y2="60" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="100" y1="20" x2="180" y2="20" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="220" y1="20" x2="300" y2="20" stroke="black" stroke-width="2" />

      <path d="M150,20 L180,20" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" marker-end="url(#arrow)" />
      
      <defs>
        <marker id="arrow" markerwidth="10" markerheight="10" refx="0" refy="3" orient="auto">
          <path d="M0,0 L0,6 L9,3 Z" fill="black" />
        </marker>
      </defs>
    </svg>

Características de la celda electrolítica

No espontáneo: Las celdas electrolíticas dependen de una fuente de energía externa para impulsar el proceso no espontáneo.
Potencial de celda: El potencial de celda es negativo, lo que indica que se debe consumir energía para impulsar la reacción.
Aplicaciones: Las celdas electrolíticas se utilizan comúnmente en el electrochapado, la electrólisis y la producción de cloro e hidróxido de sodio.

Ejemplo de reacción de celda electrolítica

Considere la celda electrolítica utilizada para la electrólisis del agua:

Reacción en el ánodo: 2H₂O (l) → O₂ (g) + 4H⁺ (aq) + 4e^- 
Reacción en el cátodo: 4H⁺ (aq) + 4e^- → 2H₂ (g) 
Reacción total de la celda: 2H₂O (l) → 2H₂ (g) + O₂ (g)

Comparación: Celdas Galvánicas vs. Celdas Electrolíticas

Especialidad	Celda galvánica	Celda electrolítica
Objetivo	Convertir energía química en energía eléctrica	Convertir energía eléctrica en energía química
Tipo de retroalimentación	Espontáneo	No intuitivo
Potencial de celda	Positivo ((E_{text{cell}} > 0))	Negativo ((E_{text{cell}} < 0))
Rol funcional	Batería (Fuente de energía)	Consumidor de electricidad (requiere fuente de energía)
Polaridad del ánodo	Negativa	Positiva
Polaridad del cátodo	Positiva	Negativa
Ejemplo	Baterías, celdas de combustible	Electrochapado, electrólisis

Aplicaciones prácticas