Se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre corriente eléctrica. Para ello se necesita la existencia de una diferencia de potencial entre dos puntos o polos (uno negativo y el otro positivo) de dicha fuente, que sea capaz de bombear o impulsar las cargas eléctricas a través de un circuito cerrado.

Existen diferentes dispositivos capaces de suministrar energía eléctrica, entre los que podemos citar:

Pilas o baterías: Son las fuentes de FEM más conocidas del gran público. Generan energía eléctrica por medios químicos. Las más comunes y corrientes son las de carbón-zinc y las alcalinas, que cuando se agotan no admiten recarga. Las hay también de níquel-cadmio (Ni Cd), de níquel e hidruro metálico (Ni-MH) y de ión de litio (Li-ion), recargables. En los automóviles se utilizan baterías de plomo-ácido, que emplean como electrodos placas de plomo y como electrolito ácido sulfúrico mezclado con agua destilada.

LA FUERZA ELECTROMOTRIZ (FEM)

Celdas fotovoltaicas o fotoeléctricas: Llamadas también celdas solares, transforman en energía eléctrica la luz natural del Sol o la de una fuente de luz artificial que incida sobre éstas. Su principal componente es el silicio (Si). Uno de los empleos más generalizados en todo el mundo de las celdas voltaicas es en el encendido automático de las luces del alumbrado público en las ciudades.

Efecto piezoeléctrico: Propiedad de algunos materiales como el cristal de cuarzo de generar una pequeña diferencia de potencial cuando se ejerce presión sobre ellos.

Potenciales Estándar De Reducción

El Potencial Estándar de Reducción es la espontaneidad, o la tendencia a que suceda la reacción redox entre dos especies químicas. Una reacción redox se puede suponer que es la suma de dos semirreacciones. Podemos atribuir a cada una de las semipilas o electrodos un potencial. Así, el potencial de la pila (Eº) vendrá dado por la diferencia de los dos potenciales de electrodo:

Eº pila = Eº reducción - Eº oxidación

O lo que es lo mismo:

Eº Celda = Eº cátodo - Eº ánodo

Es necesario aclarar que el “potencial de electrodo” es la carga electrostática que tiene un electrodo, y el “potencial de reducción” es la carga electrostática que tiene un electrodo asociado a una reacción de reducción. El Potencial de reducción es como se conoce a la tendencia de las especies químicas de un electrodo en una celda galvánica a adquirir

electrones. Se produce por la reacción de dos semiceldas que no están en equilibrio y se mide en mili voltios por comparación con un electrodo de referencia como el de hidrógeno. El potenciómetro solo permite circular una corriente pequeña, de modo que la concentración de las dos semiceldas permanece invariable. Si sustituimos el potenciómetro por un alambre, pasaría mucha más corriente, y las concentraciones variarían hasta que se alcance el equilibro. En este momento no progresaría más la reacción, y el potencial "E" se haría cero. Cuando una batería (que es una celda galvánica) se agota (V=0) los productos químicos del interior han llegado al equilibrio, y desde ese momento la batería ha muerto.

Ejemplo:

2Ag+ + Cus → 2Ags + Cu2+

Potenciales de semicelda

El potencial de una celda es la diferencia entre dos potenciales de dos semiceldas o de dos electrodos simples, uno relacionado con la semireacción del electrodo de la derecha (E der) y el otro, con la semirreacción del electrodo de la izquierda (E izq). Por tanto, de acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de unión líquida es despreciable, o no hay unión líquida, se puede escribir el potencial de la celda, Ecelda, como:

Ecelda = Ederecha - Eizquierda

O bien se le conoce como:

Ecelda = Reducción - Oxidación

Aunque no se pueden determinar los potenciales absolutos de los electrodos como tales, si se puede determinar con facilidad los potenciales de electrodo relativos.

Descarga de una celda galvánica

La celda galvánica está en un estado de no equilibrio debido a que la gran resistencia del voltímetro evita que la celda se descargue de manera significativa. Cuando se mide el potencial de la celda no sucede ninguna reacción y lo que se mide es la tendencia a que suceda la reacción, si se deja que proceda. Si se deja que la celda se descargue al sustituir el voltímetro con un medidor de corriente de baja resistencia, se lleva a cabo la "reacción espontánea de la celda". Tipos de electrodos:

1. Electrodo de referencia estándar de hidrógeno: Para que los valores de potenciales relativos de electrodo tengan aplicacíon amplia y sean de utilidad, se emplea una semicelda de referencia frente a la cual se comparan todas las demás. Un electrodo como éste debe ser fácil de fabricar, ser reversible y sumamente reproducible. El Electrodo estándar de hidrógeno (EEH), a pesar de que tiene una utilidad práctica limitada, se ha empleado en todo el mundo durante muchos años como electrodo de referencia universal. Es un electrodo de gas común.

2. Potencial de electrodo y potencial estándar de electrodo

Diagrama de una celda

Potencial estándar de electrodo (E°)

Se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad.

Para obtener potenciales de electrodo se le atribuye un valor arbitrario a uno de ellos, que se toma como referencia. Los demás se determinan midiendo el potencial de la pila, formada por el electrodo problema, enfrentado al de referencia. El signo del potencial depende del sentido en que transcurra la reacción del electrodo. Por convenio, los potenciales de electrodo se refieren a la semirreacción de reducción. El potencial es entonces positivo, cuando la reacción que ocurre en el electrodo (enfrentado al de referencia) es la reducción, y es negativo cuando es la oxidación. El electrodo más común que se toma como referencia para tabular potenciales de electrodo es el del par H+ (ac, 1M)/H2 (1 atm), que se denomina electrodo de referencia o normal de hidrógeno, el cual posee valor = 0 V.

También puede construirse una escala de potenciales de electrodo tomando cualquier otro electrodo de referencia. En esta práctica se va a considerar como electrodo de referencia el par Cu2+ (ac)/Cu0. Este par se enfrentará al formado por otros metales y sus correspondientes iones en disolución, obteniéndose así una escala de potenciales de reducción equivalente a la escala electroquímica, que está tabulada a continuación:

Nº Reacción Eº (V)1 Li+ + e- → Li −3.022 Cs+ + e- → Cs −3.023 Rb+ + e- → Rb −2.994 K+ + e- → K −2.925 Ba2+ + 2e- → Ba −2.906 Sr2+ + e- → Sr −2.897 Ca2+ + 2e- → Ca −2.878 Na+ + e- → Na −2.719 Mg2+ + 2e- → Mg −2.34

10 Al3+ + 3e- → Al −1.5711 Mn2+ + 2e- → Mn −1.0512 Zn2+ + 2e- → Zn −0.7613 Fe2+ + 2e- → Fe −0.4414 Cd2+ + 2e- → Cd −0.4015 Co2+ + 2e- → Co −0.2816 Ni2+ + 2e- → Ni −0.2517 Sn2+ + 2e- → Sn −0.1418 Pb2+ + 2e- → Pb −0.1819 2H+ + 2e- → H2 0.0020 S + 2e- → S2- 0.1421 Cu2+ + e- → Cu- 0.1522 Cu2+ + 2e- → Cu 0.3423 ClO- + H2O + 2e- → Cl- + 2OH- 0.5224 I2 + 2e- → 2I- 0.53

25 MnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 +

4OH- 0.57

26 Fe3+ + e-^ → Fe’^2+ 0.7727 Ag+ + e- → Ag 0.8028 NO3

- + 2H+ + e- → NO2 + H2O 0.8129 NO3

- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O 0.9630 ClO- + H2O + 2e- → ClO3

- + H2O 1.0031 Br2 + 2e- → Br- 1.0732 MnO2 + 4H+ + 2e- → Mn2+ + 2H2O 1.21

33 Cr2O72- + 14H+ + 6e0^-^’ → 2Cr3+ +

7H2O1.36

34 Cl2 + 2e- → 2Cl- 1.3635 Au3+ + 3e- → Au 1.4236 MnO4

- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O 1.5237 H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O 1.7738 F2 + 2e- → 2F- 2.86

Celdas Galvánicas

Dispositivos para llevar a cabo una electrólisis (proceso mediante el cual un compuesto químico se descompone en sus elementos o compuestos más simples por acción de la corriente eléctrica.) o producir electricidad por medio de una reacción química.

Una celda electroquímica de corriente continua consta de 2 conductores (electrodos) cada uno sumergido en una disolución adecuada de electrolito.

Para describir una celda se utiliza la siguiente notación:

En primer lugar se escribe el material del electrodo negativo utilizando su símbolo químico, luego se coloca una línea vertical para separar el electrodo de la solución de iones de concentración determinado.

Inmediatamente se usa el símbolo II para señalar el puente salino, a continuación se coloca la segunda solución iónica de concentración conocida el signo II y por último el signo del metal.

Las celdas que producen energía eléctrica se llaman celdas galvánicas, las que son causadas por el consumo de energía química.

Las celdas que consumen energía son las celdas electroquímicas; consumen corriente de una fuente de corriente externa, almacenando como consecuencia energía química electrolítica.

Construyendo una celda electroquímica

Las celdas electroquímicas son diseñadas de manera tal que al producirse la reacción espontánea de los electrones que son transferidos desde el agente oxidante, lo hagan por un circuito externo. Así se genere a una corriente eléctrica.

Para mantener en contacto las disoluciones donde se encuentran los metales y completar el circuito, se emplea un puente salino; el cual consiste en un tubo de vidrio doblado en forma de U en el cual se vierte algún electrolito fuerte, pero que no reacciona ni con las disoluciones ni con los metales. Los tubos externos del tubo en U se taponan con un poco de algodón, logrando solo el flujo de iones sin que se mezclen disoluciones. Los electrones fluyen a través del alambre del agente reductor al oxidante, y los iones de ambas disoluciones acuosas fluyen de un compartimiento al otro para mantener una carga neta igual a cero.

También la celda electroquímica consta de un circuito exterior, como un voltímetro que mide el potencial eléctrico, el cual es expresado en volts (V)

A la superficie donde ocurre tanto la reacción de oxidación como la de reducción, se le llama electrodo. Al electrodo donde ocurre la semi-reacción de oxidación se le llama ánodo y se le asigna un signo negativo (-). Al electrodo donde ocurre la semi-reaccion de reducción se le llama cátodo, que tiene el signo positivo (+)

Variables que intervienen en las reacciones electroquímicas

Coulomb (C), que es la unidad práctica de carga (Q) y se define como la cantidad de electricidad que pasa a través de una sección transversal dada de un conductor en un segundo, cuando la corriente es un ampere.El ampere (A) es la unidad de intensidad de corriente eléctrica (I). Un ampere es igual a un coulomb/segundo

Q=IT

Entonces:

Intensidad = carga / tiempo = Q / t

Pilas galvánicas

Q=IT

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”.

Las celdas galvánicas producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones.

Esta separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad.

La reacción se lleva a cabo hasta que se cierra el interruptor que se encuentra en el circuito externo. La electricidad que se produce es suficiente para encender una lámpara. El electrodo de Zn pierde electrones, convirtiéndolo en ánodo y ocurriendo oxidación. El electrodo de Cu se convierte en cátodo debido a que gana electrones, ocurriendo la reducción.

Tipos de pila:

Una de las primeras pilas eléctricas, 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.

1. 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).

2. 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.

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

4. Batería: Se denomina así a una unidad productora de energía eléctrica, constituida por varias pilas.

5. 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 galvanotécnia 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 galvanotécnia.