Celda electrolítica

Una celda electrolítica es una celda electroquímica que utiliza una fuente externa de energía eléctrica para forzar una reacción química que de otro modo no ocurriría. La fuente de energía externa es un voltaje aplicado entre los dos electrodos de la celda; un ánodo (electrodo cargado positivamente) y un cátodo (electrodo cargado negativamente), que se sumergen en una solución electrolítica. Esto contrasta con una celda galvánica, que en sí misma es una fuente de energía eléctrica y la base de una batería. La reacción neta que tiene lugar en una celda galvánica es una reacción espontánea, es decir, la energía libre de Gibbs permanece -ve, mientras que la reacción neta que tiene lugar en una celda electrolítica es la inversa de esta reacción espontánea, es decir, la energía libre de Gibbs es + ve.

Principios

En una celda electrolítica, una corriente pasa a través de la celda mediante un voltaje externo, lo que provoca que se produzca una reacción química no espontánea. En una celda galvánica, el progreso de una reacción química espontánea hace que fluya una corriente eléctrica. Una celda electroquímica de equilibrio existe en el estado entre una celda electrolítica y una celda galvánica. La tendencia de una reacción espontánea a empujar una corriente a través del circuito externo se equilibra exactamente mediante una fuerza contraelectromotriz, de modo que no fluye corriente. Si esta fuerza contraelectromotriz aumenta, la celda se convierte en una celda electrolítica, y si disminuye, la celda se convierte en una celda galvánica.

Una celda electrolítica tiene tres componentes: un electrolito y dos electrodos (un cátodo y un ánodo). El electrolito suele ser una solución de agua u otros disolventes en los que se disuelven los iones. Las sales fundidas como el cloruro de sodio también pueden funcionar como electrolitos. Cuando son impulsados por un voltaje externo aplicado a los electrodos, los iones en el electrolito son atraídos hacia un electrodo con la carga opuesta, donde pueden tener lugar reacciones de transferencia de carga (también llamadas faradaicas o redox). Sólo con un potencial eléctrico externo (es decir, voltaje) de polaridad correcta y magnitud suficiente puede una celda electrolítica descomponer un compuesto químico normalmente estable o inerte en la solución. La energía eléctrica proporcionada puede producir una reacción química que de otro modo no ocurriría espontáneamente.

Michael Faraday definió el cátodo de una celda como el electrodo al que se añaden cationes (iones cargados positivamente, como los iones de plata Ag⁺
) flujo dentro de la celda, que se reducirá reaccionando con electrones (cargados negativamente) de ese electrodo. Asimismo, definió el ánodo como el electrodo al que se unen los aniones (iones cargados negativamente, como los iones cloruro Cl⁻
) fluyen dentro de la celda, para oxidarse depositando electrones en el electrodo. A un cable externo conectado a los electrodos de una celda galvánica (o batería), formando un circuito eléctrico, el cátodo es positivo y el ánodo es negativo. Así, en el caso de una celda galvánica, una corriente eléctrica positiva fluye desde el cátodo al ánodo a través del circuito externo.

Aplicaciones

Las celdas electrolíticas se utilizan a menudo para descomponer compuestos químicos, en un proceso llamado electrólisis, donde electro significa electricidad y la palabra griega lisis significa romper. Ejemplos importantes de electrólisis son la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno, y de la bauxita en aluminio y otras sustancias químicas. La galvanoplastia (por ejemplo, de cobre, plata, níquel o cromo) se realiza utilizando una celda electrolítica. La electrólisis es una técnica que utiliza una corriente eléctrica continua (CC).

Comercialmente, las celdas electrolíticas se utilizan en la electrorefinación y electroobtención de varios metales no ferrosos. La mayoría del aluminio, cobre, zinc y plomo de alta pureza se producen industrialmente en celdas electrolíticas.

Como ya se señaló, el agua, particularmente cuando se agregan iones (agua salada o agua ácida), puede ser electrolizada (sometida a electrólisis). Cuando es impulsado por una fuente externa de voltaje, el hidrógeno (H⁺
>) los iones fluyen hacia el cátodo para combinarse con electrones y producir gas hidrógeno en una reacción de reducción. Asimismo, hidróxido (OH⁻
>) los iones fluyen hacia el ánodo para liberar electrones y hidrógeno (H⁺
) ion para producir gas oxígeno en una reacción de oxidación.

En el cloruro de sodio fundido (NaCl), cuando pasa una corriente a través de la sal, el ánodo oxida los iones de cloruro (Cl⁻
) al cloro gaseoso, libera electrones al ánodo. Asimismo, el cátodo reduce los iones de sodio (Na⁺
), que acepta electrones del cátodo y los deposita en el cátodo como sodio metálico.

El cloruro de sodio que se ha disuelto en agua también se puede electrolizar. El ánodo oxida los iones de cloruro (Cl⁻
), y produce cloro (Cl₂) gaseoso. Sin embargo, en el cátodo, en lugar de reducir los iones de sodio a sodio metálico, las moléculas de agua se reducen a iones de hidróxido (OH⁻
) y gas hidrógeno (H₂). El resultado general de la electrólisis es la producción de cloro gaseoso, hidrógeno gaseoso y una solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH).