CELDA GALVÁNICA

I. HISTORIA

Las baterías o pilas galvánicas fueron inventadas en el año de 1800 por el físico italiano

Alessandro Volta.

A partir del descubrimiento de Luigi Galvani de que el anca de una rana colgada de un

gancho de cobre experimenta una contracción cuando se pone en contacto con la

superficie de otro metal, lo cual fue erróneamente interpretado por Galvani como

“electricidad animal”.

Volta descubrió que cuando se ponen en contacto dos metales de diferente tipo se

produce una corriente eléctrica.

Experimentando con diferentes tipos de metales, Volta construyó su primera batería

mediante el apilamiento en una columna de vidrio, de placas alternadas de cobre, papel

secante empapado en salmuera, y zinc, sucesivamente hasta completar la columna.

Finalmente al unir los dos extremos mediante un cable conductor circula una corriente

eléctrica al través del cable.

El descubrimiento de Volta hizo posible el manejo controlado de la corriente eléctrica

gracias a lo cual fue posible producir la electrólisis, que condujo a importantes

descubrimientos como la composición química del agua y de muchas otras sustancias.

En la actualidad existe un sinnúmero de artefactos, desde los automóviles hasta los

satélites, que dependen para su funcionamiento de diferentes tipos de baterías eléctricas.

II. ¿QUÉ ES UNA CELDA GALVÁNICA?

La CELDA GALVÁNICA o CELDA VOLTAICA (en honor a Luigi Galvani y Alessandro Volta), es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de REACCIONES REDOX ESPONTÁNEAS que tienen lugar dentro de la misma. Por lo general, consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semi-celdas individuales separados por una membrana porosa. Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera pila eléctrica.

Una PILA es una celda galvánica única y una BATERÍA propiamente dicha consta de varias celdas, conectadas en serie o paralelo.

COMPONENTES FUNDAMENTALES DE UNA CELDA GALVÁNICA O VOLTAICA

III. ¿CÓMO SE OBTIENE ENERGÍA ELÉCTRICA?

Para obtener energía eléctrica es necesario conectar los electrodos de la pila al aparato

que se desee hacer funcionar mediante conductores eléctricos externos.

En estas condiciones la pila descarga externamente su energía, la que es aprovechada

por el aparato para su funcionamiento, mientras que internamente se producen en los

electrodos las semirreacciones mencionadas.

Se denominan electrodos a las superficies metálicas sobre las cuales se producen las

semirreacciones de oxidación y de reducción.

Ánodo: es el electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación (el electrodo

negativo de la pila).

Cátodo: es el electrodo en el cual se produce la reacción de reducción (el electrodo

positivo de la pila).

IV. ¿CÓMO SE TRANSPORTA LA ENERGÍA?

En la conductividad eléctrica, la energía es transportada a través de la materia mediante

la conducción de cargas eléctricas, mejor conocido como corriente eléctrica.

Para producir esta corriente se necesitan conductores o portadores que conduzcan la

corriente a través de los materiales y para que exista una fuerza capaz de ponerlos en

movimiento.

Estos portadores pueden ser electrones, si se trata de metales, o los iones positivos o

negativos, si son soluciones electrolíticas.

El cobre es muy común en la conducción metálica.

En los metales encontramos un conjunto ordenado de iones positivos inmerso en una

nube de electrones.

Los iones se encuentran relativamente fijos y los electrones se mueven libremente por

todo el metal.

Cuando un campo eléctrico actúa sobre el metal, los electrones se desplazan y

transportan cargas eléctricas negativas.

La conducción eléctrica como tal se realiza de forma diferente.

Las soluciones electrolíticas, contienen iones positivos y negativos, no hay electrones

libres en solución.

Los iones no tienen posiciones fijas sino que son libres de moverse por toda la masa de

la solución.

Cuando un campo eléctrico actúa sobre una solución electrolítica, los iones son atraídos

según su carga y estos movimientos constituyen la corriente eléctrica.

V. ¿CÓMO FUNCIONA UNA CELDA GALVÁNICA?

Una celda galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos).

Cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del

catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción

química en la semipila es una reacción   redox , escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como:

M n+ (especie oxidada) + n e-   M (especie reducida)

En una pila galvánica, un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal.

Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.

El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda.

En general, para dos metales A y B:

A n+ + n e-   A

B m+ + m e-   B

m A + n B m+   n B + m A n+

Los aniones también deben ser transferidos de una semicelda a la otra. Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para

equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se reduce al estado

metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las

soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos.

El voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semipilas. Se mide conectando un voltímetro a los dos electrodos.

El voltímetro tiene una resistencia muy alta, por lo que el flujo de corriente es realmente insignificante. Cuando un dispositivo como un motor eléctrico se conecta a los electrodos fluye una corriente eléctrica y las reacciones redox se producen en ambas semipilas. Esto continuará hasta que la concentración de los cationes que se reducen se aproxime a cero.

EJEMPLO:

Para la pila Galvánica, representada en la figura 1, los dos metales son zinc (Zn) y cobre (Cu) y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente.

El zinc es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos electrodos, la reacción electroquímica es

Zn + Cu2+   Zn2+ + Cu

El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre.

El CÁTODO es el electrodo donde tiene lugar la reducción (ganancia de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo.

El ÁNODO atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el ánodo es el electrodo negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo.

Las celdas galvánicas se usan normalmente como fuente de energía eléctrica. Por su propia naturaleza producen corriente. Por ejemplo, una batería de plomo y ácido contiene un número de celdas galvánicas. Los dos electrodos son efectivamente plomo y óxido de plomo.

VI. ¿CÓMO SE CALCULA EL VOLTAJE DE LA PILA?

El potencial eléctrico estándar de una pila puede determinarse utilizando una tabla de potenciales estándar para los dos semipilas involucradas.

La primera etapa es identificar los dos metales que reaccionan en la celda. A continuación se mira el potencial estándar de electrodo, E0, en V, para cada una de

las dos semirreacciones. El potencial estándar de la pila es igual al valor de E0 más positivo menos el valor más

negativo (o menos positivo) del otro E0.

EJEMPLO:

En la figura anterior, las soluciones son CuSO4 y ZnSO4. Cada solución contiene una tira del metal correspondiente, y un puente salino o disco

poroso que conecta las dos soluciones y que permite que los iones SO42-fluyan libremente entre las soluciones de cobre y zinc.

A fin de calcular el potencial estándar de la celda se buscan las semirreacciones del cobre y del zinc y se encuentra:

Cu2+ + 2 e-   Cu: E0 = + 0,34 V

Zn2+ + 2 e-   Zn: E0 = - 0,76 V Por lo tanto, la reacción global es:

Cu2+ + Zn   Cu + Zn2+

El potencial estándar de la reacción es entonces 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V.

La polaridad de la celda se determina como sigue: el zinc metálico es reducido más fuertemente que el cobre metálico como muestra el hecho de que el potencial estándar de reducción para el zinc sea más negativo que para el cobre.

Así, el zinc metálico cede electrones a los iones Cu2+ y quedan cargados positivamente. La constante de equilibrio, K, para la celda viene dada por: \ ln K = \ frac (nFE ^ 0)

(RT) donde F es el Faraday, R es la constante de los gases y T es la temperatura en kelvin.

Para la pila Daniell K es aproximadamente igual a 1,5×1037. Así, en el equilibrio, sólo son transferidos unos pocos electrones, los suficientes para causar que los electrodos estén cargados.

Los potenciales de semicelda reales deben calcularse mediante el uso de la ecuación de Nernst ya que los solutos raramente están en sus estados estándar,

Esemicelda = E0 - {RT}/{nF}.lne Q

Dónde:

 Q es el cociente de reacción. Esto se simplifica a

Esemicelda = E0 +2,303.{RT}/{nF}.log10 [M n+]

Dónde:

 M n + es la actividad del ion metálico en la solución.

El electrodo metálico está en su estado estándar ya que por definición tiene actividad la unidad. En la práctica se utiliza la concentración en lugar de la actividad.

El potencial de la celda completa se obtiene al combinar el potencial de las dos semiceldas, por lo que depende de las concentraciones de ambos iones metálicos disueltos.

El valor de 2,303R/F es 0,19845×10-3 V/K, así a 25 °C (298,15 K) el potencial de la

semicelda cambiará en  si la concentración de un ion metálico aumenta o disminuye en un factor de 10.

Esemicelda = E0semicelda + 0,05918 /n.log10.[M n+]

Estos cálculos están basados en la hipótesis de que todas las reacciones químicas están en equilibrio.

Cuando fluye una corriente en el circuito, no se alcanzan las condiciones de equilibrio y el potencial de la pila suele reducirse por diversos mecanismos, tales como el desarrollo de las sobretensiones.

Dado que las reacciones químicas se producen cuando la pila está produciendo energía, las concentraciones de los electrólitos cambian y se reduce el voltaje de la celda.

La tensión producida por una pila galvánica depende de la temperatura debido a que los potenciales estándar dependen de la temperatura.

CELDAS GALVÁNICAS

Cuando el electrodo de hidrógeno se usa en la construcción de una celda galvánica junto con otro electrodo, permite calcular el potencial estándar de éste electrodo.

Escala de potenciales estándar de reducción

Electrodo Semirreacción de reducción Eº/ V Poder

Li+/ Li Li+ + e- → Li (s) -3,05R

E

D

U

C

T

O

R

K+/ K K+ + e- → K (s) -2,92

Ca2+/ Ca Ca2+ + 2e- → Ca (s) -2,76

Na+/Na Na+ + e- → Na (s) -2,71

Mg2+/ Mg Mg2+ + 2e- → Mg (s) -2,36

Al3+/ Al Al3+ + 3e- → Al (s) -1,68

H2O/ H2,OH-, Pt 2 H2O + 2e- → H2(g) + 2 OH- (aq) -0,83

Zn2+/ Zn Zn2+ + 2e- → Zn (s) -0.73

Cr3+/ Cr Cr3+ + 3e- → Cr (s) -0.74

Fe2+/ Fe Fe2+ + 2e- → Fe (s) -0.44

Co2+/ Co Co2+ + 2e- → Co (s) -0.28

Ni2+/ Ni Ni2+ + 2e- → Ni (s) -0.25

Sn2+/ Sn Sn2+ + 2e- → Sn (s) -0.14

Pb2+/ Pb Pb2+ + 2e- → Pb (s) -0.13

H+/H2, Pt 2 H+ + 2 e- → H2 (g) 0.00

S, H+/H2S, Pt S (s) + 2H+ (aq) + 2e- → H2S (s) +0,14

O

X

Cu2+/Cu+, Pt Cu2+ (aq) + e- → Cu+(aq) +0,15

Sn4+/Sn2+, Pt Sn4+ (aq) + 2e- → Sn2+(aq) +0,15

I

D

A

N

T

E

AgCl/Ag, Cl-, Pt AgCl (s) + e - → Ag (s) + Cl-(aq) +0,22

Cu2+/ Cu Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) +0,34

O2,H2O/OH- ,Pt O2 (g) + 2 H2O + 4 e- → 4 OH- (aq) +0,40

Cu+/ Cu Cu+ (aq) + e- → Cu (s) +0,52

I2/I-, Pt I2 (s) + 2e- → 2 I- (aq) +0,54

Pt, Fe3+/ Fe2+ Fe3+ + e- → Fe2+ +0,77

Ag+/Ag Ag++ e- → Ag +0,80

Br2/Br-, Pt Br2 (l) + 2e- → 2 Br- (aq) +1,08

O2,H+/H2O ,Pt O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e-→ 2 H2O +1,23

Cl2/Cl-, Pt Cl2 (g) + 2e- → 2 Cl- (aq) +1,36

 

VII. NOTACIÓN DE CELDAS

La celda galvánica, como la que se muestra en la figura 1, convencionalmente se describe utilizando la siguiente notación:

(ánodo) Zn(s) | ZnSO4(aq) || CuSO4(aq) | Cu(s) (cátodo)

Una notación alternativa para esta celda podría ser:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+

(aq) | Cu(s)

Donde:

(s) denota sólido.

(aq) significa un medio o disolución acuosa.

( | ) La barra vertical, denota una interfaz.

( || ) La doble barra vertical, denota una unión líquida para la que el

potencial de unión es cero, tal como un puente salino.

GENERALIZANDO:

Sustancia: Formula Química (estado físico, [ ] y/o presión)

| : Contacto entre fases diferentes

, : Separa sustancias que se encuentran en la misma fase

|| : Puente salino

VIII. TERMINOLOGÍA DE LAS REACCIONES DE OXIDACION-REDUCCION

Reacciones redox: son aquellas en las cuales hay intercambio de electrones entre las sustancias que intervienen en la reacción.

Oxidación: Pérdida de electrones por un átomo, ion o molécula (aumenta el número de oxidación).

Reducción: Ganancia de electrones por un átomo, ion o molécula (disminuye el número de oxidación).

Reacción de oxidación – reducción es una reacción en la cual ocurren simultáneamente la oxidación y la reducción porque el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción.

Agente reductor: Sustancia que se oxida (pierde electrones, aumenta el número de oxidación).

Agente oxidante: Sustancia que se reduce (gana electrones, disminuye el número de oxidación).

IX. TIPOS DE CELDAS ELECTROQUIMICAS

Existen dos tipos fundamentales de celdas y en las dos tienen logar una reacción tipo redox;

a) CELDA VOLTAICA O GALVANICA: en este tipo de celdas se transforma una reacción química espontanea en una corriente eléctrica, las utilizamos diariamente como pilas y/o baterías.

En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Cinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, yunidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Su reacción general seria esta.Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

El electrodo de cinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo.

b) CELDAS ELECTROLITICAS: una celda electrolítica consta de una liquido conductos llamado electrolito, además de unos electrodos de composición similar, la celda como tal no sirve como fuente de energía eléctrica en contraste con las celdas galvánicas, pero puede conducir una corriente eléctrica desde una fuente externa denominada acción electrolítica, es muy usada en electro deposición, electro formación, producción de gases y realización de muchos procedimientos industriales.

Algunos de los usos que tienen las celdas electrolíticas son:

• Obtención de metales activos a partir de sales fundidas.• Refinación electrolítica de metales: Alº, Cuº, Niº, etc.• Plateado o niquelado electrolítico.

X. TIPOS DE PILA Una de las primeras pilas eléctricas es la Pila Daniell. Una pila Daniell está formada

por un electrodo de zinc sumergido en una disolución diluida de sulfato de zinc y otro

electrodo de cobre sumergido en una disolución concentrada de sulfato de cobre.

Ambas disoluciones están separadas por una pared porosa. En esta situación la tensión

de disolución del zinc es mayor que la presión osmótica de los iones Zn++ y el

electrodo se disuelve emitiendo Zn++ y quedando cargado negativamente. En la

disolución de sulfato de cobre, debido a su alta concentración de iones Cu,

depositándose Cu++ sobre el electrodo de este metal que de este modo queda cargado

positivamente. En estas condiciones existirá una diferencia de potencial de 1 voltio

aproximadamente entre ambos electrodos.

CELDA DE DANIELL

Modelo de pila Daniell a principios del siglo XX

En esta versión que aparece en un libro de Electrotecnia de 1908, los electrodos están

separados por diferentes tabiques porosos.

La versión mejorada de la pila Daniell vendrá con la introducción de dos recipientes que

separan por completo las dos semirreacciones, unidos por un puente salino para evitar

la polarización de la pila.

Las dos semiceldas están separadas aunque conectadas por un puente salino.

Modelo con puente salino

Más modernamente, se construye la pila separando las dos semirreaciones en dos

recipientes diferentes: en uno de ellos hay un electrodo de cobre en una disolución de

sulfato de cobre; en el otro recipiente hay una barra de zinc en una disolución de sulfato

de zinc. Ambos electrodos metálicos están conectados por un cable conductor por donde

circula la corriente eléctrica. Los dos recipientes están unidos por el puente salino que

permite que la pila no se polarice por acumulación de cargas de un mismo signo en cada

semicelda.

Similar a la anterior es la Pila de Volta, considerada la primera en su especie. En esta

los electrodos son también zinc y cobre y el electrolito es ácido sulfúrico. Al

disolverse ambos metales en el ácido, el cobre adquiere un potencial mayor que el

zinc, estableciéndose por tanto una diferencia de potencial de aproximadamente 1

voltio entre ambos. Esta pila tiene el inconveniente de que al desprenderse hidrógeno

en el proceso, este se deposita en parte sobre el cobre impidiendo el paso de corriente,

por lo que se dice que en estas condiciones la pila se ha polarizado.

Otra pila basada en el mismo principio es la Pila Leclanché. En esta el electrolito es

una solución de cloruro amónico (Cl NH4), siendo el electrodo negativo de zinc y el

positivo una placa de carbón rodeado de una mezcla de bióxido de manganeso y

carbón pulverizado introducido en un vaso de paredes porosas. El bióxido de

manganeso actúa como despolarizante, parta evitar el fenómeno de la polarización

citado en la pila de Volta.

Las pilas secas, que son las que normalmente utilizamos. Estas son pilas de Leclanché

en las que la disolución de cloruro amónico y la mezcla de carbón y bióxido de

manganeso se ha sustituido por una pasta formada por bióxido de manganeso, cloruro

de zinc, carbón de cok, agua y una pequeña cantidad de grafito. El recipiente de zinc

es el electrodo negativo y una barra de carbón introducida en la pasta el positivo. El

cierre del recipiente se hace con una pasta no conductora que lo hace hermético.

Las baterías tienen dos parámetros fundamentales a tener en cuenta: el voltaje y la

capacidad. El voltaje en la mayoría de las baterías lo tienen ajustado a 1,5 V este valor

puede variarse. La capacidad de la batería viene medida en amperios hora, o más

generalmente en el caso de pilas pequeñas en miliamperios hora (mAh).

Pila primaria: es una pila basada en una reacción química irreversible, y por lo tanto,

es una pila no recargable (posee un solo ciclo de vida).

Pila secundaria: es aquella pila basada en una reacción química reversible y, por lo

tanto, es recargable. Se pueden regenerar sus elementos activos pasando una corriente

eléctrica en sentido contrario al de descarga. Posee ciclos de vida múltiples.

Pila botón: es una pila de tamaño reducido, de forma chata y redonda.

Batería: se denomina así a una unidad productora de energía eléctrica, constituida por

varias pilas.

Pila de combustible: Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción

química se convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o

batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona

mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila

Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o

un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del

cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la

electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en

galvanotecnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías

plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados

son productos típicos de galvanotecnia.

TIPOS DE PILACORROSIÓN

XI. CONCLUSIÓN Las celdas electroquímicas son dispositivos que producen electricidad por medio de una

reacción química, estas celdas las podemos clasificar de acuerdo a las que producen

energía eléctrica (celdas galvánicas) y las que consumen energía (celdas

electroquímicas). Sus aplicaciones nos permiten transformar energía eléctrica en

química y viceversa.

La electroquímica está basada en las reacciones de óxido-reducción, donde se produce

un cambio en los números de oxidación de los elementos implicados.

El uso del puente salino es de vital importancia puesto que concentra las disoluciones y

evita que se mezclen, además evita el potencial de unión.

La FEM medida es la suma de los dos potenciales electrodicos.

El voltaje de las celdas galvánicas depende de la diferencia de potencial existente entre

el cátodo y el ánodo.

La electro analítica abarca un grupo de métodos analíticos cuantitativos que se basa en

las propiedades eléctricas de una disolución de analito cuando forma parte de una celda

electroquímica.

Las celdas las podemos clasificar de acuerdo a las que producen energía eléctrica

(celdas galvánicas) y las que consumen energía (celdas electroquímicas).

El uso de las celdas electroquímicas es de vital importancia ya que hoy en día no habría

un método tan factible de transformar energía eléctrica en química y viceversa.

ANEXOS

EJEMPLO DE CELDA VOLTAICA

La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M (solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico), sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M (solución catódica).

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se puede llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados por un puente salino, con la transferencia de electrones, e-, a través de un alambre conductor metálico externo.

Las láminas de zinc y cobre son electrodos.

Los electrodos son la superficie de contacto entre el conductor metálico y la solución de semicelda (anódica o catódica). Si el electrodo no participan de la reacción redox (ni se oxida ni se reduce), se le llama electrodo inerte o pasivo.Cuando participa de la reacción redox, como es este caso, se denomina electrodo activo.

Recordemos que:

El electrodo en el que se produce la oxidación es el ánodo y en el que se lleva a cabo la reducción es el cátodo.

Los electrones quedan libres a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo; fluyen a través del circuito externo hacia el cátodo, donde se consumen conforme el Cu2+(ac) se reduce.

Puesto que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn2+(ac) en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, el electrodo de cobre gana masa y la solución de Cu2+(ac) se hace menos concentrada a medida que el éste se reduce a Cu(s).

Ánodo (oxidación)        Zn(s)     →     Zn2+(ac)     + 2e-

                                      Cátodo (reducción)    Cu2+(ac)   +   2e-     →     Cu(s)

Debemos tener cuidado de los signos que adjudicamos a los electrodos de una celda voltaica. Hemos visto que se liberan electrones en el ánodo conforme el zinc se oxida y fluyen al circuito externo. Puesto que los electrones tienen carga negativa, adjudicamos un signo negativo al ánodo. Por el contrario, los electrones fluyen hacia el cátodo, donde se consumen en la reducción del cobre. En consecuencia, se confiere un signo positivo al cátodo porque parece atraer a los electrones negativos.

Con el funcionamiento de la celda, la oxidación del Zn introduce iones Zn2+ adicionales en el compartimiento del ánodo. A menos que se proporcione un medio para neutralizar esta carga positiva, no podrá haber más oxidación. De manera similar, la reducción del Cu2+ en el cátodo deja un exceso de carga negativa en solución en ese compartimiento. La neutralidad eléctrica se conserva al haber una migración de iones a través un puente salino o como en este caso, a través de una barrera porosa que separa los dos compartimientos.

Un puente salino se compone de un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un electrólito, (por ejemplo: NaNO3(ac), NH4NO3(ac), NaCl(ac), KNO3(ac), entre otros) cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con el material de los electrodos.

El electrólito se suele incorporar en un gel para que la solución de electrólito no escurra cuando se invierte el tubo en U.

A medida que se produce la oxidación y la reducción de los electrodos, los iones del puente salino emigran para neutralizar la carga en los compartimientos de la celda.

Los aniones emigran hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.

De hecho, no se producirá un flujo medible de electrones a través del circuito externo, a menos que se proporcione un medio para que los iones emigren a través de la solución de un compartimiento al otro, con lo que el circuito se completa.                 

Recuerda que: La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo. Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo. El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: Los aniones se

mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso

(como en la celda de Daniell) o por un puente salino (como en el esquema anterior).

BIBLIOGRAFÍA

http://www.educarchile.cl

http://www.ciencias.huascaran.edu.pe.modulos/m_pilas/index.htm

texto Santillana, química 3er año