Celdas electroquimicas

CELDAS ELECTROQUÍMICASCarlos Mendoza Fernández

Elías Paredes RodríguezJosé Eduardo Monzalvo ZaragozaMónica Villa Calderón Valeria Alvarado Marino

 Dra. Edelmira Rodríguez Clemente

¿QUÉ ES? Dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas  o producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica.

La pila es un ejemplo común de celda electroquímica ,representa una celda galvánica simple.

DESARROLLADORES Desarrolladas a finales del siglo XVIII por los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta (celda galvánica o voltaica en su honor).

CLASIFICACIÓN DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS

1. Celdas galvánicas o voltaícas: La energía que se libera en una reacción redox espontánea se puede usar, para realizar un trabajo eléctrico.

2. Celdas electrolíticas: La energía eléctrica procedente de una fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontánea.

1. CELDAS GALVÁNICAS /CELDA VOLTAICA

 Transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías.

Arreglo de dos electrodos, unidos externamente por un puente salino, sumergidos en un medio electrolito, llevando acabo una reacción química, para así producir una corriente eléctrica

Estas pueden ser reversibles e irreversibles

TIPOS DE CELDAS GALVÁNICAS Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes categorías:

Las celdas primarias: transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible Al agotarse la cantidad inicial de reactivos, la energía no puede ser restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.

Las celdas galvánicas primarias pueden producir corriente inmediatamente después de su conexión.

Están destinadas a ser utilizadas una sola vez y son desechadas posteriormente. reacciones químicas no fácilmente reversibles ,los materiales activos no pueden

volver a su forma original.

Las celdas secundarias : pueden ser recargadas, pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.

Deben ser cargadas antes de su uso; son ensambladas con materiales y objetos activos en el estado de baja energía (descarga).

Ejemplos:batería de plomo-ácido(batería húmeda) muy común en vehículos convencionales.

TIPOS DE CELDAS SECUNDARIAS

 Contienen un electrolito semi-sólido para evitar derrames.

Su construcción contra derrames permite la operación fácil y segura en cualquier posición. los gases generados durante el cargado se recombinan, no hay necesidad de agregar agua.Son libres de mantenimiento. 

- No requieren de reposición de pérdidas del electrólito por evaporización. - Son seguras.  -Mayor costo

Celdas de gel

fibra de vidrio absorbente, absorben el electrolito en un material absorbente realizado con fibra de vidrio especial.

Baterías AGM, las placas positivas y negativas están separadas por una fibra de vidrio absorbente que retiene el electrolito como una esponja, de este modo se minimizan los posibles derrames del electrolito

•Mayor aceptación de carga durante las recargas•Diseño hermético que no requiere mantenimiento•100% libre de derrames•Resistencia a los golpes y las vibraciones

Celdas de fieltro

Una sustancia se oxida y otra se reduce, el que se oxida es el reductor y el que se reduce es el oxidante. combinación de una semirreacción de oxidación(1) y otra de reducción(2).

Oxidación: pérdida de electrones o aumento del N.OReducción: ganancia de electrones o disminución del N.O.

(1)

(2)

ECUACIONES REDOX

FUNCIONES DEL PUENTE SALINO

Mantiene la neutralidad eléctrica en cada hemicelda permitiendo la migración de los aniones al ánodo y de los cationes al cátodo.

Cierra el circuito, permitiendo el contacto eléctrico entre las dos disoluciones.

evita la mezcla de las disoluciones de ambas hemiceldas.Contiene solución concentrada de un electrolito fuerte (KCl(ac)

o NaNO3(ac)) mediate un gel (agar- agar) .

Evitar que la solución del electrolito no escurra al invertir el tubo.

VOLTÍMETRO Permite el paso de los electrones cerrando el circuito. Mide la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo siendo la lectura el valor del voltaje de la celda.

Superficies sobre las que tienen lugar las semi-reacciones de oxidación y de reducción.

Pueden o no participar en las reacciones. Cuando no reaccionan se llaman electrodos inertes. Electrodos sólidos: Zn, Cu, Pt, Ag. Líquidos: Hg. / Gaseosos: H2. Por los electrodos entra y sale la corriente eléctrica. El cátodo es el electrodo en el que tiene lugar la reducción. El ánodo es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación.

ELECTRODOS

CLASIFICACIÓN DE ELECTROLITOS Sustancia que contiene iones en su composición orbitando libres, los que le ayudan a comportarse como un conductor eléctrico.

Electrolitos fuertes: en solución se encuentran totalmente disociados en iones. (HCl, H2SO4).

Electrolitos débiles: en solución se hallan parcialmente disociados en sus iones (el H2O con Kw = 10-14 es un electrolito débil).

2. CELDAS ELECTROLÍTICASOcurre una reacción de tipo redox no espontánea, usa energía eléctrica abastecida por una corriente directa (Batería) para que ocurra la reacción química. Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales. Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis.

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. 

En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:

1. Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.

2. Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente

3. Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los protones positivos o cationes toman electrones del cátodo(+).

EN CUALQUIER CELDA : EL ELECTRODO DEL ÁNODO OCURRE LA OXIDACIÓN Y EN EL ELECTRODO DEL CÁTODO ES DONDE SUCEDE LA REDUCCIÓN.

POTENCIAL DE CELDA/ FUERZA ELECTROMOTRIZ

La corriente de electrones fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial entre los dos electrodos. Aparece reflejado en el voltímetro Medida de la tendencia de los reactivos a pasar a productos. Cuanto más elevado es su valor más desplazada está la reacción en el sentido en que está escrita y viceversa.

Depende de la naturaleza de las especies que intervienen y de la temperatura.

signo positivo (+) reacción es espontánea hacia la derecha signo negativo ( - ) si la reacción es espontánea hacia la izquierda.

BIBLIOGRAFÍA López, O. (2010). Celdas Electroquímicas | La Guía de Química. [online]

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