Diferencia entre revisiones de «Electrólisis del agua»

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Técnicas de producción industrial
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[[Archivo:Elektrolyse1.jpg|thumb|Un [[voltímetro]] de Hoffman conectado a una fuente de alimentación.]]
== Historia ==
 
La primera [[electrólisis]] del agua se llevó a cabo el 2 de mayo de 1800 por dos químicos británicos [[William Nicholson (químico)|William Nicholson]] (1753-1815) y sir [[Anthony Carlisle]] (1768-1840), un par de semanas después de la invención por [[Alessandro Volta]] de la primera batería eléctrica, la [[pila voltaica]] (publicación presentada el 20 de marzo 1800). Once años antes J. R. Deiman y A. Paets van Troostwijk ya habían logrado una electrólisis del agua por medio de una [[máquina electrostática]] y una [[botella de Leyden]], pero sin ser capaces de interpretar la reacción observada. son muy importantes para nosotros.
 
== Principio ==
[[Archivo:Electrolysis.svg|thumb]]
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:Reducción en el cátodo: 2 H<sup>+</sup>(''[[solución acuosa|aq]]'') + 2e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub>(''[[gas|g]]'')
 
:Oxidación en el ánodo: 2 H<sub>2</sub>O(''[[liquido|l]]'') → O<sub>2</sub>(''g'') + 4 H<sup>+</sup>(''aq'') + 4e<sup>−</sup>
 
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La electrólisis de la [[salmuera]] (agua salada), una mezcla bastante concentrada de cloruro de sódio y agua, es sólo la mitad de la electrólisis del agua, ya que los iones cloruro que hay en la disolución de salmuera se oxidan a cloro en vez de oxidar el agua a oxígeno debido a su [[potencial normal de electrodo]]. El hidrógeno producido a partir de este proceso se quema (convirtiéndolo de nuevo en agua), y se utiliza para la producción de especialidades químicas, o varias otras aplicaciones a pequeña escala.
 
Como aplicación específica es interesante comentar que la electrólisis del agua se utiliza también para generar oxígeno en la [[Estación Espacial Internacional]] que obviamente sirve para mantener la [[atmósfera]] de la estación y el hidrógeno se puede utilizar más adelante en una [[célula de combustible]] como método para almacenar [[energía]] y usar el agua que se genera en la célula para consumo de los [[astronauta]]s. [19]
 
== Técnicas de electrólisis ==
== Termodinánica ==
 
=== Voltámetro de Hofmann ===
El voltámetro de Hofmann se utiliza a menudo como una célula electrolítica para hacer electrólisis del agua a pequeña escala. Consta de tres tubos cilíndricos de vidrio unidos. El tubo vertical cilíndrico interior está abierto en la parte superior para permitir la adición de agua y el electrolito. Un electrodo [[platino]] se coloca en la parte inferior de cada uno de los dos cilindros laterales, conectados a los terminales positivo y negativo de una fuente de alimentación de corriente continua. Cuando la corriente se hace pasar a través del voltámetro de Hofmann, el oxígeno gaseoso se forma en el ánodo (electrodo positivo) y el hidrógeno gaseoso en el cátodo (electrodo negativo). Cada gas desprendido, debido a la menor densidad de estos con respecto al agua ascienden hacia la parte superior de los tubos desplazando el agua superior, donde se pueden extraer con una llave de paso.
 
=== Obtención industrial ===
Muchas células de electrólisis industrial son muy similares al voltámetro de Hofmann, con placas de platino complejas o panales como electrodos. Generalmente, el único momento en que el hidrógeno se produce intencionalmente a partir de la electrólisis es para aplicación específica de uso inmediato, como es el caso de antorchas de oxígeno o cuando se desea hidrógeno u oxígeno de alta pureza. La gran mayoría del hidrógeno se produce a partir de [[Hidrocarburo|hidrocarburos]] y como resultado de este proceso suele contener [[Trazas metálicas|trazas]] de [[monóxido de carbono]] entre otras impurezas. La impureza de monóxido de carbono puede ser perjudicial para varios sistemas, incluyendo muchas [[Pila de combustible|células de combustible]].
 
=== Electrólisis a alta presión ===
La electrólisis a alta presión (HPE) es la electrólisis del agua por descomposición del agua (H<sub>2</sub>O) en oxígeno (O<sub>2</sub>) y gas hidrógeno (H<sub>2</sub>) debido al paso de una corriente eléctrica a través del agua. La diferencia con un electrolizador estándar de [[membrana]] de intercambio de [[Ácido|protones]] es la salida de hidrógeno comprimido alrededor de 12-20 mega[[Pascal (unidad)|pascales]] (120-200 [[Presión|bar]]) a 70 ° C. Al presurizar el hidrógeno en el electrolizador se elimina la necesidad de un [[Compresor (máquina)|compresor]] de hidrógeno externo, el consumo medio de energía para la compresión interna de presión diferencial es de alrededor del 3%.
 
== Eficiencia ==
 
=== Producción industrial ===
La eficiencia de los modernos generadores de hidrógeno se mide por la energía consumida por volumen estándar de hidrógeno (MJ/m<sup>3</sup>), suponiendo la temperatura y la presión estándar del H<sub>2</sub>. Cuanto menor sea la energía utilizada por un generador, mayor será su eficiencia.
 
Un electrolizador teórico 100% eficiente consumiría 39,4 [[KWh|kilovatios-hora]] por kilogramo (142 MJ/kg) de hidrógeno, 12749 julios por litro (12,75 MJ /m<sup>3</sup>). En la práctica, la electrólisis (utilizando un electrolizador giratorio a una presión de 15 bar) puede llegar a consumir 50 kilovatios-hora por kilogramo (180 MJ/kg) y otros 15 kilovatios-hora (54 MJ) si el hidrógeno se comprime para su uso en coches de hidrógeno. 21]
 
Los vendedores de electrolizadores proporcionan eficiencias basadas en la [[entalpía]]. Para evaluar la eficiencia reivindicada de un electrolizador es importante establecer cómo fue definido por el vendedor (es decir, qué valor de entalpía, qué densidad de corriente, etc.).
 
Hay dos tecnologías principales disponibles en el mercado, la alcalina y los electrolizadores de membrana de intercambio de protones (PEM) . Los electrolizadores alcalinos son más baratos en términos de inversión (usan generalmente catalizadores de níquel), pero menos eficientes. Por el contrario, los electrolizadores de PEM son más caros (usan generalmente catalizadores de metal del grupo del platino) pero son más eficientes y pueden operar a densidades de corriente más altas y, por lo tanto, pueden ser posiblemente más baratos si la producción de hidrógeno es suficientemente grande.
 
En 1996 los informes sobre las eficiencias de trabajo para la tecnología alcalina estaban comprendidas en el rango del 50-60% para los electrolizadores pequeños y alrededor del 65-70% para las plantas más grandes. La eficiencia teórica para los electrolizadores de tipo PEM se supone que pueden llegar hasta el 94%. Los rangos en 2014 fueron del 43-67% para los alcalinos y del 40-67% para los PEM, y se estima que pueden alcanzar hasta el 53-70% en 2030 para los alcalinos y el 62-74% para los PEM.
 
=== Sobrepotencial ===
Los electrolizadores de agua real requieren voltajes más altos para que la reacción continúe. La parte que excede de 1,23 V con respecto al potencial real requerido se denomina sobrepotencial o sobrevoltaje, y representa cualquier tipo de pérdida y no finalidad en el proceso electroquímico.
 
Para una célula bien diseñada, el sobrepotencial más grande es el sobrepotencial de reacción para la oxidación de cuatro electrones de agua a oxígeno en el ánodo. Los electrocatalizadores pueden facilitar esta reacción, y las aleaciones de platino son actualmente la mejor técnica para llevar a cabo esta oxidación.
 
Desarrollar un electrocatalizador barato y eficaz para la descomposición del agua sería un gran avance, y es un tema de investigación actual; Hay muchos enfoques, entre ellos una receta de hace 30 años para el [[Disulfuro de molibdeno|sulfuro de molibdeno]], puntos cuánticos de [[grafeno]], [26] [[Nanotubo|nanotubos]] de [[carbono]], [[perovskita]], y [[Níquel|níque]]/[[Óxido de níquel (III)|óxido de níquel]]. La reacción más simple de dos electrones para producir hidrógeno en el cátodo puede ser electrocatalizada por el platino prácticamente sin ningún sobrepotencial , o en teoría una enzima hidrogenasa. Si se utilizan otros materiales menos eficaces para el cátodo (por ejemplo, [[grafito]]), aparecerán grandes sobrepotenciales.
 
=== Termodinámica ===
La electrólisis del agua en [[Condiciones normalizadas de presión y temperatura|condiciones estándar]] requiere un mínimo teórico de 237 kJ de entrada de energía eléctrica para disociar cada mol de agua, que es la [[Energía de Gibbs|energía libre de Gibbs]] estándar de formación de agua. También requiere energía para superar el cambio en la [[entropía]] de la reacción. Por lo tanto, el proceso no puede darse por debajo de 286 kJ por [[mol]] de agua electrolizada si no se añade [[calor]] y/o [[energía]] externa.
 
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Sin embargo, observando el componente de entropía (y otras pérdidas), se requieren voltajes de más de 1,48 V para que la reacción proceda a [[Corriente eléctrica|densidades de corriente]] prácticas (la tensión termoneutral).
 
En el caso de la electrólisis del agua, la energía libre de Gibbs representa el trabajo mínimo necesario para que la reacción avance, y la [[Entalpía estándar de reacción|entalpía]] de reacción]] es la cantidad de energía (trabajo y calor) que tiene que proporcionarse para que los productos de reacción estén a la misma temperatura del [[reactivo]] (es decir, la temperatura estándar para los valores dados anteriormente). Potencialmente, un electrolizador que funcionara a una tensión de 1.48 V sería 100% eficiente.
 
 
== Historia ==
 
La primera [[electrólisis]] del agua se llevó a cabo el 2 de mayo de 1800 por dos químicos británicos [[William Nicholson (químico)|William Nicholson]] (1753-1815) y sir [[Anthony Carlisle]] (1768-1840), un par de semanas después de la invención por [[Alessandro Volta]] de la primera batería eléctrica, la [[pila voltaica]] (publicación presentada el 20 de marzo 1800). Once años antes J. R. Deiman y A. Paets van Troostwijk ya habían logrado una electrólisis del agua por medio de una [[máquina electrostática]] y una [[botella de Leyden]], pero sin ser capaces de interpretar la reacción observada. son muy importantes para nosotros.
 
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