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Celda electroquímica

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas (o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica, cuando se esté cargando la celda). Un ejemplo común de una celda electroquímica es la pila (por ejemplo, la estándar de 1,5 voltios o la recargable de 1,2), que es una celda galvánica simple, mientras una batería eléctrica consta de varias celdas conectadas en serie o paralelo.

Un diagrama de celda electroquímica de configuración semejante a la pila Daniell. Las dos semiceldas están unidas por un puente salino que permite a los iones moverse entre ambos. Los electrones fluyen por el circuito externo.

Johann Wilhelm Ritter, un físico y filósofo alemán, construyó en 1802 la primera celda electroquímica, con 50 discos de cobre separados por discos de cartón humedecidos por una solución salina.[1][2]

Tipos de celdas electroquímicas

 
Celda electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.

Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra:

  • La celda galvánica o celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.

Las semiceldas o semirreacciones en una celda voltaica

 
La pila de Bunsen, inventada por Robert Bunsen.

Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semiceldas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un puente salino. Cada semicelda consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semiceldas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas.[3]​ Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solución saturada de nitrato de potasio. Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas. Un recipiente poroso se utiliza en la pila de Bunsen (derecha).

También se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox:

Reacción de equilibrio

Cada semicelda tiene una tensión característica llamada potencial de semicelda o potencial de reducción. Las diferentes sustancias que pueden ser escogidas para cada semicelda dan lugar a distintas diferencias de potencial de la celda completa, que es el parámetro que puede ser medido. No se puede medir el potencial de cada semicelda, sino la diferencia entre los potenciales de ambas. Cada reacción está experimentando una reacción de equilibrio entre los diferentes estados de oxidación de los iones; cuando se alcanza el equilibrio, la célula no puede proporcionar más tensión. En la semicelda que está sufriendo la oxidación, cuanto más cerca del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más positivo, tanto más potencial va a dar esta reacción. Del mismo modo, en la reacción de reducción, cuanto más lejos del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más negativo, más alto es el potencial.

Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila

El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda. (Ver tabla de potenciales de electrodo estándar). La diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una predicción para el potencial medido de la pila.

 

Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios. Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda menores de 2,5 voltios, ya que los oxidantes y reductores muy potentes, que se requerirían para producir un mayor potencial, tienden a reaccionar con el agua.

Tipos de celdas galvánicas

Principales tipos

Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes categorías:

  • Las celdas primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.[4]
  • Las celdas secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.[5]

Celdas galvánicas primarias

 
Batería de ácido-plomo, de un automóvil.

Las celdas galvánicas primarias pueden producir corriente inmediatamente después de su conexión. Las pilas desechables están destinadas a ser utilizadas una sola vez y son desechadas posteriormente. Las pilas desechables no pueden ser recargadas de forma fiable, ya que las reacciones químicas no son fácilmente reversibles y los materiales activos no pueden volver a su forma original.

Generalmente, tienen densidades de energía más altas que las pilas recargables,[6]​ pero las células desechables no van bien en aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 ohmios (75 Ω).[7]

Celdas galvánicas secundarias

 
Batería de ácido-plomo, regulada por válvula de sellado, libre de mantenimiento.

Las celdas galvánicas secundarias debe ser cargadas antes de su uso; por lo general son ensambladas con materiales y objetos activos en el estado de baja energía (descarga). Las celdas galvánicas recargables o pilas galvánicas secundarias se pueden regenerar (coloquialmente, recargar) mediante la aplicación de una corriente eléctrica, que invierte la reacciones químicas que se producen durante su uso. Los dispositivos para el suministro adecuado de tales corrientes que regeneran las sustancias activas que contienen la pila o batería se llaman, de modo inapropiado, cargadores o recargadores.

La forma más antigua de pila recargable es la batería de plomo-ácido.[8]​ Esta celda electroquímica es notable, ya que contiene un líquido ácido en un recipiente sellado, lo cual requiere que la celda se mantenga en posición vertical y la zona de estar bien ventilada para garantizar la seguridad de la dispersión del gas hidrógeno producido por estas células durante la sobrecarga. La celda de plomo-ácido es también muy pesada para la cantidad de energía eléctrica que puede suministrar. A pesar de ello, su bajo costo de fabricación y sus niveles de corriente de gran aumento hacen que su utilización sea común cuando se requiere una gran capacidad (más de 10A·h) o cuando no importan el peso y la escasa facilidad de manejo.

 
Batería de ácido-plomo con celdas de fieltro de vidrio absorbente, mostrando aparte los dos electrodos y, en medio, el material de vidrio absorbente que evita derrames del ácido.

Un tipo mejorado de la celda de electrolito líquido es la celda de plomo-ácido regulada por válvula de sellado (VRLA,por sus siglas en inglés), popular en la industria del automóvil como un sustituto para la celda húmeda de plomo-ácido, porque no necesita mantenimiento. La celda VRLA utiliza ácido sulfúrico inmovilizado como electrolito, reduciendo la posibilidad de fugas y ampliando la vida útil.[9]​ Se ha conseguido inmovilizar el electrolito, generalmente por alguna de estas dos formas:

  • Celdas de gel que contienen un electrolito semi-sólido para evitar derrames.
  • Celdas de fieltro de fibra de vidrio absorbente, que absorben el electrolito en un material absorbente realizado con fibra de vidrio especial.

Otras células portátiles recargables son (en orden de densidad de potencia y, por tanto, de coste cada vez mayores): celda de níquel-cadmio (Ni-Cd), celda de níquel metal hidruro (NiMH) y celda de iones de litio (Li-ion).[10]​ Por el momento, las celdas de ion litio tienen la mayor cuota de mercado entre las pilas secas recargables.[11]​ Mientras tanto, las pilas de NiMH han sustituido a las de Ni-Cd en la mayoría de las aplicaciones debido a su mayor capacidad, pero las de NiCd siguen usándose en herramientas eléctricas, radios de dos vías, y equipos médicos.[11]

Batería de níquel-cadmio (Ni-Cd) Batería de níquel metal hidruro (NiMH) Batería de ion litio (Li-ion)
 
 
 
Usada en cámaras de vídeo... Usada en cámaras fotográficas
y en pequeños dispositivos electrónicos
Usada en teléfonos móviles

Celdas electrolíticas

El segundo gran tipo de celdas electroquímicas convierte la energía de una corriente eléctrica en la energía química de los productos de una reacción que no se da de modo espontáneo en las condiciones de trabajo de dicha cuba. El voltaje de dicha corriente ha de ser mayor al que tendría la celda galvánica en la que se produjese el proceso inverso, por lo que también se deben conocer los potenciales de reducción.

Ejemplo: Los potenciales de reducción del cobre(II)/cobre y del zinc(II)/Zinc valen respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que aprovechara la reacción espontánea Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu proporcionaría una fuerza electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10 voltios.

 
Aparato para electrolisis del agua y otras disoluciones con matraces para recogida de los gases liberados.

Si ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metálico, habremos de introducir una fuente de alimentación que genere una diferencia de potencial de más de 1,10 voltios.

Por tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox pero ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que atraviesan la cuba. Aunque ahora existe un único recipiente, también existen dos semirreacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox:

Un ejemplo es la electrolisis del agua cuando se le hace pasar una corriente eléctrica.  

Véase también

Referencias

  1. Hermann Berg (2008), "Johann Wilhelm Ritter – The Founder of Scientific Electrochemistry", Review of Polarography, Vol. 54, No. 2, pp. 99-103.
  2. Walter D. Wetzels (1978), "J. W. Ritter: The Beginnings of Electrochemistry in Germany", in: Selected Topics in the History of Electrochemistry, eds. G. Dubpernell and J. H. Westbrook. Princeton: The Electrochemical Society, pp. 68-73.
  3. Química. American Chemical Society. Editorial Reverté, 2005. ISBN 8429170014. Pág. 680
  4. Dingrando 675.
  5. Fink, Ch. 11, Sec. "Batteries and Fuel Cells."
  6. Alkaline Manganese Dioxide Handbook and Application Manual (PDF). Energizer. Retrieved 25 August 2008.
  7. Buchmann, Isidor. Will secondary batteries replace primaries?. Battery University. Último acceso: 6 de enero de 2008.
  8. Buchmann, Isidor. Can the lead-acid battery compete in modern times?. Battery University. Último acceso: 2 de septiembre de 2007.
  9. Dynasty VRLA Batteries and Their Application el 6 de febrero de 2009 en Wayback Machine.. C&D Technologies, Inc. Último acceso: 26 de agosto de 2008.
  10. What's the best battery?. Battery University. Último acceso: 26 de agosto de 2008.
  11. Buchmann, Isidor. Battery statistics. Battery University. Último acceso: 11 de agosto de 2008.
  •   Datos: Q80097
  •   Multimedia: Electrochemical cells / Q80097

celda, electroquímica, celda, electroquímica, dispositivo, capaz, obtener, energía, eléctrica, partir, reacciones, químicas, bien, producir, reacciones, químicas, través, introducción, energía, eléctrica, cuando, esté, cargando, celda, ejemplo, común, celda, e. Una celda electroquimica es un dispositivo capaz de obtener energia electrica a partir de reacciones quimicas o bien de producir reacciones quimicas a traves de la introduccion de energia electrica cuando se este cargando la celda Un ejemplo comun de una celda electroquimica es la pila por ejemplo la estandar de 1 5 voltios o la recargable de 1 2 que es una celda galvanica simple mientras una bateria electrica consta de varias celdas conectadas en serie o paralelo Un diagrama de celda electroquimica de configuracion semejante a la pila Daniell Las dos semiceldas estan unidas por un puente salino que permite a los iones moverse entre ambos Los electrones fluyen por el circuito externo Johann Wilhelm Ritter un fisico y filosofo aleman construyo en 1802 la primera celda electroquimica con 50 discos de cobre separados por discos de carton humedecidos por una solucion salina 1 2 Indice 1 Tipos de celdas electroquimicas 2 Las semiceldas o semirreacciones en una celda voltaica 2 1 Reaccion de equilibrio 2 2 Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila 3 Tipos de celdas galvanicas 3 1 Principales tipos 3 2 Celdas galvanicas primarias 3 3 Celdas galvanicas secundarias 4 Celdas electroliticas 5 Vease tambien 6 ReferenciasTipos de celdas electroquimicas Editar Celda electrolitica mostrando los electrodos y la fuente de alimentacion que genera la corriente electrica Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reaccion redox y la conversion o transformacion de un tipo de energia en otra La celda galvanica o celda voltaica transforma una reaccion quimica espontanea en una corriente electrica como las pilas y baterias Son muy empleadas por lo que la mayoria de los ejemplos e imagenes de este articulo estan referidos a ellas La celda electrolitica transforma una corriente electrica en una reaccion quimica de oxidacion reduccion que no tiene lugar de modo espontaneo En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia quimica por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis Tambien se la conoce como cuba electrolitica A diferencia de la celda voltaica en la celda electrolitica los dos electrodos no necesitan estar separados por lo que hay un solo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones Las semiceldas o semirreacciones en una celda voltaica Editar La pila de Bunsen inventada por Robert Bunsen Una celda galvanica o celda voltaica consta de dos semiceldas conectadas electricamente mediante un conductor metalico y tambien mediante un puente salino Cada semicelda consta de un electrodo y un electrolito Las dos semiceldas pueden utilizar el mismo electrolito o pueden utilizar electrolitos diferentes Las reacciones quimicas en la celda pueden implicar al electrolito a los electrodos o a una sustancia externa como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrogeno gaseoso como reactivo En una celda voltaica completa las especies quimicas de una semicelda pierden electrones oxidacion hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones reduccion desde su electrodo Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto ionico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas 3 Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solucion saturada de nitrato de potasio Otros dispositivos para lograr la separacion de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas Un recipiente poroso se utiliza en la pila de Bunsen derecha Tambien se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reaccion redox La perdida de electrones oxidacion tiene lugar en el anodo La ganancia de electrones reduccion en el catodo Reaccion de equilibrio Editar Cada semicelda tiene una tension caracteristica llamada potencial de semicelda o potencial de reduccion Las diferentes sustancias que pueden ser escogidas para cada semicelda dan lugar a distintas diferencias de potencial de la celda completa que es el parametro que puede ser medido No se puede medir el potencial de cada semicelda sino la diferencia entre los potenciales de ambas Cada reaccion esta experimentando una reaccion de equilibrio entre los diferentes estados de oxidacion de los iones cuando se alcanza el equilibrio la celula no puede proporcionar mas tension En la semicelda que esta sufriendo la oxidacion cuanto mas cerca del equilibrio se encuentra el ion atomo con el estado de oxidacion mas positivo tanto mas potencial va a dar esta reaccion Del mismo modo en la reaccion de reduccion cuanto mas lejos del equilibrio se encuentra el ion atomo con el estado de oxidacion mas negativo mas alto es el potencial Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila Editar El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a traves de la utilizacion de los potenciales de electrodo las tensiones de cada semicelda Ver tabla de potenciales de electrodo estandar La diferencia de voltaje entre los potenciales de reduccion de cada electrodo da una prediccion para el potencial medido de la pila E p i l a E c a t o d o E a n o d o displaystyle E pila E c acute a todo E acute a nodo Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda menores de 2 5 voltios ya que los oxidantes y reductores muy potentes que se requeririan para producir un mayor potencial tienden a reaccionar con el agua Tipos de celdas galvanicas EditarPrincipales tipos Editar Las celdas o celulas galvanicas se clasifican en dos grandes categorias Las celdas primarias transforman la energia quimica en energia electrica de manera irreversible dentro de los limites de la practica Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila la energia no puede ser facilmente restaurada o devuelta a la celda electroquimica por medios electricos 4 Las celdas secundarias pueden ser recargadas es decir que pueden revertir sus reacciones quimicas mediante el suministro de energia electrica a la celda hasta el restablecimiento de su composicion original 5 Celdas galvanicas primarias Editar Articulo principal Celda primaria Bateria de acido plomo de un automovil Las celdas galvanicas primarias pueden producir corriente inmediatamente despues de su conexion Las pilas desechables estan destinadas a ser utilizadas una sola vez y son desechadas posteriormente Las pilas desechables no pueden ser recargadas de forma fiable ya que las reacciones quimicas no son facilmente reversibles y los materiales activos no pueden volver a su forma original Generalmente tienen densidades de energia mas altas que las pilas recargables 6 pero las celulas desechables no van bien en aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 ohmios 75 W 7 Celdas galvanicas secundarias Editar Articulo principal Bateria recargable Bateria de acido plomo regulada por valvula de sellado libre de mantenimiento Las celdas galvanicas secundarias debe ser cargadas antes de su uso por lo general son ensambladas con materiales y objetos activos en el estado de baja energia descarga Las celdas galvanicas recargables o pilas galvanicas secundarias se pueden regenerar coloquialmente recargar mediante la aplicacion de una corriente electrica que invierte la reacciones quimicas que se producen durante su uso Los dispositivos para el suministro adecuado de tales corrientes que regeneran las sustancias activas que contienen la pila o bateria se llaman de modo inapropiado cargadores o recargadores La forma mas antigua de pila recargable es la bateria de plomo acido 8 Esta celda electroquimica es notable ya que contiene un liquido acido en un recipiente sellado lo cual requiere que la celda se mantenga en posicion vertical y la zona de estar bien ventilada para garantizar la seguridad de la dispersion del gas hidrogeno producido por estas celulas durante la sobrecarga La celda de plomo acido es tambien muy pesada para la cantidad de energia electrica que puede suministrar A pesar de ello su bajo costo de fabricacion y sus niveles de corriente de gran aumento hacen que su utilizacion sea comun cuando se requiere una gran capacidad mas de 10A h o cuando no importan el peso y la escasa facilidad de manejo Bateria de acido plomo con celdas de fieltro de vidrio absorbente mostrando aparte los dos electrodos y en medio el material de vidrio absorbente que evita derrames del acido Un tipo mejorado de la celda de electrolito liquido es la celda de plomo acido regulada por valvula de sellado VRLA por sus siglas en ingles popular en la industria del automovil como un sustituto para la celda humeda de plomo acido porque no necesita mantenimiento La celda VRLA utiliza acido sulfurico inmovilizado como electrolito reduciendo la posibilidad de fugas y ampliando la vida util 9 Se ha conseguido inmovilizar el electrolito generalmente por alguna de estas dos formas Celdas de gel que contienen un electrolito semi solido para evitar derrames Celdas de fieltro de fibra de vidrio absorbente que absorben el electrolito en un material absorbente realizado con fibra de vidrio especial Otras celulas portatiles recargables son en orden de densidad de potencia y por tanto de coste cada vez mayores celda de niquel cadmio Ni Cd celda de niquel metal hidruro NiMH y celda de iones de litio Li ion 10 Por el momento las celdas de ion litio tienen la mayor cuota de mercado entre las pilas secas recargables 11 Mientras tanto las pilas de NiMH han sustituido a las de Ni Cd en la mayoria de las aplicaciones debido a su mayor capacidad pero las de NiCd siguen usandose en herramientas electricas radios de dos vias y equipos medicos 11 Bateria de niquel cadmio Ni Cd Bateria de niquel metal hidruro NiMH Bateria de ion litio Li ion Usada en camaras de video Usada en camaras fotograficasy en pequenos dispositivos electronicos Usada en telefonos movilesCeldas electroliticas EditarEl segundo gran tipo de celdas electroquimicas convierte la energia de una corriente electrica en la energia quimica de los productos de una reaccion que no se da de modo espontaneo en las condiciones de trabajo de dicha cuba El voltaje de dicha corriente ha de ser mayor al que tendria la celda galvanica en la que se produjese el proceso inverso por lo que tambien se deben conocer los potenciales de reduccion Ejemplo Los potenciales de reduccion del cobre II cobre y del zinc II Zinc valen respectivamente 0 34 V y 0 76 V Una pila o celda galvanica que aprovechara la reaccion espontanea Zn Cu2 Zn2 Cu proporcionaria una fuerza electromotriz de 0 34 V 0 76 V 1 10 voltios Aparato para electrolisis del agua y otras disoluciones con matraces para recogida de los gases liberados Si ahora queremos provocar la reaccion contraria Cu Zn2 Cu2 Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metalico habremos de introducir una fuente de alimentacion que genere una diferencia de potencial de mas de 1 10 voltios Por tanto en la celula electrolitica existe igualmente una reaccion redox pero ahora esta provocada por la energia electrica de las cargas que atraviesan la cuba Aunque ahora existe un unico recipiente tambien existen dos semirreacciones una en cada electrodo pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reaccion redox La perdida de electrones oxidacion tiene lugar en el anodo La ganancia de electrones reduccion se produce en el catodo Un ejemplo es la electrolisis del agua cuando se le hace pasar una corriente electrica 2 H 2 O 2 H 2 O 2 displaystyle 2 H 2 O to 2 H 2 O 2 Vease tambien EditarActividad Bateria de niquel cadmio Notacion de celdas Pila alcalina Potencial electroquimicoReferencias Editar Hermann Berg 2008 Johann Wilhelm Ritter The Founder of Scientific Electrochemistry Review of Polarography Vol 54 No 2 pp 99 103 Walter D Wetzels 1978 J W Ritter The Beginnings of Electrochemistry in Germany in Selected Topics in the History of Electrochemistry eds G Dubpernell and J H Westbrook Princeton The Electrochemical Society pp 68 73 Quimica American Chemical Society Editorial Reverte 2005 ISBN 8429170014 Pag 680 Dingrando 675 Fink Ch 11 Sec Batteries and Fuel Cells Alkaline Manganese Dioxide Handbook and Application Manual PDF Energizer Retrieved 25 August 2008 Buchmann Isidor Will secondary batteries replace primaries Battery University Ultimo acceso 6 de enero de 2008 Buchmann Isidor Can the lead acid battery compete in modern times Battery University Ultimo acceso 2 de septiembre de 2007 Dynasty VRLA Batteries and Their Application Archivado el 6 de febrero de 2009 en Wayback Machine C amp D Technologies Inc Ultimo acceso 26 de agosto de 2008 What s the best battery Battery University Ultimo acceso 26 de agosto de 2008 a b Buchmann Isidor Battery statistics Battery University Ultimo acceso 11 de agosto de 2008 Datos Q80097 Multimedia Electrochemical cells Q80097 Obtenido de https es wikipedia org w index php title Celda electroquimica amp oldid 143667018, wikipedia, wiki, leyendo, leer, libro, biblioteca,

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