Las celdas electroquímicas, también conocidas como celdas galvánicas, son dispositivos que permiten la conversión directa de la energía de los enlaces químicos en trabajo eléctrico. Se componen de dos electrodos, que son conductores metálicos. Permanecen en contacto constante con un conductor iónico, un electrolito líquido o sólido. Un solo electrodo con el electrolito circundante constituye una media celda. Dependiendo del método analítico utilizado, los electrodos pueden tener un electrolito común o estar sumergidos en diferentes electrolitos.
Estas medias celdas se conectan luego mediante una llave electrolítica. Se utiliza para permitir el flujo de electrones y así mantener el contacto eléctrico entre los electrodos. Esquemáticamente, la construcción de una celda galvánica se puede describir de la siguiente manera: ánodo | electrolito de ánodo || electrolito de cátodo | cátodo En tales notaciones, las líneas verticales indican los límites de fase y las líneas dobles indican la clave electrolítica. Además, se debe prestar atención al orden en que se anotan los reactivos, siempre comenzando con la reacción de reducción desde la izquierda, luego sigue la reacción de oxidación.
Energía en la celda
En las celdas galvánicas, la energía se genera como resultado de reacciones químicas espontáneas. Un dispositivo con una aplicación similar, pero en el que la reacción se fuerza aplicando una fuente de CC externa, es el electrolizador. Como su nombre indica, lleva a cabo los procesos de electrólisis. Todas las baterías disponibles son de celdas galvánicas. Estas son pilas secas, pilas de mercurio, baterías de níquel-cadmio, que se utilizan para alimentar dispositivos eléctricos. Las reacciones espontáneas que tienen lugar en su interior se producen debido a la introducción de sustancias apropiadas en el proceso de producción.
Las reacciones en los electrodos
Durante el funcionamiento de la celda, tienen lugar procesos de oxidación y reducción en los electrodos individuales. Los electrones liberados durante la oxidación, presentes en una sola semicelda, fluyen hacia la otra semicelda, donde provocan una reacción de reducción. El electrodo en el que tiene lugar la reducción se denomina cátodo, mientras que el ánodo es el electrodo en el que tiene lugar la oxidación. Visualmente, el ánodo siempre tiene un signo negativo y los electrones del ánodo fluyen hacia el cátodo con un signo positivo. Dado que la carga positiva corresponde a un valor de potencial más alto, el cátodo muestra un potencial más alto que el ánodo.
Medias celdas
Una media celda puede estar compuesta por al menos dos fases. Uno de ellos, el electrodo, conduce electrones. El segundo es responsable de la conductividad iónica y está presente en forma de electrolito en una solución o en estado fundido. En el límite de estas fases, existe una disposición específica de electrones, iones y dipolos determinada por interacciones electrostáticas, a veces también combinadas con la adsorción de iones y moléculas dipolares.
Semiceldas tipo I
Las semiceldas de tipo I incluyen todas las semiceldas más comunes, que se forman como resultado de la introducción de un electrodo metálico en una solución salina que contiene cationes del mismo metal. Ejemplos de tales sistemas son: la semicelda de zinc Zn 2+ |Zn y la semicelda de cobre Cu 2+ |Cu. Este tipo de semiceldas también se conoce como reversibles de cationes, porque la reacción mediada por cationes se equilibra en la superficie de su electrodo. Las semiceldas de gas pertenecen a las semiceldas de tipo I. En tales sistemas, el gas está en equilibrio con sus iones en presencia de un metal que es químicamente inerte. Su función es transferir electrones sin ser un reactivo en la reacción. Sin embargo, puede ser su catalizador. Para este propósito, a menudo se usa platino. El ejemplo más importante de una media celda de gas es la media celda de hidrógeno. Una corriente de hidrógeno gaseoso pasa a través de una solución acuosa que contiene iones H + . La notación simbólica de la media celda es la siguiente: Pt | H 2 (g) | H + (c) Esta es una media celda importante en un contexto de investigación porque se supone que su potencial estándar es igual a 0 V. Esto se debe a que la actividad del hidrógeno y los iones de hidrógeno son iguales a uno. Por lo tanto, el electrodo de hidrógeno se utiliza como electrodo de referencia estándar. Los potenciales de otras semiceldas se determinan en relación con el potencial del electrodo de hidrógeno. También es un electrodo catiónico reversible. Por el contrario, otros electrodos gaseosos pueden establecer un equilibrio con el anión. De ahí su nombre: electrodos reversibles de aniones. Tales semiceldas incluyen, por ejemplo: Cl 2 (g)|Cl – (c) 
Semicélulas tipo II
El siguiente tipo de semiceldas tiene una estructura compuesta de metal, que está cubierta con una capa porosa de una sal poco soluble de este metal. Tal sistema se sumerge en una solución de una sal altamente soluble que tiene el mismo anión que la sal escasamente soluble. Este esquema se indica como: metal | sal poco soluble | anión común, por ejemplo: Ag | AgCl | Cl – Estos son electrodos reversibles de aniones comunes y su potencial depende de la actividad de estos iones, en este caso cloruro. Debido a que los electrodos de tipo II se caracterizan por su reversibilidad, durabilidad y potencial constante, a menudo se utilizan como electrodos de referencia cuando se miden los potenciales de otras medias celdas. Dos de ellos son los más utilizados para este propósito: el electrodo de cloruro de plata ya mencionado y el electrodo de calomelanos hecho de mercurio cubierto con pasta de calomelanos con una mezcla de mercurio sumergido en una solución que contiene aniones de cloruro: Hg | Hg 2 Cl 2 | cl-
Medias células redox
A pesar del nombre algo engañoso, dado que todas las semiceldas se caracterizan por reacciones redox, este grupo está reservado para las semiceldas en las que un metal químicamente inactivo (Pt, Au) se sumerge en una solución que contiene una sustancia tanto en forma oxidada como reducida. . Un ejemplo es la media celda de quinhidrona, hecha de un electrodo de platino sumergido en una solución de quinhidrona. Tal solución contiene el mismo número de moles de quinona e hidroquinona.
tipos de células
Las celdas más simples consisten en semiceldas que tienen el mismo electrolito. Sin embargo, también existen aquellos en los que las medias celdas individuales contienen diferentes soluciones. Un ejemplo de una celda de este tipo es la celda de Daniell, cuyo esquema se puede observar de la siguiente manera: Zn | Zn 2+ || Cu 2+ | Cu El ánodo está formado por un electrodo de zinc sumergido en una solución acuosa de sulfato de zinc, mientras que el ánodo es un electrodo de cobre sumergido en una solución acuosa de sulfato de cobre . Ambas semiceldas están conectadas con una llave electrolítica y no están en contacto directo entre sí. Las celdas se pueden dividir en celdas químicas y de concentración. En las celdas químicas, el proceso espontáneo es una reacción de oxidación-reducción, en la que la energía de una reacción química se convierte en energía eléctrica. Las celdas de concentración se caracterizan por el uso de los mismos electrodos y electrolitos de diferentes concentraciones. Después de cortocircuitar tales semiceldas, ocurre un proceso espontáneo para igualar las concentraciones. El proceso es la fuente de trabajo eléctrico. También hay celdas de concentración de electrodos en las que los electrodos gaseosos difieren en concentración entre sí, por ejemplo, electrodos gaseosos que difieren en la presión del gas. Estos también pueden ser electrodos de amalgama con diferentes concentraciones de amalgama.
