- Parts de la cel·la galvànica
- funcionament
- Reaccions d'oxidació i reducció
- El pont salí
- Potencials d'oxidació i reducció
- Representació simbòlica d'una cel·la galvànica
- aplicacions
- La cel·la galvànica en la vida diària
- Construcció d'una cel·la galvànica casolana
- materials
- procediment
- referències
La cel·la galvànica o cel·la voltaica és un tipus de cel·la electroquímica que consta de dos metalls diferents immersos en dos semiceldas, en què un compost en solució activa una reacció espontània.
Llavors, un dels metalls en una de les semiceldas s'oxida mentre el metall de l'altra semicelda es redueix, produint un intercanvi d'electrons a través d'un circuit extern. Això permet aprofitar el corrent elèctric.
Figura 1. Esquema i parts d'una cel·la galvànica. Font: corinto.pucp.edu.pe.
El nom de «cel·la galvànica» és en honor a un dels pioners de l'experimentació amb l'electricitat: el metge i fisiòleg italià Luigi Galvani (1737-1798).
Galvani va descobrir en 1780 que si s'unien per un extrem cables de metalls diferents i els extrems lliures es posaven en contacte amb l'anca d'una granota (morta), llavors es produïa una contracció.
No obstant això, el primer a construir una cel·la electroquímica per produir electricitat va ser el també italià Alessandro Volta (1745-1827) en 1800 i d'allí el nom alternatiu de cel·la voltaica.
Parts de la cel·la galvànica
Les parts d'una cel·la galvànica es mostren a la figura 1 i són les següents:
1.- Semicelda anòdica
2.- Elèctrode anòdic
3.- Solució anòdica
4.- Semicelda catòdica
5.- Elèctrode catòdic
6.- Solució catòdica
7.- Pont salí
8.- Conductor metàl·lic
9.- Voltímetre
funcionament
Per explicar el funcionament d'una cel·la galvànica ens recolzarem en la inferior:
Figura 2. Model didàctic de cel·la galvànica. Font: slideserve.com
La idea fonamental d'una cel·la galvànica és que el metall que pateix la reacció d'oxidació quedi separat físicament de l'metall que es redueix, de manera tal que l'intercanvi d'electrons passa a través d'un conductor extern que permet aprofitar el flux de corrent elèctric, per exemple per encendre una bombeta o led.
A la figura 2 a la semicelda de l'esquerra es té una cinta de coure (Cu) metàl·lic immersa en una solució de sulfat de coure (CuS0 4), mentre que a la semicelda dreta es té una cinta de zinc (Zn) immersa en una solució de sulfat de zinc (ZnSO 4).
Ha de notar-se que en cada semicelda el metall de cadascuna està present en dos estats d'oxidació: els àtoms neutres de metall i els ions metàl·lics de la sal de el mateix metall en dissolució.
Si les cintes metàl·liques no estan unides mitjançant un cable conductor exterior, llavors tots dos metalls s'oxiden per separat en les seves respectives cel·les.
No obstant això, a l'estar connectades elèctricament passa que al Zn es produirà oxidació mentre que en el Cu hi haurà una reacció de reducció. Això es deu al fet que el grau d'oxidació de l'zinc és més gran que el de l'coure.
El metall que s'oxida cedeix electrons a l'metall que es redueix a través del conductor exterior i aquest flux de corrent pot aprofitar-se.
Reaccions d'oxidació i reducció
La reacció que ocorre en el costat dret entre l'elèctrode metàl·lic de zinc i la solució aquosa de sulfat de zinc és la següent:
Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4) 2- → 2 Zn 2+ (aq) + (SO 4) 2 + 2 i -
Un àtom de zinc (sòlid) en la superfície de l'elèctrode anòdic a la semicelda de la dreta, estimulat pels ions positius de l'zinc en solució, cedeix dos electrons i es desprèn de l'elèctrode, passant a la solució aquosa com un ió doble positiu de zinc.
Ens adonem que el resultat net va ser que un àtom de zinc neutre de l'metall, mitjançant la pèrdua de dos electrons, va passar a ser un ió de zinc que se suma a la solució aquosa, de manera que la barra de zinc va perdre un àtom i la solució va adquirir un ió doble positiu.
Els electrons alliberats preferiran moure pel cable extern cap al metall de l'altra semicelda amb càrrega positiva (càtode +). La barra de zinc va perdent massa ja que els seus àtoms passen gradualment a la solució aquosa.
L'oxidació de l'zinc pot resumir-se així:
Zn o (s) → Zn 2+ (aq) + 2 e -
La reacció que ocorre a la banda esquerra és similar, però el coure de la solució aquosa capta dos electrons (provinents de l'altra semicelda) i es diposita en l'elèctrode de coure. Quan un àtom capta electrons es diu que es redueix.
La reacció de reducció de l'coure s'escriu així:
Cu 2+ (aq) + 2 e - → Cu o (s)
La barra de coure va guanyant massa, ja que els ions de la solució passen a la barra.
L'oxidació es produeix a l'ànode (negatiu), el qual repel·leix els electrons, mentre la reducció ocorre en el càtode (positiu), que atrau els electrons. L'intercanvi d'electrons es produeix a través de l'conductor extern.
El pont salí
El pont salí equilibra les càrregues que es van acumulant en les dues semiceldas. A la semicelda anòdica s'acumulen ions positius, mentre que a la catòdica va quedant un excés d'ions negatius de sulfat.
Per al pont salí s'usa una solució d'una sal (com clorur de sodi o clorur de potassi) que no intervingui en la reacció, la qual està en un tub en forma d'U invertida amb els seus extrems tapats amb una paret de material porós.
L'única finalitat d'el pont salí és que els ions es filtrin cap a cada cel·la equilibrant o neutralitzant l'excés de càrrega. D'aquesta manera a través del pont salí es produeix un flux de corrent, a través dels ions salins, que tanca el circuit elèctric.
Potencials d'oxidació i reducció
S'entén per potencials estàndard d'oxidació i reducció als que es produeixen en ànode i càtode a la temperatura de 25ºC i amb solucions de concentració 1 M (un molar).
Per al zinc seu potencial estàndard d'oxidació és E o x = +0,76 V. Mentrestant, el potencial estàndard de reducció per al coure és E xarxa = 0,34 V. La força electromotriu (fem) produïda per aquesta cel·la galvànica és: fem = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.
La reacció global de la cel·la galvànica pot escriure així:
Zn o (s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu o (s)
Tenint en compte a l'sulfat la reacció neta és:
Zn o (s) + Cu 2+ (SO 4) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4) 2 + Cu o (s)
El sulfat és un espectador, mentre els metalls intercanvien electrons.
Representació simbòlica d'una cel·la galvànica
La cel·la galvànica de la figura 2, es representa simbòlicament de la següent manera:
Zn o (s) -Zn 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) (1M) -Cu o (s)
Per convenció, a l'esquerra es col·loca sempre el metall que s'oxida i forma l'ànode (-) i separat per una barra (-) el seu ió en estat aquós. La semicelda anòdica es separa de l'catòdica per dues barres (-) que representa el pont salí. A la dreta es col·loca la semicelda de l'metall que es redueix i forma el càtode (+).
En la representació simbòlica d'una cel·la galvànica l'extrem esquerre sempre és el metall que s'oxida i en l'extrem dret es col·loca el metall (en estat sòlid) que es redueix. Cal advertir que a la figura 2 les semiceldas estan en posició inversa respecte de la representació simbòlica convencional.
aplicacions
Coneguts els potencials estàndard d'oxidació de diferents metalls és possible determinar la força electromotriu que produirà una pila galvànica construïda amb aquests metalls.
En aquesta secció s'aplicarà el que s'exposa en la seccions anteriors per calcular la força electromotriu neta d'una cel·la construïda amb altres metalls.
Com a exemple d'aplicació considerem una cel·la galvànica de ferro (Fe) i coure (Cu). Com a dada es donen les següents reaccions de reducció i el seu potencial estàndard de reducció, és a dir a 25ºC i concentració 1 M:
Fe 2+ (aq) + 2 e - → Fe (s). E1 xarxa = -0,44 V
Cu 2+ (aq) + 2 e - → Cu (s). E2 xarxa = 0,34 V
Es demana trobar la força electromotriu neta que produeix la següent cel·la galvànica:
Fe (s) -fe 2+ (aq) (1M) - Cu 2+ (aq) -Cu (s)
En aquesta pila el ferro s'està oxidant i és l'ànode de la cel·la galvànica, mentre que el coure s'està reduint i és el càtode. El potencial d'oxidació de l'ferro és igual però de signe contrari que el seu potencial de reducció, és a dir E1 OXD = +0,44.
Per obtenir la força electromotriu produïda per aquesta cel·la galvànica, sumem el potencial d'oxidació de ferro amb el potencial de reducció de l'coure:
fem = E1 OXD + E2 xarxa = -E1 xarxa + E2 xarxa = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.
La cel·la galvànica en la vida diària
Les cel·les galvàniques d'ús quotidià disten molt en forma del que s'usa com a model didàctic, però el seu principi de funcionament és el mateix.
La cel d'ús més comú és la pila alcalina de 1,5 V en les seves diferents presentacions. El nom de pila ve perquè es tracta d'un conjunt de cel·les connectades en sèrie per tal d'augmentar la fem.
Les bateries recarregables de liti també es basen en el mateix principi de funcionament de les cel·les galvàniques i són les que es fan servir en els telèfons intel·ligents, rellotges i altres dispositius.
De la mateixa manera les bateries de plom dels automòbils, motos i llanxes són de 12V i es basen en el mateix principi de funcionament de la cel·la galvànica.
Les cel·les galvàniques s'usen en estètica i en la regeneració muscular. Hi ha tractaments facials que consisteixen a aplicar corrent mitjançant dos elèctrodes en forma de corró o esfera que netegen i tonifiquen la pell.
També s'apliquen polsos de corrent per regenerar la musculatura en persones que estan en estat de postració.
Construcció d'una cel·la galvànica casolana
Hi ha moltes maneres de construir una cel·la galvànica casolana. Una de les més senzilles és usant vinagre com a solució, claus d'acer i cables de coure.
materials
-Vasos plàstics sol ús
-Vinagre blanc
-Dos cargols d'acer
-Dos trossos de filferro de coure nu (sense aïllant o vernís)
-Un voltímetre
procediment
Omplir ¾ parts de l'got amb vinagre.
-Unir els dos cargols d'acer amb diverses voltes de filferro, deixant un tros de filferro sense enrotllar.
L'extrem sense enrotllar del cable de coure es doblega en forma d'U invertida, de tal manera que es recolzi en la vora de l'got i els cargols quedin submergits en el vinagre.
Figura 3. Celda galvànica casolana i multímetre. Font: youtube.com
Un altre tros de cable de coure es dobla igualment en U invertida i es penja a la vora de l'got en posició diametralment oposada a l'els cargols submergits, de manera que una porció de l'coure quedi dins el vinagre i l'altra porció de cable de coure per fora de l'got.
Es connecten els extrems lliures dels cables de l'voltímetre per mesurar la força electromotriu produïda per aquesta senzilla cel·la. La fem d'aquest tipus de cel·les és de 0,5V. Per igualar la fem d'una pila alcalina es requereix construir dues cel·les més i unir les tres en sèrie, de manera que s'obtingui una pila de 1,5 V
referències
- Borneo, R. Cel·les galvàniques i electrolítiques. Recuperat de: clasesdequimica.blogspot.com
- Cedró, J. Química general. PUCP. Recuperat de: corinto.pucp.edu.pe
- Farrera, L. Introducció a l'electroquímica. Departament de Fisicoquímica UNAM. Recuperat de: depa.fquim.unam.mx.
- Wikipedia. Celda electroquímica. Recuperat de: es.wikipedia.com.
- Wikipedia. Cel·la galvànica. Recuperat de: es.wikipedia.com.