Las células electrolíticas y las células electroquímicas (en concreto, las células galvánicas) son dos tipos de sistemas electroquímicos, pero difieren fundamentalmente en su funcionamiento y finalidad.Una célula electrolítica utiliza una fuente externa de energía eléctrica para impulsar una reacción química no espontánea, convirtiendo la energía eléctrica en energía química.En cambio, una célula galvánica genera energía eléctrica a partir de una reacción química espontánea, convirtiendo la energía química en energía eléctrica.Estas diferencias se reflejan en su diseño, procesos de conversión de energía y aplicaciones.Comprender estas distinciones es crucial para aplicaciones como la recarga de baterías, la galvanoplastia y el almacenamiento de energía.
Explicación de los puntos clave:
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Dirección de Conversión de Energía:
- Célula electrolítica:Convierte la energía eléctrica en energía química.Se requiere una fuente de energía externa para impulsar una reacción no espontánea.
- Célula galvánica:Convierte la energía química en energía eléctrica.La reacción es espontánea y genera una corriente eléctrica.
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Espontaneidad de las reacciones:
- Célula electrolítica:La reacción no es espontánea, es decir, requiere un aporte energético externo (energía eléctrica) para producirse.El cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) es positivo.
- Célula galvánica:La reacción es espontánea, es decir, se produce sin aporte externo de energía.El cambio de energía libre de Gibbs (ΔG) es negativo.
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Carga del electrodo:
- Célula electrolítica:El ánodo está cargado positivamente y el cátodo negativamente debido a la tensión externa aplicada.
- Célula galvánica:El ánodo está cargado negativamente y el cátodo positivamente como resultado de la reacción química espontánea.
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Finalidad y aplicaciones:
- Célula electrolítica:Se utiliza en procesos como la galvanoplastia, la electrólisis (por ejemplo, la división del agua) y la recarga de baterías recargables.
- Célula galvánica:Se utiliza como fuente de energía en dispositivos como baterías y pilas de combustible, donde las reacciones espontáneas generan electricidad.
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Diseño y componentes:
- Ambas células constan de dos electrodos (ánodo y cátodo) sumergidos en una solución electrolítica.Sin embargo, la célula electrolítica requiere una fuente de alimentación externa, mientras que la célula galvánica no.
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Flujo de corriente:
- Célula electrolítica:La corriente es impulsada por un voltaje externo, forzando a los electrones a fluir en una dirección específica para impulsar la reacción no espontánea.
- Célula galvánica:La corriente se genera de forma natural cuando los electrones fluyen del ánodo al cátodo debido a la reacción espontánea.
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Equilibrio y fuerza contraelectromotriz:
- En una célula electroquímica en equilibrio no circula corriente porque la fuerza contraelectromotriz equilibra la reacción.Este concepto se aplica a ambos tipos de células, pero es más relevante para comprender la transición entre el funcionamiento galvánico y electrolítico.
La comprensión de estas diferencias clave permite apreciar mejor las distintas funciones y aplicaciones de las células electrolíticas y galvánicas en diversos procesos tecnológicos e industriales.
Cuadro sinóptico:
| Característica | Célula electrolítica | Célula galvánica |
|---|---|---|
| Conversión de energía | Convierte la energía eléctrica en energía química | Convierte la energía química en energía eléctrica |
| Espontaneidad | No espontánea (requiere energía externa) | Espontánea (no necesita energía externa) |
| Carga del electrodo | Ánodo:Positivo, Cátodo: Negativo | Ánodo:Negativo, Cátodo: Positivo |
| Aplicaciones | Galvanoplastia, electrólisis, recarga de baterías | Baterías, pilas de combustible, generación de energía |
| Flujo de corriente | Impulsada por tensión externa | Generada de forma natural a partir de una reacción espontánea |
| Energía libre de Gibbs (ΔG) | Positivo | Negativo |
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