Celdas galvánicas y electrólisis
La reja de hierro de una casa en Guayaquil se oxida con la humedad, mientras que la batería de tu celular mueve electrones por un circuito para darte energía. Y en un taller de Cuenca, una cuchara plateada se recubre de plata al conectarla a una fuente. En los tres casos pasan electrones de una sustancia a otra. ¿Cuándo esa transferencia produce corriente y cuándo hay que darle corriente para que ocurra? Lo vas a responder aquí.
Ánodo, cátodo y semirreacciones
Una reacción redox es una transferencia de electrones: una especie se oxida (pierde electrones) y otra se reduce (gana electrones). Si las dos especies están en el mismo vaso, los electrones pasan directo y la energía se pierde como calor. Si las separamos y obligamos a los electrones a viajar por un cable, podemos aprovecharlos.
Cada mitad del proceso se escribe como semirreacción:
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Oxidación: $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$
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Reducción: $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$
Los electrones salen siempre del ánodo y llegan al cátodo por el cable externo. Dentro de la solución, la corriente la llevan los iones, no los electrones.
En una celda galvánica, ¿en qué electrodo ocurre la oxidación y en cuál la reducción? Indica cómo se llama cada uno y hacia dónde circulan los electrones por el cable…
En una celda galvánica, ¿en qué electrodo ocurre la oxidación y en cuál la reducción? Indica cómo se llama cada uno y hacia dónde circulan los electrones por el cable externo.
Celda galvánica: la pila de Daniell
Una celda galvánica (o pila) aprovecha una reacción redox espontánea para producir corriente eléctrica. La más famosa es la pila de Daniell: una lámina de zinc en $ZnSO_4$ y una lámina de cobre en $CuSO_4$.
El zinc es más reductor que el cobre, así que tiende a ceder electrones. Por eso:
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Ánodo (−), zinc: $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(ac) + 2e^-$ (la lámina se desgasta).
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Cátodo (+), cobre: $Cu^{2+}(ac) + 2e^- \rightarrow Cu(s)$ (la lámina engrosa).
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Reacción global: $Zn(s) + Cu^{2+}(ac) \rightarrow Zn^{2+}(ac) + Cu(s)$
¿Por qué se necesita el puente salino? Lo vemos en la siguiente sección.
Una pila de Daniell tiene un electrodo de zinc en una disolución de $ZnSO_4$ y uno de cobre en una disolución de $CuSO_4$. Escribe la semirreacción que ocurre en cada…
Una pila de Daniell tiene un electrodo de zinc en una disolución de $ZnSO_4$ y uno de cobre en una disolución de $CuSO_4$. Escribe la semirreacción que ocurre en cada electrodo y señala cuál es el ánodo y cuál el cátodo.
Sebastián arma una celda con una lámina de magnesio en $Mg^{2+}$ y una lámina de plata en $Ag^+$. El magnesio es más reductor que la plata. Escribe las semirreacciones,…
Sebastián arma una celda con una lámina de magnesio en $Mg^{2+}$ y una lámina de plata en $Ag^+$. El magnesio es más reductor que la plata. Escribe las semirreacciones, la reacción global, indica ánodo y cátodo, el sentido de los electrones y hacia qué electrodo migran los aniones del puente salino.
El puente salino
Mientras funciona la pila, el ánodo suelta cationes ($Zn^{2+}$) y el cátodo consume cationes ($Cu^{2+}$). Sin ayuda, la solución del ánodo quedaría con exceso de carga positiva y la del cátodo con exceso de negativa. Eso frenaría el flujo de electrones enseguida.
El puente salino (un tubo con una sal como $KNO_3$ o $Na_2SO_4$ en solución) cierra el circuito: permite que los iones migren y mantengan neutras las soluciones.
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Los aniones migran hacia el ánodo (donde sobran cationes).
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Los cationes migran hacia el cátodo (donde faltan cationes).
Sin puente salino, el circuito queda abierto: la corriente se detiene casi al instante y el voltímetro marca cero.
Explica con una o dos frases qué función cumple el puente salino en una celda galvánica y qué pasaría con el circuito si se lo retirara.
Explica con una o dos frases qué función cumple el puente salino en una celda galvánica y qué pasaría con el circuito si se lo retirara.
Celda electrolítica
La celda electrolítica hace lo contrario: usa corriente eléctrica de una fuente (batería, generador) para forzar una reacción redox no espontánea. Lo que solo no ocurriría, ocurre porque lo empujamos.
Las definiciones no cambian: en el ánodo hay oxidación y en el cátodo reducción. Pero ahora la fuente impone los polos: el ánodo es (+) y el cátodo es (−).
| Celda galvánica | Celda electrolítica | |
|---|---|---|
| Reacción | espontánea | no espontánea |
| Energía | produce corriente | consume corriente |
| Ánodo | oxidación, polo − | oxidación, polo + |
| Cátodo | reducción, polo + | reducción, polo − |
Electrólisis del NaCl fundido (electrodos inertes). Al fundirse, los iones $Na^+$ y $Cl^-$ quedan libres:
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Cátodo (−), reducción: $Na^+ + e^- \rightarrow Na(l)$
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Ánodo (+), oxidación: $2Cl^- \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-$
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Global: $2Na^+ + 2Cl^- \rightarrow 2Na(l) + Cl_2(g)$, es decir, $2NaCl \rightarrow 2Na + Cl_2$
Se obtiene sodio metálico en el cátodo y gas cloro en el ánodo. No es espontáneo porque el sodio y el cloro reaccionan violentamente para formar NaCl (eso sí ocurre solo); el camino inverso exige energía eléctrica.
Se hace la electrólisis del cloruro de sodio fundido ($NaCl$) con electrodos inertes. Escribe la semirreacción que ocurre en el cátodo y la que ocurre en el ánodo, la…
Se hace la electrólisis del cloruro de sodio fundido ($NaCl$) con electrodos inertes. Escribe la semirreacción que ocurre en el cátodo y la que ocurre en el ánodo, la reacción global y los productos que se obtienen en cada electrodo. Explica por qué el proceso no es espontáneo.
Cálculos con moles de electrones
Cada semirreacción te da una relación en moles. En $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$, 2 mol de e⁻ depositan 1 mol de Cu. Así que el cálculo es una estequiometría más:
$$n(\text{metal}) = \frac{n(e^-)}{\text{electrones por ion}}$$y luego $m = n \cdot M$.
Si el problema da corriente y tiempo, primero calculas la carga y luego los moles de electrones. Un mol de electrones transporta una carga de $96.500$ C (este valor, que se llama constante de Faraday, $F$, te lo dará el enunciado). Es solo un paso previo para obtener los moles de electrones; desde ahí el cálculo es el mismo.
$$Q = I \cdot t \qquad n(e^-) = \frac{Q}{F}$$Ojo: el tiempo debe estar en segundos.
También puedes calcular el volumen de un gas que se libera. En condiciones normales (0 °C y 1 atm), 1 mol de gas ocupa 22,4 L, así que $V = n \cdot 22{,}4$ L/mol.
La pieza que se quiere recubrir se conecta al cátodo (−), porque allí ocurre la reducción $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag$ y es donde se deposita el metal.
Las masas difieren aunque la carga sea la misma porque cada metal necesita un número distinto de electrones por átomo (2 para Cu, 3 para Al) y tiene una masa molar distinta.
En una celda electrolítica se reduce el $Cu^{2+}$ según $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$. Se hace circular una corriente que transfiere 0,40 mol de electrones. Calcula…
En una celda electrolítica se reduce el $Cu^{2+}$ según $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$. Se hace circular una corriente que transfiere 0,40 mol de electrones. Calcula cuántos moles y cuántos gramos de cobre se depositan en el cátodo. Dato: masa molar del Cu = 63,5 g/mol.
Un taller de Cuenca recubre piezas con plata mediante electrólisis de una disolución de $AgNO_3$. Pasa una corriente constante de 2,0 A durante 30 minutos. Calcula la…
Un taller de Cuenca recubre piezas con plata mediante electrólisis de una disolución de $AgNO_3$. Pasa una corriente constante de 2,0 A durante 30 minutos. Calcula la carga transferida, los moles de electrones y la masa de plata depositada en el cátodo. Datos: $1\ F = 96.500\ C/mol\ e^-$; masa molar de la Ag = 108 g/mol. Indica además en qué electrodo debe colocarse la pieza y por qué.
Se conectan en serie dos cubas electrolíticas: una contiene $CuSO_4$ y la otra $AlCl_3$ fundido. Por ambas pasa la misma carga y en la primera se depositan 3,175 g de…
Se conectan en serie dos cubas electrolíticas: una contiene $CuSO_4$ y la otra $AlCl_3$ fundido. Por ambas pasa la misma carga y en la primera se depositan 3,175 g de cobre. Escribe las semirreacciones de reducción en cada cátodo, calcula los moles de electrones que circularon y halla la masa de aluminio depositada. Datos: masas molares Cu = 63,5 g/mol y Al = 27 g/mol. Argumenta por qué las masas depositadas son distintas aunque la carga sea la misma.
Corrosión: una celda galvánica no deseada
La reja de hierro se oxida porque, con humedad y oxígeno, el hierro actúa como ánodo y cede electrones: es una celda galvánica espontánea sin querer. La corrosión se acelera con la humedad, el agua salada (en la Costa) y el contacto con otro metal. Se previene con pintura, galvanizado (recubrir con zinc, que se oxida primero) o evitando el contacto con agua y sal.