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Tanto las pilas galvánicas como las electrolíticas son tipos de pilas electroquímicas, pero difieren fundamentalmente en su funcionamiento, finalidad y procesos de conversión de energía.Una célula galvánica convierte la energía química en energía eléctrica a través de una reacción redox espontánea, mientras que una célula electrolítica utiliza la energía eléctrica para impulsar una reacción química no espontánea, convirtiendo la energía eléctrica en energía química.Las principales diferencias radican en la espontaneidad de las reacciones, la dirección del flujo de electrones, el papel de las fuentes de energía externas y sus aplicaciones prácticas.Las pilas galvánicas se utilizan habitualmente en las baterías, mientras que las electrolíticas se emplean en procesos como la galvanoplastia y la electrólisis.

Explicación de los puntos clave:

1. Proceso de conversión de la energía:

   • Célula galvánica:Convierte la energía química en energía eléctrica.La reacción redox es espontánea, es decir, se produce de forma natural sin intervención externa.Esta espontaneidad se debe a la energía libre de Gibbs negativa (ΔG) de la reacción.
   • Célula electrolítica:Convierte la energía eléctrica en energía química.La reacción redox no es espontánea y requiere una fuente de energía externa para llevarse a cabo.El resultado es una energía libre de Gibbs positiva (ΔG) para la reacción.

2. Espontaneidad de las reacciones:

   • Célula galvánica:Las reacciones son espontáneas, es decir, se producen sin aporte externo de energía.La célula genera energía eléctrica como resultado de la reacción redox.
   • Célula electrolítica:Las reacciones no son espontáneas y requieren una tensión externa para impulsar la reacción.La fuente de alimentación externa proporciona la energía necesaria para forzar que se produzca la reacción.

3. Dirección del flujo de electrones:

   • Célula galvánica:Los electrones fluyen del ánodo (donde se produce la oxidación) al cátodo (donde se produce la reducción) a través de un circuito externo.Este flujo de electrones constituye la corriente eléctrica generada por la célula.
   • Célula electrolítica:La fuente de energía externa obliga a los electrones a fluir en dirección opuesta.El ánodo se convierte en el lugar de oxidación y el cátodo en el lugar de reducción, pero la dirección del flujo de electrones se invierte en comparación con una célula galvánica.

4. Papel de la fuente de energía externa:

   • Célula galvánica:No se requiere ninguna fuente de energía externa.La propia célula es la fuente de energía eléctrica, generada por la reacción química espontánea.
   • Célula electrolítica:Requiere una fuente de alimentación externa para proporcionar la energía eléctrica necesaria para impulsar la reacción química no espontánea.

5. Aplicaciones prácticas:

   • Célula galvánica:De uso común en pilas y pilas de combustible.Algunos ejemplos son la pila Daniell y las pilas alcalinas comunes utilizadas en aparatos de uso cotidiano.
   • Célula electrolítica:Se utiliza en procesos como la galvanoplastia, la electrólisis del agua para producir hidrógeno y oxígeno y el refinado de metales como el aluminio.

6. Recargabilidad:

   • Célula galvánica:Algunas células galvánicas, como las baterías recargables, pueden recargarse aplicando una tensión externa para invertir las reacciones químicas.
   • Célula electrolítica:No suelen ser recargables.Están diseñados para utilizar la energía eléctrica para impulsar reacciones químicas, y los productos de estas reacciones suelen recogerse o utilizarse en procesos posteriores.

7. Convención sobre la denominación de electrodos:

   • Célula galvánica:El ánodo es el electrodo donde se produce la oxidación y el cátodo donde se produce la reducción.Los electrones fluyen del ánodo al cátodo.
   • Célula electrolítica:El ánodo sigue siendo el lugar de oxidación y el cátodo el lugar de reducción, pero la dirección del flujo de electrones se invierte debido a la fuente de energía externa.

8. Función electrolítica:

   • Célula galvánica:El electrolito facilita el movimiento de iones entre los electrodos para mantener el equilibrio de la carga a medida que los electrones fluyen por el circuito externo.
   • Célula electrolítica:El electrolito también facilita el movimiento de los iones, pero su función principal es apoyar la reacción no espontánea impulsada por la fuente de energía externa.

En resumen, aunque tanto las pilas galvánicas como las electrolíticas implican reacciones redox y el movimiento de electrones e iones, tienen finalidades distintas y funcionan en condiciones diferentes.Las pilas galvánicas son fuentes de energía que generan electricidad a partir de reacciones espontáneas, mientras que las electrolíticas consumen electricidad para impulsar reacciones no espontáneas, a menudo con fines industriales o de procesamiento químico.

Cuadro sinóptico:

Aspecto	Célula galvánica	Célula electrolítica
Conversión de energía	Convierte la energía química en energía eléctrica (reacción espontánea).	Convierte la energía eléctrica en energía química (reacción no espontánea).
Espontaneidad	Las reacciones son espontáneas (ΔG < 0).	Las reacciones no son espontáneas (ΔG > 0) y requieren energía externa.
Flujo de electrones	Los electrones fluyen del ánodo al cátodo a través de un circuito externo.	Los electrones fluyen en sentido inverso debido a una fuente de energía externa.
Energía externa	No requiere una fuente de energía externa.	Requiere una fuente de energía externa para impulsar la reacción.
Aplicaciones	Utilizado en baterías y pilas de combustible (por ejemplo, pila Daniell, pilas alcalinas).	Se utiliza en galvanoplastia, electrólisis y refinado de metales (por ejemplo, aluminio).
Recargabilidad	Algunas son recargables (por ejemplo, las pilas recargables).	Normalmente no son recargables.
Nombres de los electrodos	Ánodo: oxidación, Cátodo: reducción.	Ánodo: oxidación, Cátodo: reducción (flujo de electrones invertido).
Función de los electrolitos	Facilita el movimiento de los iones para mantener el equilibrio de la carga.	Soporta la reacción no espontánea impulsada por energía externa.

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