La principal diferencia entre las pilas galvánicas y las electrolíticas radica en la dirección del flujo de electrones, la naturaleza de las reacciones (espontáneas frente a no espontáneas) y sus procesos de conversión de energía.En una célula galvánica, los electrones fluyen del ánodo al cátodo debido a una reacción química espontánea que genera energía eléctrica.Por el contrario, en una célula electrolítica, una fuente externa de energía eléctrica impulsa una reacción no espontánea, haciendo que los electrones fluyan del cátodo al ánodo.Las pilas galvánicas se utilizan en baterías, mientras que las electrolíticas se emplean en procesos como la galvanoplastia y la purificación de metales.
Explicación de los puntos clave:
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Dirección del flujo de electrones:
- Célula galvánica:Los electrones fluyen del ánodo al cátodo.Esto se debe a que el ánodo se oxida (pierde electrones) y el cátodo se reduce (gana electrones).El flujo es impulsado por la reacción química espontánea que se produce dentro de la célula.
- Célula electrolítica:Los electrones fluyen del cátodo al ánodo.En este caso, se aplica una tensión externa para impulsar una reacción no espontánea, lo que obliga a los electrones a moverse en dirección opuesta en comparación con una célula galvánica.
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Naturaleza de las reacciones:
- Célula galvánica:La reacción química es espontánea, es decir, se produce sin aporte externo de energía.La energía libre de Gibbs (ΔG) de la reacción es negativa, lo que indica que la reacción libera energía.
- Célula electrolítica:La reacción química no es espontánea y requiere una fuente externa de energía eléctrica para producirse.La energía libre de Gibbs (ΔG) de la reacción es positiva, lo que indica que debe suministrarse energía para impulsar la reacción.
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Conversión de energía:
- Célula galvánica:Convierte la energía química en energía eléctrica.La reacción redox espontánea dentro de la célula genera una corriente eléctrica que puede utilizarse para alimentar dispositivos.
- Célula electrolítica:Convierte la energía eléctrica en energía química.La energía eléctrica externa se utiliza para impulsar una reacción química que no se produciría espontáneamente, como la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno.
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Aplicaciones:
- Célula galvánica:Comúnmente utilizado en pilas y pilas de combustible para proporcionar energía eléctrica portátil.Algunos ejemplos son las pilas alcalinas y las pilas de iones de litio.
- Célula electrolítica:Se utiliza en procesos como la galvanoplastia, donde se deposita un revestimiento metálico sobre una superficie, y en la purificación de metales, donde se refinan metales impuros.Otro ejemplo es la electrólisis del agua para producir gases de hidrógeno y oxígeno.
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Configuración de la célula:
- Célula galvánica:Consiste normalmente en dos semicélulas separadas conectadas por un puente salino o una membrana porosa.Cada semicelda contiene un electrodo y un electrolito, y el puente salino permite que los iones fluyan entre las semiceldas para mantener la neutralidad eléctrica.
- Célula electrolítica:Suele consistir en un contenedor de una sola célula con ambos electrodos sumergidos en la misma solución electrolítica.Se conecta una fuente de energía externa a los electrodos para impulsar la reacción no espontánea.
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Polaridad de los electrodos:
- Célula galvánica:El ánodo está cargado negativamente y el cátodo positivamente.Esto se debe a que el ánodo libera electrones durante la oxidación, mientras que el cátodo acepta electrones durante la reducción.
- Célula electrolítica:El ánodo está cargado positivamente y el cátodo negativamente.La fuente de tensión externa obliga al ánodo a atraer aniones (iones cargados negativamente) y al cátodo a atraer cationes (iones cargados positivamente).
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Reversibilidad:
- Célula galvánica:Generalmente no son recargables, ya que las reacciones químicas están diseñadas para proceder en una dirección para generar energía eléctrica.Una vez agotados los reactivos, la célula no puede recargarse fácilmente.
- Célula electrolítica:A menudo se utiliza en procesos que pueden invertirse, como la recarga de una batería.Sin embargo, la célula en sí no suele recargarse, sino que se utiliza para impulsar un cambio químico en otro sistema.
La comprensión de estas diferencias clave permite apreciar mejor las distintas funciones y mecanismos de las pilas galvánicas y electrolíticas en diversas aplicaciones, desde el almacenamiento de energía hasta los procesos industriales.
Cuadro sinóptico:
| Aspecto | Célula galvánica | Célula electrolítica |
|---|---|---|
| Flujo de electrones | Ánodo a cátodo (espontáneo) | Cátodo a ánodo (impulsado por energía externa) |
| Naturaleza de la reacción | Espontánea (ΔG < 0) | No espontáneo (ΔG > 0) |
| Conversión de energía | Energía química → Energía eléctrica | Energía eléctrica → Energía química |
| Aplicaciones | Baterías, pilas de combustible | Galvanoplastia, purificación de metales, electrólisis del agua |
| Configuración de la célula | Dos semiceldas con un puente salino | Una sola célula con ambos electrodos en el mismo electrolito |
| Polaridad de los electrodos | Ánodo:Negativo, Cátodo: Positivo | Ánodo:Positivo, Cátodo: Negativo |
| Reversibilidad | No recargable | Se utilizan en procesos reversibles (por ejemplo, recarga de baterías) |
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