Simulador de pilas galvánicas y electrólisis
Ecuaciones de esta simulación
| E° | potencial estándar de electrodo | medido frente al hidrógeno a 1 mol/L y 25 °C; el metal con el E° más bajo cede electrones y es el ánodo | |
|---|---|---|---|
| E°cell | potencial estándar de la pila | la tensión con las dos disoluciones a 1 mol/L; positiva significa que la pila funciona sola |
Con los valores actuales:
| n | electrones transferidos | 2 para el cinc y el cobre | |
|---|---|---|---|
| F | constante de Faraday | 96 485 C por mol de electrones | |
| Q | cociente de reacción | [ion en el ánodo] ÷ [ion en el cátodo], cada uno elevado a su parte de n; mientras la pila funciona Q sube y E baja, hasta que la pila se agota | |
| E | potencial de la pila ahora | lo que marca el voltímetro sin corriente |
Con los valores actuales:
| ΔG | energía de Gibbs de la reacción de la pila | negativa en una pila que funciona sola; −212 kJ/mol en la pila Daniell |
|---|
Con los valores actuales:
| I | corriente | r = 5 Ω es la resistencia interna de la pila | |
|---|---|---|---|
| moles | metal disuelto o depositado | ley de Faraday: cada mol de un ion 2+ necesita dos moles de electrones |
Con los valores actuales:
| Q | carga que ha pasado | I × t; la fuente debe dar al menos 1,23 V, más unos 0,6 V para impulsar las reacciones | |
|---|---|---|---|
| V | volumen de cada gas | a 25 °C y 1 atm, 24,5 L por mol: el doble de hidrógeno que de oxígeno |
Con los valores actuales:
Cómo usar el simulador de pilas galvánicas y electrólisis
- En una pila galvánica, elige un metal para cada lado, cada uno sumergido en una disolución de sus propios iones, unidos por un cable y un puente salino. El metal con el potencial estándar más bajo es el ánodo: se disuelve y cede electrones que van por el cable hasta el otro electrodo, donde los iones metálicos los toman y se depositan. El medidor muestra el potencial de la pila.
- Cambia las concentraciones para ver cómo la ecuación de Nernst desplaza el voltaje, y baja la resistencia de carga para sacar más corriente. Haz funcionar la pila y mira cómo el ánodo adelgaza, el cátodo engorda y, con cobre, la disolución azul palidece, mientras el voltaje baja poco a poco; las gráficas lo siguen. La Calculadora de la ecuación de Nernst calcula el potencial de una semipila a cualquier concentración.
- Cambia a la electrólisis del agua y fija la tensión de la fuente. Por encima de unos 1,8 V la corriente descompone el agua: el hidrógeno se acumula sobre el electrodo negativo y el oxígeno sobre el positivo, el doble de hidrógeno, como predicen las leyes de Faraday a partir de la carga que ha pasado.
Preguntas frecuentes
¿Cómo produce electricidad una pila galvánica?
Dos metales retienen sus electrones con distinta fuerza, medida por sus potenciales estándar de electrodo. El cinc (−0,76 V) cede sus electrones con más facilidad que el cobre (+0,34 V), así que en la pila Daniell los átomos de cinc se disuelven como Zn²⁺, los electrones van por el cable y los iones Cu²⁺ los toman en el electrodo de cobre. El puente salino deja pasar iones entre los vasos para que las dos disoluciones sigan neutras; sin él la corriente se para al instante.
¿Cómo calculo el potencial de la pila?
E°pila = E°cátodo − E°ánodo con las dos disoluciones a 1 mol/L: 0,34 − (−0,76) = 1,10 V para el cinc y el cobre. A otras concentraciones lo corrige la ecuación de Nernst: E = E° − (RT ÷ nF) ln Q, con Q = [Zn²⁺] ÷ [Cu²⁺]. Diez veces más iones de cinc que de cobre bajan el voltaje unos 30 mV.
¿Qué es la ley de Faraday de la electrólisis?
La cantidad de sustancia que se forma o se gasta en un electrodo es proporcional a la carga que pasa: moles = Q ÷ (zF), donde Q = I × t, z es el número de electrones por ion y F = 96 485 C/mol. Descomponer el agua necesita 2 electrones por molécula de hidrógeno y 4 por molécula de oxígeno, por eso se recoge exactamente el doble de hidrógeno.
¿Por qué la electrólisis del agua necesita más de 1,23 V?
1,23 V es el mínimo termodinámico, el potencial de la reacción en sentido contrario. En la práctica las reacciones de los electrodos necesitan un empujón extra, el sobrepotencial, y la disolución tiene resistencia, así que las celdas reales trabajan entre 1,8 y 2,5 V. El agua pura apenas conduce, por lo que se añade un electrolito como el sulfato de sodio, que transporta la corriente sin gastarse.
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