ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUIMICA
La electroquímica es el estudio de las transformaciones químicas
La electroquímica es el estudio de las transformaciones químicas
producidas por corrientes eléctricas y de la producción de electricidad
por medio de la transformación de sustancias químicas.
Trata los
t
í i
d l
f
ó
lé t i
aspectos químicos de los fenómenos eléctricos.
IMPORTANCIA:
IMPORTANCIA:
* Campo multidisciplinario de estudio de gran significación teórico-práctica.
* Medidas electroquímicas permiten obtener datos termodinámicos tales
como ΔG, ΔH y ΔS
,
y
* Base de la generación de electricidad por reacciones químicas
Aplicaciones prácticas:
REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
Oxidación:
pérdida de electrones
Reducción
: ganancia de electrones
•Una especie química se oxida cuando pierde electrones y su estado de
oxidación aumenta.
•Una especie química se reduce cuando gana electrones y su estado de
p
q
g
y
oxidación disminuye.
* Un oxidante es una especie que provoca la oxidación de otra especie y
como consecuencia se reduce.
como consecuencia se reduce.
* Un reductor es una especie que provoca la reducción de otra especie y
Reacciones redox.
023_REDOXREACTS2.movZn° + Cu
2+Zn
2++ Cu°
024_SILVERCRYSTA.movReglas para números de oxidación
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
Sustancias Elementales 0 Grupo IA +1 Grupo IIA +2
Suma de los números de oxidación
* Compuestos: cero HCl = (+1) + (-1) = 0 Grupo VIIA -1, +7 Oxígeno -2, -1 Hidrógeno +1, -1 HCl (+1) + ( 1) 0
* Iones mono o poliatómicos: carga SO42- = (+6) + 4.(-2) = -2
BALANCEO DE REACCIONES REDOX
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 En algunos casos el balanceo de reacciones redox
2Na + Cl2 → 2NaCl
HCl + Al → AlCl3 + H2
es sencillo, pero generalmente debe emplearse un método denominado “Método del Ión Electrón”
Método del iòn-electrón:
* Medio ácido: Reacción entre el FeCl2 y el K2Cr2O7
6 (F +2 F +3 + 1 ) h i ió d id ió Recordar que en
6.(Fe+2 → Fe+3 + 1e-) hemirreacción de oxidación
Cr2O7-2 + 6e- + 14H+ → 2Cr+3 + 7H
2O hemirreacción de reducción
* Medio básico: Reacción entre el KMnO4 y el KI
Recordar que en ambos casos se deben satisfacer los balances de 4 y 3.(2I- → I 2 + 2e-) hemirreacción de oxidación
2.(2H2O + MnO4- + 3e- → MnO
2 + 4HO-) hemirreacción de reducción
ELECTRICIDAD. CONCEPTOS BÁSICOS
Carga campo eléctrico potencial eléctrico corriente eléctrica
Carga, campo eléctrico, potencial eléctrico, corriente eléctrica
2 2 , 1 2 1 r m m G Fgrav = × × 2 2 , 1 2 1 r q q k Felec = × ×
Así como el peso (F que actúa sobre una masa
i
e
-+
Así como el peso (Fgra que actúa sobre una masa dentro de un campo gravitatorio) está asociado a la energía potencial gravitatoria, la Felec que actúa sobre una carga dentro de un campo eléctrico está+
+
+
+
--
g prelacionada con la energía potencial eléctrica.
Líneas de fuerza del campo
+
+
-F Eelec elec → → = welec = F→elec.→d
La corriente eléctrica es el movimiento de partículas cargadas en un campo eléctrico. Entre las placas hay una diferencia de
q
t
q
i
=
Unidades:
potencial eléctrico igual al trabajo para llevar la unidad de carga desde una placa hasta la otra.
q
w
V
elec elec=
Δ
Unidades:
C (Coulombs) = unidad de carga eléctrica. e- = carga eléctrica de Un sólo electrón.
F (Faradays) = carga de Un Mol de electrones; 1 F = e- x N = 96500 Coul
F (Faradays) = carga de Un Mol de electrones; 1 F = e x NA = 96500 Coul i (Amperes) = intensidad de corriente eléctrica; 1 Amp =1 Coul/Seg
CONDUCCIÓN DE LA CORRIENTE. PORTADORES
Conductores de primera especie:
En un metal las partículas móviles (o portadores) son los electrones.
Solución
-
+
Conductores de segunda especie:
En una solución electrolítica o en una sal fundida los portadores son los cationes y los aniones. La capacidad de
p y p
una solución para conducir la electricidad depende de las propiedades y la concentración de los portadores de carga.
-
+
RESISTENCIA ELÉCTRICA. LEY DE OHM
1 Voltio de diferencia de potencial
i = 1 Ampere
R= V / i
⇒ V = i . R & i = V / R
Pila galvánica:
Flujo de electrones Puente salino
Ánodo Circuito Cátodo
Pila o Celda Galvánica: Dispositivo, formado por un conjunto de fases conductoras
CELDAS GALVÁNICAS Y ESPONTANEIDAD
p , p j
(metálicas y electrolíticas), capaz de transformar la energía química en energía eléctrica.
PILA DE DANIEL
Cu+2 + Zn0 → Cu0 + Zn+2
Representación de las pilas:
)
|
2(
) || C
2(
) | C
a) Zn | Zn
2+(1M) || Cu
2+(1M) | Cu
b) Zn | Zn
2+(1M)
⋮ Cu
2+(1M) | Cu
c)
Pt | I
-(aq),I
2
(aq) || Fe
+3(aq),Fe
+2(aq) | Pt
| = separación de fases, ڭ= placa fritada
¿Por qué los electrones fluyen espontáneamente a través
del circuito externo?
del circuito externo?
Alta energía energía potencial Ánodo es de electron e B j Cátodo Flujo d Baja energía potencial
Dif
i d
t
i l
“ t
i l” “ lt j ”
Diferencia de potencial = “potencial” o “voltaje”
Sistema internacional
El potencial se mide en
voltios (V)
y la unidad de carga
es el
culombio (C)
es el
culombio (C)
J
1
C
1
J
1
V
1
=
Fuerza electromotriz (FEM): diferencia de potencial medida
d
l
La FEM depende de las reacciones específicas que se llevan
La FEM depende de las reacciones específicas que se llevan
a cabo en el cátodo y en el ánodo, de la concentración de
los reactivos y de la temperatura.
Condiciones estándar:
Temperatura: 298 K
Concentración: 1M
Concentración: 1M
Presión: 1 atm
Potencial de pila y energía libre de reacción.
p
y
g
ΔG = w
ΔG w
ew
ee= -n F ΔE
F:
Constante de Faraday
96486 C ≈ 96500 C
F:
Constante de Faraday
≡ 96486 C ≈ 96500 C
ΔG = -n F ΔE
ΔG = n F ΔE
Q
nF
RT
E
E
=
Δ
0−
ln
Δ
Ecuación de Nernst
ΔG <O
ΔE >0
espontáneo
nF
ΔG <O ΔE >0
espontáneo
ΔG =O
ΔE =0
equilibrio
ΔG O ΔE 0
equilibrio
ΔG >O ΔE <0
no espontáneo
ΔVReversible suele llamarse Fuerza Electro-Motriz (FEM) de la pila. ¿Pero qué significa
FUERZA ELECTROMOTRIZ & ECUACIÓN DE NERST
ΔVReversible suele llamarse Fuerza Electro Motriz (FEM) de la pila. ¿Pero qué significa (en la práctica) medir ΔV en condiciones Reversibles?
FEM
pila= 1.10 V
e
-i
La corriente eléctrica convencional fluye del cátodo al ánodo en el sentido del potencialEl instrumento de medida tiene una resistencia tan grande que i ≈ 0
i
Zn
Cu
cátodo al ánodo, en el sentido del potencial eléctrico descendente (Los e- van al revés)
resistencia tan grande que i ≈ 0.
¿Por qué se mide en esas condiciones?
↓
+
-
ΔG
-w
Má El ió R=
SO C SOnFE
ΔG
w
ΔG
versible acción Máx Elec acción Re Re . Re−
=
ZnSO4 1M CuSO4 1MG
G
RT
Q
o acciónln
Re=
Δ
+
Δ
E = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre los
Q
RT
E
E
ol
Ecuación de Nerst
E diferencia de potencial (reversible: i 0) entre los bornes de la pila cuando el cociente de reacción valeQ a la temperatura T.
E0 = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre
Q
nF
E
E
=
o−
ln
E0 = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entreCELDA GALVÁNICAS vs. CELDAS ELECTROLÍTICAS
CELDA ELECTROLITICA
CELDA GALVÁNICA CELDA ELECTROLITICA
Los alrededores (fuente) hacen trabajo sobre el sistema (celda)
CELDA GALVÁNICA
El sistema (celda) hace trabajo sobre los alrededores (carga)
Á
O id ió Á d ( ) Oxidación, Ánodo (+)
A- → A + e -Reducción, Cátodo (-) B+ + e- → B Energía Eléctrica ⇓ Energía Química Oxidación, Ánodo (-) X → X+ + e -Reducción, Cátodo (+) Y+ + e- → Y Energía Química ⇓ Energía Eléctrica B+ + e → B
Reacción total (Celda):
A- + B+ → A + B (ΔG > 0)
Y+ + e- → Y
Reacción total (Celda):
X + Y+ → X+ + Y (ΔG < 0) ( )
Se usa para transformar sustancias oxidándolas o reduciéndolas.
( )
Combinando electrodos se pueden “armar” muchas pilas diferentes. Por ejemplo:
FEM DE PILAS & COMBINACIÓN DE ELECTRODOS
Pt | H
2(1 atm.) | HCl (1 M) | AgCl | Ag
Nota: esta pila no necesita “puente salino”. HCl es al mismo tiempo anolito y catolito.
¿Como puede PREDECIRSE el sentido de una reacción?
AgCl + e
-→ Ag
0+ Cl
-& H
2
→ 2H
++2e
-Espontánea?
Ó
Ag
0+ Cl
-→ AgCl + e
-& 2H
++ 2e
-→ H
2
Espontánea?
ECUACIÓN DE NERST. ESPONTANEIDAD & EQUILIBRIO
Q
RT
E
E
ol
Cuando Q < K
eq⇒ E > 0 & ΔG < 0, espontáneo
C
Q
& G
Q
nF
E
E
=
o−
ln
Cuando Q = K
eq⇒ E = 0 & ΔG = 0, hay equilibrio
Cuando Q > K
eq⇒ E < 0 & ΔG > 0, no espontáneo
RT nFE eq eq o o
e
K
K
nF
RT
E
E
si
=
0
⇒
=
ln
&
=
NO SE PUEDE CONOCER EL POTENCIAL INDIVIDUAL
DE UN ELECTRODO
Electrodo estándar de hidrógeno.
Pt
Hemirreacción de referencia:
2H
+ELECTRODO DE REFERENCIA. ENH
Ox + ne
-→ Red
H
2(1 atm)
i = 0
*El resultado de la medida de FEM de la pila:
Pt | H2(1 atm) | H+ (1 M) || Cu++(1M) | Cu
Ox ne
Red
es 0,34 V. H2 → 2H+ + 2e- (ánodo) Cu+2 + 2e- Cu (cátodo)H
+(1M)
Cu+2 + 2e- → Cu (cátodo)Definimos entonces al potencial normal de reducción para el electrodo:
X
Cu
Zn
X
Eº(Cu++/Cu0) = 0,34 V
X
n+(1M)
Cu
Zn
2+2+(1M)
(1M)
*El resultado de la medida de FEM en la pila:
X
n+(1M)
Pt | H2(1 atm) | H+ (1 M)
La convención adoptada asigna:
*Un valor positivo para todos los
Zn | Zn++(1M) || H+ (1 M) | H
2(1 atm) | Pt
es 0,76 V.
Zn → Zn++ + 2e- (ánodo)
Un valor positivo para todos los electrodos cuya tendencia a reducirse es mayor que la del ENH.
*Un valor negativo para todos los
Zn → Zn + 2e (ánodo) 2H+ + 2e- → H
2 (cátodo)
Definimos entonces al potencial normal de
Un valor negativo para todos los electrodos cuya tendencia a reducirse es menor que la del ENH.
reducción para el electrodo:
voltímetro
ánodo
de Zn
Comparti-de Zn
p miento catódico (electrodo Comparti-miento ( estándar de hidrógeno) anódicoΔE° = 0,76 V
E°
c– E°
a= 0,76 V = 0,00 V – E°
aE
cE
a0,76 V 0,00 V E
aE°
a= -0,76 V
voltímetro
Llave
Llave
Cátodo
Puente salino
Comparti-de Cu
miento
anódico
(electrodo
Comparti
(
estándar de
hidrógeno)
Comparti-miento
catódico
ΔE° = 0,34 V
E° – E° = 0 34 V = E° - 0 00 V
E
cE
a= 0,34 V = E
c0,00 V
E°
c= 0,34 V
Ag
+/Ag
+0.80 V
La forma oxidada tiene
POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO
g
g
Fe
3+/Fe
2++0.77 V
Cu
2+/Cu
+0 34 V
a
o
a o dada t e e
una mayor tendencia a
reducirse que el protón
Cu
2/Cu
+0.34 V
H
+/H
2+0.00 V
en el ENH.
Pb
2+/Pb
-0.13 V
Zn
2+/Zn
-0.76 V
La forma oxidada tiene
una menor tendencia a
Al
3+/Al
-1.67 V
Na
+/Na
2 70 V
u a
e o
te de c a a
reducirse que el protón
en el ENH.
Na /Na
-2.70 V
La FEM de la pila de Daniel en condiciones Normales o Estándar se calcula como:
E = E E = 0 34V ( 0 76V) = 1 10 V EPILA = ECAT - EAN = 0.34V - (- 0.76V) = 1.10 V
La FEM estándar de una pila se calcula como: E = ECat – EÁn, es la diferencia de “alturas” en la tabla: “Altura” del Cu + “Profundidad” del Zn (0.34 + 0.76 = 1.1V).
Potencial
Consideremos una reacción REDOX cualquiera: RT
[
Red 1]
HEMIRREACCIONES & POTENCIALES DE ELECTRODO
Consideremos una reacción REDOX cualquiera:
1) Ox1 + ne- ⇔ Red
1 Reducción catódica
2) Red2 ⇔ Ox2 + ne- Oxidación anódica
[
]
[
]
[
]
[
2]
1 1 Red ln Ox Red ln RT E E nF RT E E o A A o C C − = − =Como E = E(Cátodo) - E(Ánodo), tenemos
:
[
] [ ]
[ ] [
Re
1 2]
ln
d
Ox
RT
)
E
(E
-E
E
E
=
C A=
Co−
Ao−
×
[
Ox 2]
ln nF E EA A[ ] [
1Re
2]
ln
d
Ox
nF
)
E
(E
E
E
E
C A C A×
Como la corriente eléctrica convencional fluye del cátodo al ánodo, en el sentido del potencial descendente se tiene que: E > E E = E E
potencial descendente se tiene que: ECat > EAn , E = ECat – EAn
Nota: Recordar que los valores Ecat y Eán en realidad corresponden a las FEM de celdas construidas empleando al ENH como una de las hemiplilas.
PILAS DE CONCENTRACIÓN
¿Cual será el potencial de una pila como la siguiente ?:
Nót l Eº
Ag
(s)| Ag
+(0.1 M) || Ag
+(1 M) | Ag
(s)La reacción en la pila será:
Ag+(1 M) + e- ⇔ Ago Cátodo RT
[ ]
Ag+Nótese que el Eº para pilas de concentración es nulo y que la fuerza impulsora del proceso Ag (1 M) + e ⇔ Ago Cátodo Ago ⇔ Ag+ (0.1 M) + e- Anodo
[ ]
[ ]
CÁTODO ÁNODO Ag Ag nF RTE =− ln + impulsora del proceso es la diferencia de las
Si la reacción electroquímica que ocurre en un electrodo (por ejemplo, el cátodo) de
CELDAS ELECTROLÍTICAS. LEYES DE FARADAY
una celda electrolítica fuera:
Cu
+++ 2e
-⇔ Cu
0Con nuestros conocimientos de ESTEQUIOMETRIA podemos asegurar que sobre el cátodo se depositará 1 mol de Cobre (63.5 g) por cada 2 moles de electrones (2 F = 2 x 96500 coul) que circulen por la celda. Si en el ánodo de la misma celda
i l ió
ocurriera la reacción:
½ H
2⇔ H
++ e
-Podemos asegurar que se consumirá ½ mol de Hidrógeno (1 gramo o 11 2 L en Podemos asegurar que se consumirá ½ mol de Hidrógeno (1 gramo o 11,2 L en CNTP) y se formará 1 mol de protones por cada mol de electrones (1 F = 96500
coul) que circulen por la celda. También podríamos afirmar que se desprenderá
1 mol de Hidrógeno (2 g o 22 4 L) y se formarán 2 moles de protones por cada mol
1 mol de Hidrógeno (2 g o 22.4 L) y se formarán 2 moles de protones por cada mol de Cobre que se deposite.
Cu
+++ 2e
-⇔ Cu
02 (½ H
H
)
2 (½ H
2⇔ H
++ e
-)
Vemos que la misma cantidad de
CELDAS ELECTROLÍTICAS EN SERIE
e
-electricidad (carga) circula por ambas celdas. Por ejemplo, una vez que haya circulado UN FARADAY por el
e
-circuito se habrán depositado 1 mol de Ag, formado ½ mol de O2, depositado ½ mol de Cu y formado un mol de H+.
1
2
SEGUNDA LEY DE FARADAY: Las cantidades de distintas sustancias formadas, consumidas, depositadas,
Anod 1
Cat 1
Anod 2
Cat 2
Cu
+++ 2e
-⇔ Cu
o, , p ,
desprendidas (etc.) en los electrodos por el pasaje de una misma cantidad de electricidad son proporcionales a
Ag
++ e
-⇔ Ag
o½ H
2⇔ H
++ e
-H
2O
⇔ ½ O
2+ 2 H
++2e
-sus EQUIVALENTES REDOX.
2 2
e = Equivalente Redox (es la masa formada o
consumida por mol de electrones).
)
(Farad
Q
e
m
=
×
consumida por mol de electrones).E = Equivalente Electroquímico (masa formada o
consumida por el pasaje de un coulomb).
LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA
Oxidación:
2H
2O(l)
→ 4H
+(aq) + O
2(g) + 4e
-2H
2O(l)
→ 4H (aq) + O
2(g) + 4e
Reducción:
Reducción:
4H
2O(l) + 4e
-→ 2H
2(g) + 4OH
-(aq)
Reacción total en la celda
Reacción total en la celda
2H
2O(l) → 2H
2(g) + O
2(g)
Nota: Obsérvese la diferencia
APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS
OBTENCIÓN DE ENERGÍA ELECTRICA
PILAS COMERCIALES
Pila:
fuente de energía portátil
Batería:
arreglo de pilas conectadas en serie
Ventaja:
son portátiles
Ventaja:
son portátiles
Acumulador de plomo
Pb
(s)/ PbSO
4(s)/ H
2SO
4(ac)/ PbSO
4(s)/ PbO
2(s)/ Pb
(s)ACUMULADOR DE PLOMO: (100 años, es la tecnología más antigua del automóvil)
Pb | PbSO4↓ | H2SO4(≈35% p/p) | PbSO4↓ | PbO2↓ | Pb FEM = 2 V
Pb + SO42- → PbSO 4 ↓ + 2 e- ánodo PbO SO 2 4 H+ 2 PbSO ↓ 2 H O át d PbO2 + SO42-+ 4 H+ + 2 e- → PbSO 4 ↓ + 2 H2O cátodo PbO2 + Pb + 2H2SO4 → 2 PbSO4↓ + 2 H2O Pb Esponja de Pb Pasta de PbO2 H2SO4 ⇒ δ = 1,2-1,3 gr/ml: Por lo
tanto puede medirse el estado del acumulador usando un densímetro
Celda Galvánica
DESCARGA
M t Motor iniciador
Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción
Celda plomo-ácido
Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción
Celda Electrolítica
CARGA
Aislante
Pasta de MnO2alrededor de Pasta de MnO2 alrededor de una barra de grafito
Pasta de ZnCl2 y NH4Cl carcasa de Zn metálico carcasa de Zn metálico
Usos:
artefactos comunes del hogar (linternas, radios, juguetes)
Ventaja:
baratas, seguras, disponibles en varios tamaños
Desventaja:
cuando el drenaje de corriente es grande, el
NH
l d
íd d
lt j
id
Pilas alcalinas:
Electrolito: NaOH
Electrolito: NaOH
Ánodo (oxidación)
Zn
(s)+ 2OH
-(aq)
Æ ZnO
(s)+ H
2O
(l)+
2e-Cátodo (reducción)
Cátodo (reducción)
2MnO
2 (s)+ 2H
2O
(l)+ 2e
-Æ Mn(OH)
2(s)+ 2OH
-(aq)Reacción global:
Reacción global:
2MnO
2 (s)+ H
2O
(l)+ Zn
(s)ÆZnO
(s)+ Mn(OH)
2(s)E=
1.5V
Ventaja:
mayor vida útil que las
il
pilas comunes
Desventaja:
más caras que las
Desventaja:
más caras que las
E = 1.6 V
Anodo:
Zn(s) + 2OH
-(aq) Æ ZnO(s) + H
2
O(l) + 2e
-( )
( q)
( )
2( )
Catodo (Hg):
H O ( )
2H O(l)
2
Æ H ( )
2OH (
)
HgO (s) + 2H
2O(l) + 2e-
Æ Hg(s) + 2OH- (aq)
Catodo (Ag):
Catodo (Ag):
Ag
2O (s) + H
2O(l) + 2e-
Æ 2Ag(s) + 2OH- (aq)
Ventajas:
pequeñas, potencial alto, la plata no es tóxica
Pb
(s)+ SO
4=(ac)
→ PbSO
4(s)+ 2 e
-(s) 4 (ac) 4(s)PbO
2(s)+ 4H
+(ac)+ SO
4=(ac)+ 2e
-→ PbSO
4(s)+ 2 H
2O
(l)Pb
(s)+ PbO
2(s)+ 4H
+(ac)
+ 2SO
4=(ac)→ 2PbSO
4(s)+ 2H
2O
(l)PbSO
4 (s)+ 2 e
-→ Pb
(s)+ SO
4= (ac)b
b
+PbSO
4(s)+ 2 H
2O
(l)→ PbO
2(s)+ 4H
+ (ac)+ SO
4=(ac)+ 2e
-2PbSO
4(s)+ 2H
2O
(l)→ Pb
(s)+ PbO
2(s)+ 4H
+Batería de Ni/Cd
Cd
(s)/Cd(OH)
2(s)/KOH
(ac)/Ni(OH)
3(s)/ Ni(OH)
2(s)/Ni
(s)Usos:
en aparatos “inalámbricos”: teléfonos, afeitadoras, etc.
Ventajas:
j
recargable, liviana, los agentes oxidante y reductor
g
,
,
g
y
se regeneran durante la carga y tienen un potencial constante.
D
j
l
d i
ó i
Baterías de Níquel- hidruro metálico
Reemplazan a las de Ni/Cd. En la hemirreación anódica se
oxida el hidrógeno adsorbido sobre aleaciones metálicas
g
(M, por ej: LaNi
5) en un electrolito alcalino.
Anodo:
MH(s) + OH- (aq) Æ M(s) + H
2O(l) +
e-Catodo:
NiO(OH)(s) + H O (l) + e
Æ Ni(OH) (s) + OH(aq)
Catodo:
NiO(OH)(s) + H
2O (l) + e-
Æ Ni(OH)
2(s) + OH(aq)
Reacción global: MH(s) + NiO(OH) (s)
Æ M (s) + Ni(OH)
2(s)
Reacción global: MH(s) NiO(OH) (s) Æ M (s) Ni(OH)
2(s)
E = 1.4 V
Usos:
Ventajas:
recargable, liviana, alta potencia, no tiene Cd.
Las celdas de combustible son baterías cuyos reactivos son suministrados desde una
CELDAS DE COMBUSTIBLE
Hid ó b tibl INVESTIGACION Y DESARROLLO
fuente externa. En la celda de combustible de H2/O2, estos gases reaccionan cada cual en un electrodo separado para dar H+ y OH-, que luego forman agua. Estas celdas son
usadas en submarinos y naves espaciales.
Hidrógeno combustible INVESTIGACION Y DESARROLLO
EN CELDAS DE COMBUSTIBLE
“The Electrochemical Engine for vehicles”
John Appleby, Scientific American, July, 74 (1999).
Ánodo 2H2 → 4H + + 4e -H+ O í /Ai Cátodo O2+ 4e -+ 4H+→ 2H2O CARGA Fl j t d l t
Oxígeno/Aire Flujo externo de electrones.
2H
2→ 4H
++ 4e
-E
0= 0 V
O
2+ 4e
-+ 4 H
+→ 2H
2
O
E
0= 1.2 V
Reacciones de electrodo y flujo Reacciones de electrodo y flujo
2 2
de carga para una celda de combustible con electrolito ácido
Celdas combustibles
E = 1 23 V
Celdas combustibles
Salida de H Salida de OE = 1,23 V
Salida de H2 Salida de O22 H
2(g)+ 4 HO
-(ac)→ 4 H
2O
(l)+ 4 e
-O
2(g)+ 2 H
2O
(l)+ 4 e
-→ 4 HO
-(ac) Entrada de H2 Entrada de O 2 Ánodo Cátodo2 H
2(g)+ O
2(g)→ 2 H
2O
(l) Ánodo CátodoMembrana porosa