ELECTROQUÍMICA CELDAS GALVÁNICAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

ELECTROQUÍMICA CELDAS GALVÁNICAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

ELECTROQUIMICA 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 aspectos químicos de los fenómenos eléctricos. IMPORTANCIA: * Campo multidisciplinario de estudio de gran significación teórico-práctica. * Medidas electroquímicas permiten obtener datos termodinámicos tales como ΔG,, ΔH y ΔS * Base de la generación de electricidad por reacciones químicas Aplicaciones prácticas: - Relojes digitales, calculadoras de bolsillo - Encendido de automóviles - Marcapasos Cardiacos - Satélites Sistemas químicos: - Purificación de metales - Electrodeposición - Corrosión

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 oxidación disminuye. * Un oxidante es una especie que provoca la oxidación de otra especie y como consecuencia se reduce. * Un reductor es una especie que provoca la reducción de otra especie y como consecuencia se oxida.

Reacciones redox. 023_REDOXREACTS2.mov Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu 024_SILVERCRYSTA.mov Zn 2+ + Cu No reacciona

NÚMEROS DE OXIDACIÓN Reglas para números de oxidación Sustancias Elementales 0 Grupo IA +1 Grupo IIA +2 Grupo VIIA -1, +7 Oxígeno -2, -1 Hidrógeno +1, -1 Suma de los números de oxidación * Compuestos: cero HCl = (+1) + (-1) = 0 * Iones mono o poliatómicos: carga SO 2-4 = (+6) + 4.(-2) = -2 BALANCEO DE REACCIONES REDOX Zn + CuSO 4 Cu + ZnSO 4 En algunos casos el balanceo de reacciones redox 2Na + Cl 2 2NaCl es sencillo, pero generalmente debe emplearse un HCl + Al AlCl 3 + H método denominado Método del Ión Electrón 2 Método del iòn-electrón: * Medio ácido: Reacción entre el FeCl 2 y el K 2 Cr 2 O 7 6(F 6.(Fe +2 Fe +3 +1 1e - ) hemirreacción ió de oxidación ió Recordar que en Cr 2 O -2 7 + 6e - + 14H + 2Cr +3 + 7H 2 O hemirreacción de reducción ambos casos se deben satisfacer * Medio básico: Reacción entre el KMnO el KI los balances de 4 y 3.(2I - I 2 + 2e - ) hemirreacción de oxidación carga y de masa 2.(2H 2 O + MnO 4- + 3e- MnO 2 + 4HO - ) hemirreacción de reducción correspondientes

- - ELECTRICIDAD. CONCEPTOS BÁSICOS Carga, campo eléctrico, potencial eléctrico, corriente eléctrica m1 m2 q1 q2 i e - F grav = G F k 2 elec = 2 r1,2 r1,2 + Así como el peso (Fgra que actúa sobre una masa - + + + + + dentro de un campo gravitatorio) está asociado a la energía potencial gravitatoria, la F elec que actúa sobre una carga dentro de un campo eléctrico está - g p relacionada con la energía potencial eléctrica. - Líneas de fuerza del campo ΔV i = elec = q t w q elec elec E elec F = q w elec = F elec. d La corriente eléctrica es el movimiento de partículas cargadas en un campo eléctrico. Entre las placas hay una diferencia de potencial eléctrico igual al trabajo para llevar la unidad de carga desde una placa hasta la otra. Unidades: C (Coulombs) = unidad de carga eléctrica. e - = carga eléctrica de Un sólo electrón. F (Faradays) = carga de Un Mol de electrones; 1F=e - xn A = 96500 Coul i (Amperes) = intensidad de corriente eléctrica; 1 Amp =1 Coul/Seg ΔV (Volts) = diferencia de potencial eléctrico; 1 V = Joule/Coul

CONDUCCIÓN DE LA CORRIENTE. PORTADORES Conductores de primera especie: En un metal las partículas móviles (o portadores) son los electrones. Conductores de segunda especie: En una solución electrolítica o en una sal fundida los portadores son los cationes y los aniones. La capacidad de una solución para conducir la electricidad depende de las propiedades y la concentración de los portadores de carga. Solución - + - + RESISTENCIA ELÉCTRICA. LEY DE OHM 1 Voltio de diferencia de potencial i = 1 Ampere R= V / i V = i. R & i = V / R 1 ohmio = 1 Ω = 1 Volt / 1 Ampere

Flujo de electrones + Electrodos - Ánodo Cátodo

Pila galvánica: celda electroquímica en la que una reacción espontánea se celda electroquímica en la que una reacción espontánea se utiliza para generar una corriente eléctrica.

Pila de Daniell Vaso poroso Cobre Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn 2+ Cu 2+ Sulfato de Zinc Sulfato de Cobre(II)

Flujo de electrones Ánodo Puente salino Circuito Cátodo Oxidación Reducción

llave voltímetro ánodo cátodo movimiento de cationes movimiento de aniones 10_galvanic1_cell.mov

Notación de las pilas Pila de Daniell Zn Zn 2+ + 2e - ánodo Cu 2+ + 2e - Cu cátodo Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn /Zn 2+ (xm) // Cu 2+ (ym)/cu

CELDAS GALVÁNICAS Y ESPONTANEIDAD Pila o Celda Galvánica: Dispositivo, formado por un conjunto de fases conductoras (metálicas y electrolíticas), capaz de transformar la energía química en energía eléctrica. PILA DE DANIEL Cu +2 + Zn 0 Cu 0 + Zn +2 Representación de las pilas: 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, = placa fritada = fase de conexión electrolítica (puente salino)

Por qué los electrones fluyen espontáneamente a través del circuito externo? Alta energía potencial Ánodo Flujo de electrone es Baja energía potencial Cátodo Diferencia de potencial (ΔE): diferencia de energía potencial g por carga eléctrica.

Diferencia i de potencial = potencial o voltaje Sistema internacional El potencial se mide en voltios (V) y la unidad de carga es el culombio (C) 1 V = 1J 1C Fuerza electromotriz (FEM): diferencia de potencial medida cuando no circula corriente.

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 Presión: 1 atm FEM estándar o potencial estándar (ΔE )

Potencial de pila y energía libre de reacción. ΔG = w e w e = -n F ΔE e F: Constante de Faraday 96486 C 96500 C ΔG =-n FΔE En condiciones estándar: ΔG = -n F ΔE

ΔE = ΔE 0 RT nf ln Q Ecuación de Nernst ΔG <O ΔE >0 espontáneo ΔG =O ΔE =0 equilibrio ΔG >O ΔE <0 no espontáneo ΔE = ΔE 0 RT nf ln Q 0 RT 0 = Δ E ln K nf Δ E 0 RT = ln K nf

FUERZA ELECTROMOTRIZ & ECUACIÓN DE NERST ΔV Reversible suele llamarse Fuerza Electro-Motriz (FEM) de la pila. Pero qué significa (en la práctica) medir ΔV en condiciones Reversibles? e - FEM pila = 1.10 V La corriente eléctrica convencional fluye del i cátodo al ánodo, en el sentido del potencial eléctrico descendente (Los e- van al revés) Zn ZnSO 4 1M CuSO 4 1M Cu + - El instrumento de medida tiene una resistencia tan grande que i 0. Por qué se mide en esas condiciones? ΔG ΔG Reacción = Reacción -w = nfe o ΔGRe = ΔG + acción Elec. Máx Reversible RT ln Q E = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre los Ecuación de Nerst bornes de la pila cuando el cociente de reacción vale Q a la temperatura T. o RT E = E ln Q 0 = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre los bornes de la pila en condiciones estándar (Q = 1, nf y a la temperatura T. E

CELDA GALVÁNICAS vs. CELDAS ELECTROLÍTICAS CELDA GALVÁNICA El sistema (celda) hace trabajo sobre los alrededores (carga) CELDA ELECTROLITICA Los alrededores (fuente) hacen trabajo sobre el sistema (celda) Oxidación, ió Ánodo (-) Energía Química Oxidación, Ánodo (+) X X + + e - A - A + e - Reducción, Cátodo (+) Energía Eléctrica Reducción, Cátodo (-) Y + +e - Y B + +e - B Energía Eléctrica Energía Química Reacción total (Celda): X + Y + X + + Y (ΔG < 0) Reacción total (Celda): A - + B + A + B (ΔG > 0) Se genera una diferencia de potencial Se usa para transformar sustancias que puede dar un trabajo eléctrico oxidándolas o reduciéndolas.

FEM DE PILAS & COMBINACIÓN DE ELECTRODOS Combinando electrodos se pueden armar muchas pilas diferentes. Por ejemplo: 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? Ag 0 + Cl - AgCl + e - & 2H + + 2e - H 2 Espontánea? ECUACIÓN DE NERST. ESPONTANEIDAD & EQUILIBRIO E Cuando Q < K eq E > 0 & ΔG < 0, espontáneo o RT = E ln Q Cuando Q = K eq E = 0 & ΔG G = 0, hay equilibrio nf Cuando Q > K eq E < 0 & ΔG > 0, no espontáneo RT nf o si E = 0 E = ln Keq & Keq = e nfe RT o Pueden calcularse constantes de equilibrio para una reacción a partir de la medición de la FEM de la pila, por ejemplo la celda de Daniel

NO SE PUEDE CONOCER EL POTENCIAL INDIVIDUAL DE UN ELECTRODO Electrodo estándar de hidrógeno. Pt Hemirreacción de referencia: 2H + (ac, 1M) + 2e - H 2(g, 1atm) E = 0,00 V

ELECTRODO DE REFERENCIA. ENH Ox + ne - Red H + (1M) H 2 (1 atm) Cu ZnX X i = 0 Cu Zn X n+ 2+ (1M) Pt H 2 (1 atm) H + (1 M) La convención adoptada asigna: *Un valor positivo para todos los electrodos cuya tendencia a reducirse es mayor que la del ENH. *Un valor negativo para todos los electrodos cuya tendencia a reducirse es menor que la del ENH. *El resultado de la medida de FEM de la pila: Pt H 2 (1 atm) H + (1 M) Cu ++ (1M) Cu es 0,34 V. H 2 2H + + 2e - (ánodo) Cu +2 +2e - Cu (cátodo) Definimos entonces al potencial normal de reducción para el electrodo: Eº(Cu ++ /Cu 0) = 0,34 V *El resultado de la medida de FEM en la pila: Zn Zn ++ (1M) H + (1 M) H 2 (1 atm) Pt es 0,76 V. Zn Zn ++ +2e - (ánodo) 2H + + 2e- H 2 (cátodo) Definimos entonces al potencial normal de reducción para el electrodo: Eº(Zn ++ /Zn 0 ) = -0,76 V

voltímetro Comparti- miento Compartimiento (electrodo anódico estándar de catódico hidrógeno) ánodo de Zn ΔE = 0,76 V E c E a = 0,76 V = 0,00 V E a E a = -0,76 V Zn +2 + 2e - Zn E = -0,76 V

voltímetro Llave Compartimiento catódico Comparti- miento anódico (electrodo estándar de hidrógeno) Cátodo de Cu Puente salino ΔE = 0,34 V E c E a =034V=E 0,34 = c - 000V 0,00 E c = 0,34 V Cu +2 + 2e - Cu E = 0,34 V

POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO La forma oxidada tiene te e Ag + /Ag una mayor tendencia a Fe 3+ /Fe 2+ reducirse que el protón en el ENH. Cu 2+ /Cu La forma oxidada tiene una menor tendencia a reducirse que el protón en el ENH. H + /H 2 Pb 2+ /Pb Zn 2+ /Zn Al 3+ /Al Na + /Na +0.80 V +0.77 V +0.34 V +0.00 V -0.13 V -0.76 V -1.67 V -2.70 270V La FEM de la pila de Daniel en condiciones Normales o Estándar se calcula como: E PILA =E CAT - E AN = 0.34V - (- 076V)=110V 0.76V) 1.10 V La FEM estándar de una pila se calcula como: E = E Cat E Án, es la diferencia de alturas en la tabla: Altura del Cu + Profundidad del Zn (0.34 + 0.76 = 1.1V). Los valores de E pueden combinarse debido a que la FEM de una pila es una función del estado del sistema.

Potencial estándar (V) Hemirreacción de reducción

HEMIRREACCIONES & POTENCIALES DE ELECTRODO Consideremos una reacción REDOX cualquiera: o RT [ Red 1 ] E C = E C ln nf [ Ox ] 1) Ox 1 + ne - Red 1 Reducción catódica 2) Red 2 Ox 2 + ne - Oxidación anódica Como E = E(Cátodo) - E(Ánodo), tenemos: E = E C -E A = (E o C E o A ) RT nf ln E A = E o A [ Re d1] [ Ox2] [ Ox ] [ d ] 1 Re 2 RT nf ln 1 [ Red 2 ] [ Ox 2 ] Como la corriente eléctrica convencional fluye del cátodo al ánodo, en el sentido del potencial descendente se tiene que: E Cat >E An, E = E Cat E An Nota: Recordar que los valores E cat y E án 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?: Ag (s) Ag + (0.1 M) Ag + (1 M) Ag (s) La reacción en la pila será: Ag (1 M) + e Ag o Cátodo Ag o Ag+ (0.1 M) + e - Anodo Ag + (1 M) + e - Ag o + Cátodo RT [ Ag ] ÁNODO E = ln + nf [ Ag ] CÁTODO Nótese que el Eº para pilas de concentración es nulo y que la fuerza impulsora del proceso es la diferencia de las concentraciones

Pilas de concentración Ánodo de Ni ΔE = ΔE 0 RT nf ln Q Cátodo de Ni Ni Ni 2+ (10-3 M) + 2e - Ni 2+ (1M) + 2e - Ni ΔE = 0 RT 10 ln nf 1 3

CELDAS ELECTROLÍTICAS. LEYES DE FARADAY Si la reacción electroquímica que ocurre en un electrodo (por ejemplo, el cátodo) de una celda electrolítica fuera: Cu ++ + 2e - Cu 0 Con 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 ocurriera la reacción: ½ H 2 H + + e - 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 de Cobre que se deposite. Cu ++ + 2e - Cu 0 2(½H 2 H + + e - ) PRIMERA LEY DE FARADAY: Las cantidades de sustancia formada, consumida, depositada, desprendida (etc.) en cada electrodo, son proporcionales p a la cantidad de electricidad (CARGA) que ha circulado por la celda. (Es equivalente a incluir en la estequiometría a los moles de electrones).

CELDAS ELECTROLÍTICAS EN SERIE 1 2 e - Vemos que la misma cantidad de electricidad (carga) circula por ambas celdas. Por ejemplo, una vez que haya circulado UN FARADAY por el circuito se habrán depositado 1 mol de Ag, formado ½ mol de O 2, depositado ½ mol de Cu y formado un mol de H +. Anod 1 Cat 1 Anod 2 Cat 2 SEGUNDA LEY DE FARADAY: Las cantidades de distintas sustancias Cu ++ + 2e - Cu o formadas, consumidas, depositadas, ½ H desprendidas (etc.) en los electrodos 2 H + + e - Ag + + e - Ag o por el pasaje de una misma cantidad H O ½ O + 2 H + +2e - de electricidad son proporcionales a 2 2 sus EQUIVALENTES REDOX. e = Equivalente Redox (es la masa formada o = Q(Farad) ( ) consumida por mol de electrones). m e m = E Q( Coul) E = Equivalente Electroquímico (masa formada o consumida por el pasaje de un coulomb). Q(coul) = i(amp) t(seg) E(g/coul) = e(g/mol) F(coul/mol)

LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA Oxidación: 2H + +O +4e - 2 O(l) 4H (aq) 2 (g) Reducción: 4H 2 O(l) + 4e - 2H 2 (g) + 4OH - (aq) Reacción total en la celda 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) Nota: Obsérvese la diferencia entre los volúmenes de H 2 yo 2.

APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS OBTENCIÓN DE ENERGÍA ELECTRICA PILAS COMERCIALES Pila: fuente de energía portátil Batería: arreglo de pilas conectadas en serie Ventaja: Desventaja: son portátiles son caras

Acumulador de plomo Pb (s) / PbSO 4(s) / H 2 SO 4(ac) / PbSO 4(s) / PbO 2(s) / Pb (s) E = 2 V H 2 SO 4 (electrolito) Malla de plomo (ánodo) Malla de plomo con PbO 2 (cátodo)

ACUMULADOR DE PLOMO: (100 años, es la tecnología más antigua del automóvil) Pb PbSO 4 H 2 SO 4 ( 35% p/p) PbSO 4 PbO 2 Pb FEM = 2 V Pb + SO 2-4 PbSO 4 + 2 e - ánodo PbO 4H 2 + SO 2-4 + + + 2 e - PbSO 4 + 2HO 2 cátodo PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 2 PbSO 4 + 2 H 2 O Pb Esponja de Pb Pasta de PbO 2 H 2 SO 4 30-40 % p/p H 2 SO 4 δ= 1,2-1,3 gr/ml: Por lo tanto puede medirse el estado del acumulador usando un densímetro.

Celda Galvánica Motor iniciador DESCARGA Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción Celda plomo-ácido Hemirreacción de reducción Hemirreacción de oxidación Celda Electrolítica Fuente de potencia CARGA

Pila seca Zn (s) Zn +2 (ac) + 2 e - E = 1,5 V 2 NH 4+ (ac) + 2 MnO 2 (s) + 2e - Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (g) + H 2 O(l) Zn (s) + 2 NH 4+ (ac) + 2 MnO 2 (s) 4 2 Zn +2 (ac) Mn 2 O 3 (s) + 2 NH 3 (g) + H 2 O (l) Aislante Barra de grafito (cátodo) Pasta de C y MnO 2 Pasta de NH 4 Cl y ZnCl 2 (electrolito) Carcasa de Zn Ca casa de (ánodo)

Aislante Pasta de MnO 2 alrededor de una barra de grafito Pasta de ZnCl 2 y NH 4 Cl 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 3(g) acumulado provoca una caída de voltaje y una vida útil corta.

Pilas alcalinas: Electrolito: NaOH Ánodo (oxidación) Zn (s) + 2OH - (aq) ZnO (s) + H 2 O (l) + 2e- Cátodo (reducción) 2MnO 2 (s) + 2H 2 O (l) + 2e - Mn(OH) 2(s) + 2OH - (aq) Reacción global: 2MnO 2 (s) + H 2 O (l) + Zn (s) ZnO (s) + Mn(OH) 2(s) E= 1.5V Ventaja: mayor vida útil que las pilas comunes Desventaja: más caras que las Desventaja: más caras que las pilas comunes

Pila de mercurio y pila de plata Acero (cátodo) Aislante Carcasa de Zn (ánodo)

E = 1.6 V Anodo: Zn(s) () + 2OH - (aq) ZnO(s) () + H 2 O(l) () + 2e - Catodo (Hg): HgO (s) + 2H 2 O(l) + 2e- Hg(s) + 2OH- (aq) Catodo (Ag): Ag 2 O (s) + H 2 O(l) + 2e- 2Ag(s) + 2OH- (aq) Ventajas: pequeñas, potencial alto, la plata no es tóxica Desventajas: el mercurio es tóxico, la plata es cara.

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 2 O (l) Pb (s) + PbO 2(s) + 4H + (ac) + 2SO 4 = (ac) 2PbSO 4(s) + 2H 2 O (l) PbSO 4 (s) + 2 e - Pb (s) + SO 4 = (ac) PbSO 4(s) + 2 H 2 O (l) PbO 2(s) + 4H + (ac) + SO = 4 (ac) + 2e - 2PbSO + 2H O Pb + PbO + 4H + + 2SO = 4(s) 2 (l) (s) 2(s) (ac) 4 (ac)

Batería de Ni/Cd Cd (s) /Cd(OH) 2(s) /KOH (ac) /Ni(OH) 3(s) / Ni(OH) 2(s) /Ni (s) Cd (s) + 2 HO - (ac) Cd(OH) 2 (s) + 2 e - 2 Ni(OH) 3 (s) + 2 e - 2 Ni(OH) 2 (s) + 2 HO - (ac) Placa positiva Separador Placa negativa

Usos: en aparatos inalámbricos : teléfonos, afeitadoras, etc. Ventajas: recargable, liviana, los agentes oxidante y reductor se regeneran durante la carga y tienen un potencial constante. Desventaja: el cadmio es tóxico

Baterías de Níquel- hidruro metálico Reemplazan a las de Ni/Cd. En la hemirreación anódica se oxida el hidrógeno adsorbido sobre aleaciones metálicas (M, por ej: LaNi 5 ) en un electrolito alcalino. Anodo: MH(s) + OH- (aq) M(s) + H 2 O(l) + e- Catodo: NiO(OH)(s) + H 2 O(l)+e e- Ni(OH) 2 (s) + OH(aq) Reacción global: MH(s) + NiO(OH) (s) M(s)+ Ni(OH) 2 (s) E = 1.4 V Durante la recarga se invierte la reacción de la celda.

Usos: Ventajas: recargable, liviana, alta potencia, no tiene Cd. Desventaja: Se descarga durante el almacenamiento

CELDAS DE COMBUSTIBLE Las celdas de combustible son baterías cuyos reactivos son suministrados desde una fuente externa. En la celda de combustible de H 2 /O 2, 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. INVESTIGACION Y DESARROLLO Hidrógeno combustible EN CELDAS DE COMBUSTIBLE The Electrochemical Engine for vehicles John Appleby, Scientific American, July, 74 (1999). Ánodo 2H 2 4H + + 4e - H + Cátodo O 2 + 4e - + 4H + 2H 2 O CARGA Oxígeno/Aire Flujo externo de electrones. 2H 2 4H + + 4e - O 2 + 4e - + 4 H + 2H 2 O 2 2 E 0 = 0 V E 0 = 1.2 V Reacciones de electrodo y flujo de carga para una celda de combustible con electrolito ácido

Celdas combustibles E =123V 1,23 SalidadeH de 2 SalidadeO de 2 2 H 2(g) + 4 HO - (ac) 4 H 2 O (l) + 4 e - O 2(g) + 2 H 2 O (l) + 4 e - 4 HO - (ac) 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (l) Entrada de H 2 Entrada de O 2 Ánodo Cátodo Membrana porosa Uso: provee electricidad y agua pura en vuelos espaciales

Ventajas: limpia; no produce contaminantes. Son eficientes: convierten el 75% de la energía de enlace del combustible en electricidad. Desventaja: no almacena energía, sino que opera con un flujo continuo de reactivos; los materiales de los electrodos tienen una vida útil corta y son caros

Otras reacciones en celdas combustible: 2NH 3 (g) + 3/2 O 2 (g) N 2 (g) + 3 H 2 O(l) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)