BALANCE ENERGÉTICO EN UNA PILA DE COMBUSTIBLE

 
 

 

La celda de combustible produce corriente eléctrica a partir de la reacción de combustión entre hidrógeno y oxígeno en la que los reactivos se suministran continuamente. Esto último es precisamente lo que la diferencia de una batería electroquímica. Sus ventajas son muy grandes ya que el único producto que genera es agua y el rendimiento energético es mucho mayor que el obtenido en una máquina térmica a partir de la misma reacción química.
En el electrodo negativo de esta pila de combustible (ánodo), las moléculas de hidrógeno son convertidas en dos iones hidrógeno y dos electrones. Los iones hidrógeno atraviesan el electrolito intermedio y los electrones circulan por el circuito exterior produciendo el trabajo eléctrico y terminando su recorrido en el electrodo positivo (cátodo). Allí se unen a los dos iones hidrógeno y a un átomo de oxígeno (procedente de la escisión de las moléculas de oxígeno en el electrodo positivo) para formar una molécula de agua. La reacción global es: H2 (g) + ½ O2 (g) = H2O (l).

INDICE

- ¿Qué es la Termoquímica?

- Calor y trabajo

- Energía Interna

- Primer Principio Termodinámica

- Calor a volumen y a presión constantes

- Entalpía estándar de reacción

- Procesos Espontáneos

- Procesos reversibles.

- Máquinas térmicas. Ciclo Carnot

- Entropía. Segundo Principio Termodinámica

- Cambios de Entropía

- Entropía. Boltzmann

- Entropía absoluta. Tercer Principio de la Termodinámica

- Espontaneidad reacciones químicas. Entropía

- Espontaneidad reacciones químicas. Energía Libre Gibbs

- Balance energético pila combustible

- Caracterización funciones termodinámicas

Para entender mejor el balance energético en una pila de combustible, vamos a hacer una comparación con una celda electrolítica.

Para que se produzca el proceso de ruptura de las moléculas de agua y la posterior expansión de los gases (burbujas de O2 y H2) producidos, se necesita una cantidad de energía que es igual a la variación de entalpía de la reacción.


∆H0 = ∑ n∆H0f (productos) -  ∑ m∆H0f (reactivos) =  285,83 kJ  

(reacción endotérmica)


Sin embargo, en este proceso isotermo la batería no tiene que aportar toda esta energía en forma de energía eléctrica ya que el proceso de disociación del agua ocurre con un aumento de entropía. Por ello, el entorno aporta una cantidad de energía que es igual a T∆S.


∆S0 = ∑ nS0 (productos) -  ∑ mS0 (reactivos) = (130,68 + 0,5 · 205,14) - 69,91 = 163,34 J/K
Por tanto: T∆S0 = 48675 J

En consecuencia, la cantidad de energía que debe suministrar la batería será igual a la variación de energía libre del proceso:


∆G0 = ∆H0 – T∆S0 = 285,83 kJ – 48,68 kJ = 237,15 kJ


En resumen: para cubrir las necesidades energéticas de la disociación de un mol de agua durante la electrolisis, la batería debe suministrar 237,15 kJ y el entorno aporta 48,68 kJ.

 

INCISO: Dentro de la variación de entalpía podemos segregar los cambios de energía interna y el trabajo de expansión de los gases formados. Para calcular este último solo hay que tener en cuenta que durante la electrolisis de un mol de agua líquida se forman 1,5 moles de gases y que 1 mol de cualquier gas a 273 K ocupa 22,4 litros.


W = P∆V = 101,3·103 Pa · 1,5 mol · 22,4·10-3 (m3/mol) · (298K/273K) = 3715 J

Teniendo en cuenta que el proceso transcurre a presión constante, se cumple:

∆H = ∆U + P∆V

De ahí que el cambio de energía interna sea:


∆U = ∆H - P∆V = 285,83 kJ – 3,72 kJ = 282,11 kJ

 

Veamos ahora el balance energético en la célula de combustible

Para que se produzca la compresión de los gases y la ruptura de las moléculas necesitamos una cantidad de energía igual al cambio de entalpía que se produce en la reacción:


∆H0 = ∑ n∆H0f (productos) -  ∑ m∆H0f (reactivos) =  - 285,83 kJ

 (reacción exotérmica)


Por otra parte, esta reacción ocurre con una disminución de entropía:

∆S0 = ∑ nS0 (productos) -  ∑ mS0 (reactivos) = 69,91 - (130,68 + 0,5 · 205,14) = - 163,34 J/K

 

Por lo tanto, el sistema libera una cantidad de calor al entorno que será T∆S0

T∆S0 = - 48675 J

La cantidad de energía que se convierte en trabajo útil, es decir, en energía eléctrica será:


∆G0 = ∆H0 – T∆S0 = - 285,83 kJ – (– 48,68 kJ) = - 237,15 kJ


En resumen: La reacción química suministra 285,83 kJ, que se reparten entre 237,15 kJ que son convertidos en energía eléctrica y 48,68 kJ de calor que son liberados al ambiente.

Eficiencia de la pila de combustible:


De los 285,83 kJ que libera la reacción química, se han aprovechado 237,15 kJ en forma de energía eléctrica y se han tenido que verter al entorno 48,68 kJ en forma de calor. Ello implica que la eficiencia es: 

eficiencia = ∆G0/∆H0 = 237,15/285,83 = 0,83 (83 %)


Una eficiencia del 83 % es mucho mayor que la de las máquinas térmicas, que solo consiguen alcanzar el 50 % en el mejor de los casos.
Para que una máquina térmica basada en el ciclo de Carnot alcance el rendimiento de una pila de combustible H2-O2 tendría que operar con un foco caliente a 950 ºC.

INCISO: La variación de entalpía se puede segregar en dos términos: variación de energía interna y trabajo de compresión de los gases.


W = P∆V = 101,3·103 Pa ·(- 1,5 mol)·22,4·10-3 (m3/mol) · (298K/273K) = - 3715 J

De ahí que el cambio de energía interna sea:


∆U = ∆H - P∆V = - 285,83 kJ – (-3,72 kJ) = - 282,11 kJ

¿Cuál es el voltaje de la célula de combustible?

 

 

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