Celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas ligan la química con la electricidad: transforman energía química en eléctrica (pilas) o usan corriente eléctrica para provocar una reacción (electrólisis). El tema aparece en el temario de Ingeniería y Ciencias Físico Matemáticas del IPN dentro de la física, de modo que se evalúa con razonamiento cuantitativo sobre cargas, corrientes y masas depositadas.

Qué debes dominar

• Oxidación y reducción: el ánodo es donde ocurre la oxidación; el cátodo, donde ocurre la reducción.
• Celda galvánica: reacción espontánea que produce corriente; puente salino y flujo de electrones del ánodo al cátodo.
• Potencial estándar: E°_celda = E°_cátodo − E°_ánodo.
• Celda electrolítica: la corriente externa impulsa una reacción no espontánea, como el niquelado.
• Leyes de Faraday: masa depositada m = M · I · t / (n · F), con F ≈ 96 485 C/mol.
• Aplicaciones: pilas, baterías recargables, galvanoplastia y obtención de metales.

Ejemplos. Una pila de zinc (E° = −0.76 V) y cobre (E° = +0.34 V) da 0.34 − (−0.76) = 1.10 V. Si una celda electrolítica con sulfato de cobre se alimenta con 2 A durante 1930 s, pasan 3860 C, o sea 0.04 mol de electrones, y se depositan 0.02 mol de Cu, es decir 1.27 g.

Cómo practicarlo

Con un esquema de celda en el que se pide marcar el ánodo, el cátodo y el sentido de los electrones, con el cálculo de la fem a partir de potenciales dados y con problemas de masa depositada para una corriente y un tiempo.

Errores comunes

• Confundir los signos del ánodo y del cátodo entre celda galvánica y electrolítica.
• Olvidar multiplicar por el número de electrones n de la semirreacción.
• Restar los potenciales al revés.
• Usar minutos en lugar de segundos en la fórmula de Faraday.