Una celda electrolítica es una celda electroquímica que utiliza una fuente externa de energía eléctrica para forzar una reacción química que de otra manera no ocurriría. [1] : 64, 89 [2] : GL7 La fuente de energía externa es un voltaje aplicado entre los dos electrodos de la celda ; un ánodo (electrodo cargado positivamente) y un cátodo (electrodo cargado negativamente), que están inmersos en una solución electrolítica . [1] : 89 [3] [ página necesaria ] Esto contrasta con una celda galvánica , que en sí misma es una fuente de energía eléctrica y la base de una batería . [1] : 64 La reacción neta que tiene lugar en una celda galvánica es una reacción espontánea , es decir, la energía libre de Gibbs permanece -ve, mientras que la reacción neta que tiene lugar en una celda electrolítica es la inversa de esta reacción espontánea , es decir, la energía libre de Gibbs es +ve. [3] [ página necesaria ]
En una celda electrolítica, una corriente pasa a través de la celda mediante un voltaje externo , lo que provoca que se produzca una reacción química no espontánea. En una celda galvánica, el progreso de una reacción química espontánea hace que fluya una corriente eléctrica. Una celda electroquímica de equilibrio existe en el estado entre una celda electrolítica y una celda galvánica. La tendencia de una reacción espontánea a impulsar una corriente a través del circuito externo está exactamente equilibrada por una fuerza contraelectromotriz de modo que no fluye corriente. Si se aumenta esta fuerza contraelectromotriz, la celda se convierte en una celda electrolítica, y si se reduce, la celda se convierte en una celda galvánica. [4] : 354
Una celda electrolítica tiene tres componentes: un electrolito y dos electrodos (un cátodo y un ánodo ). El electrolito suele ser una solución de agua u otros disolventes en los que se disuelven iones . Las sales fundidas , como el cloruro de sodio , también pueden funcionar como electrolitos. Cuando se activan con un voltaje externo aplicado a los electrodos, los iones del electrolito son atraídos hacia un electrodo con la carga opuesta, donde pueden tener lugar reacciones de transferencia de carga (también llamadas faradaicas o redox ). Solo con un potencial eléctrico externo (es decir, voltaje) de polaridad correcta y magnitud suficiente, una celda electrolítica puede descomponer un compuesto químico normalmente estable o inerte en la solución. La energía eléctrica proporcionada puede producir una reacción química que de otro modo no ocurriría de forma espontánea.
Michael Faraday definió el cátodo de una celda como el electrodo al que se adhieren los cationes (iones con carga positiva, como los iones de plata Ag+
) fluyen dentro de la célula, para ser reducidos al reaccionar con los electrones (cargados negativamente) de ese electrodo. Asimismo, definió el ánodo como el electrodo al que se unen los aniones (iones cargados negativamente, como los iones cloruro Cl−
) fluyen dentro de la celda, para ser oxidados depositando electrones en el electrodo. A un cable externo conectado a los electrodos de una celda galvánica (o batería), formando un circuito eléctrico, el cátodo es positivo y el ánodo es negativo. Así, la corriente eléctrica positiva fluye desde el cátodo al ánodo a través del circuito externo en el caso de una celda galvánica.
Las celdas electrolíticas se utilizan a menudo para descomponer compuestos químicos, en un proceso llamado electrólisis , donde electro significa electricidad [5] y la palabra griega lisis significa romper . Ejemplos importantes de electrólisis son la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno , y la bauxita en aluminio y otros productos químicos. La galvanoplastia (por ejemplo, de cobre, plata, níquel o cromo) se realiza utilizando una celda electrolítica. La electrólisis es una técnica que utiliza una corriente eléctrica directa (CC).
En el ámbito comercial, las celdas electrolíticas se utilizan en la electrorrefinación y la electroobtención de varios metales no ferrosos. La mayor parte del aluminio , el cobre , el zinc y el plomo de alta pureza se producen industrialmente en celdas electrolíticas.
Como ya se ha señalado, el agua, en particular cuando se le añaden iones (agua salada o agua ácida), puede electrolizarse (someterse a electrólisis). Cuando se activa mediante una fuente externa de voltaje, el hidrógeno (H+
) fluyen hacia el cátodo para combinarse con electrones y producir gas hidrógeno en una reacción de reducción. Asimismo, el hidróxido (OH−
) los iones fluyen hacia el ánodo para liberar electrones y un hidrógeno (H+
) ion para producir gas oxígeno en una reacción de oxidación.
En el cloruro de sodio fundido (NaCl), cuando pasa una corriente a través de la sal, el ánodo oxida los iones de cloruro (Cl−
) al gas cloro, libera electrones al ánodo. Asimismo, el cátodo reduce los iones de sodio (Na+
), que acepta electrones del cátodo y los deposita en el cátodo como metal de sodio.
El cloruro de sodio disuelto en agua también se puede electrolizar. El ánodo oxida los iones de cloruro (Cl−
), y produce gas cloro (Cl 2 ). Sin embargo, en el cátodo, en lugar de que los iones de sodio se reduzcan a sodio metálico, las moléculas de agua se reducen a iones de hidróxido (OH−
) y gas hidrógeno (H 2 ). El resultado general de la electrólisis es la producción de gas cloro , gas hidrógeno y solución acuosa de hidróxido de sodio (NaOH).