Name: galvanic cells and battery reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 2 min 47 s
Channel: JoVE

Una reacción redox espontánea genera electricidad, que puede cargar dispositivos eléctricos. Pero:cómo funciona? Considere la reacción redox entre el cobre y una solución de nitrato de plata.Cuando se coloca en un recipiente, el cobre se oxida a iones cuprosos, mientras que los iones de plata se reducen a un precipitado de plata. Aquí, la transferencia de electrones es directa y no genera corriente eléctrica. Sin embargo, cuando estas semirreacciones están físicamente separadas y conectadas a través de un circuito externo, se observa una corriente eléctrica.Esta configuración se denomina celda electroquímica, y se define además como celda galvánica o voltaica para una reacción redox espontánea. Una celda galvánica consta de semiceldas que contienen las mezclas de reacción de la semicelda de un electrodo de metal sólido en su correspondiente solución de electrolito. Aquí, es cobre en nitrato de cobre acuoso y plata en nitrato de plata acuoso.Los reactivos separados experimentan un potencial de celda, pero sin una conexión externa, no se produce ninguna reacción o flujo de electrones. Una vez conectados externamente, los electrones se ven obligados a fluir indirectamente sobre el circuito externo, lo que permite que las reacciones se produzcan en los respectivos electrodos. Por convención, la oxidación ocurre en el ánodo que lleva una carga negativa, y la reducción en el cátodo que lleva una carga positiva.A medida que ocurre la transferencia de electrones, se forman iones positivos en la mitad de la celda de oxidación e iones negativos en la mitad de la celda de reducción. Esto provoca una acumulación de carga positiva y negativa que impide un mayor flujo de electrones y debe neutralizarse continuamente para que la reacción progrese. Por lo tanto, las dos medias celdas están unidas por un puente de sal:un tubo en U invertido que contiene una pasta o gel de un electrolito inerte como el nitrato de sodio.A medida que avanza la reacción redox, los contraíones fluyen hacia las respectivas semiceldas para garantizar la neutralidad de la carga sin mezclar electrolitos. Se utilizan notaciones especiales, o esquemas de celda, para describir una celda galvánica. La oxidación se representa en el lado izquierdo y la reducción en el derecho.Una línea vertical doble indica un puente de sal que conecta las dos medias celdas, mientras que las líneas verticales simples indican interfaces entre las fases del componente. Si existen dos o más componentes en la misma fase, se separan con comas.

celdas voltaicas/galvánicas

Voltaic/Galvanic Cells

Reacciones químicas espontáneas
 Las reacciones redox espontáneas ocurren abundantemente en la naturaleza. La reacción química que se produce en una pila AA desechable que alimenta nuestros controles remotos es un ejemplo de reacción redox espontánea. Otro ejemplo es la inmersión de alambre de cobre enrollado en una solución acuosa de nitrato de plata. La reacción muestra un cambio de color gradual, visualmente impresionante, de incoloro a azul brillante y la formación de un precipitado gris en el alambre de cobre. En este experimento, el cobre sufre oxidación para formar iones cuprosos, lo que hace que la solución sea azul, mientras que los iones de plata se reducen para formar un precipitado de plata en el alambre.
 La reacción se puede resumir de la siguiente manera:
 <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />
 Aquí, hay una transferencia directa y espontánea de electrones desde el alambre de cobre a los iones acuosos de plata.
 Celdas electroquímicas y celdas galvánicas
 Supongamos que un dispositivo contiene todos los reactivos y productos de un sistema redox, pero evita el contacto físico entre los reactivos. Por lo tanto, se evita la transferencia directa de electrones; en su lugar, se produce indirectamente a través de un circuito externo que entra en contacto con los reactivos separados. Los dispositivos de este tipo se denominan generalmente celdas electroquímicas.
 Una célula electroquímica es un instrumento en el cual una corriente eléctrica es generada por una reacción redox sin contacto directo entre los átomos que reaccionan. Las celdas electroquímicas en las que se crea una corriente debido a una reacción redox espontánea se conocen como celdas galvánicas o voltaicas (nombradas por Luigi Galvani y Alessandro Volta).
 Componentes de una celda galvánica
 En la Figura 1 se muestra una celda galvánica basada en la reacción espontánea entre cobre y plata (I). Una celda galvánica típica consta de dos medias celdas, cada una de las cuales contiene un par redox conjugado, o una pareja, de un solo reactivo. La media celda de la izquierda contiene el par Cu(0)/Cu(II) en forma de lámina de cobre sólida y una solución acuosa de nitrato de cobre. La media celda derecha contiene el par Ag(I)/Ag(0) como lámina de plata sólida y una solución acuosa de nitrato de plata. Se conecta un circuito externo a cada media celda en su lámina sólida, lo que significa que cada lámina de Cu y Ag funcionan como un electrodo. La reacción se produce en la interfaz entre la mezcla de reacción de cada celda y su respectivo electrodo. El ánodo es el electrodo en el que se produce la oxidación y tiene una carga negativa, mientras que el cátodo es el electrodo en el que se produce la reducción y tiene una carga positiva.
 Las dos medias celdas están conectadas por un puente salino, que es un tubo en forma de U invertida que contiene un gel o pasta de un electrolito inerte como cloruro de potasio o nitrato de amonio. El puente salino ayuda a mantener separadas las mezclas de reacción, al tiempo que garantiza el equilibrio de carga de la reacción. La reacción espontánea en esta celda produce cationes Cu2 en la media celda del ánodo y consume iones Ag+ en la media celda del cátodo, lo que resulta en un flujo compensatorio de iones inertes del puente salino que mantiene el equilibrio de carga. El puente salino proporciona un flujo de iones inertes, asegurando que la reacción continúe neutralizando la acumulación de iones positivos y negativos en el ánodo y el cátodo. Por lo tanto, el aumento de las concentraciones de Cu2+ en la media celda del ánodo se equilibra mediante un influjo de NO3− desde el puente salino, mientras que un flujo de Na+ en la media celda del cátodo compensa la disminución de la concentración de Ag+.
 <img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
 Figura 1: Una celda galvánica basada en la reacción espontánea entre los iones cobre y plata (I).
 Representación de una celda galvánica mediante esquemas de celdas o notaciones de celdas
 La celda galvánica se representa simbólicamente mediante esquemas de celda o notaciones de celda.
 • En los esquemas de celdas, todas las interfaces entre las fases de los componente están representadas mediante líneas paralelas verticales. 
 •  Si existen dos o más componentes en la misma fase, se separan en la representación mediante comas. 
 •  El ánodo se representa a la izquierda del esquema y el cátodo a la derecha. 
 •  Una línea vertical doble indica un puente salino o un tabique poroso entre las dos semirreacciones. 
 ↮  Por convención, el esquema comienza con el ánodo y procede de izquierda a derecha, identificando las fases e interfaces encontradas dentro de la celda, terminando con el cátodo.
 Por ejemplo, la celda galvánica anterior consiste en un ánodo de cobre sólido sumergido en nitrato acuoso de cobre (II) conectado a través de un puente salino a una solución acuosa de nitrato de plata (I) sumergida en un cátodo sólido de plata. La conversión de esta declaración en simbolismo siguiendo las directrices anteriores da como resultado el esquema de celda:
 <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />
 Este texto es adaptado de<a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells"> Openstax, Química 2e</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">,</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">17.2 Celdas Galvanicas.</a>

Celdas Voltaicas/Galvánicas

Reacciones químicas espontáneas
Las reacciones redox espontáneas ocurren abundantemente en la naturaleza. La reacción química que se produce en una pila AA desechable que alimenta ...

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TÉRMINOS Y CONCEPTOS CLAVE

galvanic cells and battery reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire.

In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the same time, silver ions gain electrons and become silver metal on the copper wire. This is a direct, spontaneous transfer of electrons from copper to the aqueous silver ions.

An electrochemical cell keeps the reactants and products of a redox reaction in the same device but prevents the reacting atoms from touching. Because of this separation, electrons move indirectly through an external circuit instead of moving by direct contact. When the current comes from a spontaneous redox reaction, the cell is called a galvanic cell or a voltaic cell. These names come from Luigi Galvani and Alessandro Volta.

A galvanic cell has two half-cells, and each half-cell contains one redox couple. In the copper-silver cell, the left half-cell contains the Cu(0)/Cu(II) couple as solid copper foil in copper nitrate solution. The right half-cell contains the Ag(I)/Ag(0) couple as solid silver foil in silver nitrate solution. Each metal foil is an electrode because the external circuit connects to it.

The reaction happens at the boundary between each solution and its electrode. Oxidation occurs at the anode, which carries a negative charge. Reduction occurs at the cathode, which carries a positive charge. The two half-cells are joined by a salt bridge, an inverted U-tube with a gel or paste of an inert electrolyte such as potassium chloride or ammonium nitrate.

The salt bridge keeps the half-reactions separate and helps maintain charge balance. As copper ions build up in the anode half-cell, inert nitrate ions move in to balance the charge. At the cathode, silver ions are used up, so inert sodium ions can move in to compensate. This ion flow helps the cell keep running.

A galvanic cell can also be written as a cell notation, or cell schematic. Vertical lines show phase boundaries, and a double line shows the salt bridge or a porous partition. By convention, the anode is written on the left and the cathode on the right. The notation starts with the anode and moves left to right through each phase and interface until it ends at the cathode, such as in the copper-silver cell described here.

Galvanic Cells and Battery Reactions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Explore how galvanic cells turn spontaneous redox reactions into electric current, using battery chemistry, half-cells, electrodes, salt bridges, and cell notation.

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Galvanic Cells and Battery Reactions

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