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Electrólisis

Ilustración de un aparato de electrólisis de Hofmann utilizado en un laboratorio escolar. En química y fabricación , la electrólisis es una técnica que utiliza corriente eléctri...

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Ilustración de un aparato de electrólisis de Hofmann utilizado en un laboratorio escolar.

En química y fabricación , la electrólisis es una técnica que utiliza corriente eléctrica continua (CC) para impulsar una reacción biológica y física que, de otro modo, no sería espontánea . La electrólisis es importante comercialmente como etapa en la separación de elementos de fuentes naturales, como los minerales, mediante una celda electrolítica . El voltaje necesario para que se produzca la electrólisis se denomina potencial de descomposición. La palabra "lisis" significa separar o romper, por lo que, en términos generales, electrólisis significaría "ruptura mediante electricidad".

Etimología

La palabra «electrólisis» fue introducida por Michael Faraday en 1834, [ 1 ] utilizando las palabras griegas ἤλεκτρον [ ɛ̌ːlektron ] «ámbar», que desde el siglo XVII se asociaba con fenómenos eléctricos , y λύσις [ lýsis ] que significa «disolución». Sin embargo, la electrólisis, como herramienta para estudiar reacciones químicas y obtener elementos puros , precede a la acuñación del término y a la descripción formal por parte de Faraday.

Historia

A principios del siglo XIX, William Nicholson y Anthony Carlisle intentaron ampliar los experimentos de Volta . Conectaron dos cables a ambos lados de una pila voltaica y colocaron los otros extremos en un tubo lleno de agua. Observaron que, al juntar los cables, cada uno producía burbujas: un tipo producía burbujas de hidrógeno y el otro, burbujas de oxígeno . [ 2 ]

En 1785, un científico holandés llamado Martin van Marum creó un generador electrostático que utilizó para reducir el estaño , el zinc y el antimonio a partir de sus sales mediante un proceso que más tarde se conocería como electrólisis. Aunque sin saberlo, él mismo produjo la electrólisis, no fue hasta 1800 que William Nicholson y Anthony Carlisle descubrieron cómo funciona. [ 3 ]

En 1791, Luigi Galvani experimentó con ancas de rana. Afirmó que al colocar músculo animal entre dos láminas de metal diferentes se generaba electricidad. En respuesta a estas afirmaciones, Alessandro Volta realizó sus propias pruebas. [ 4 ] [ 5 ] Esto daría una idea a las ideas de Humphry Davy sobre la electrólisis. Durante experimentos preliminares, Davy planteó la hipótesis de que cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, se libera energía eléctrica. Davy crearía posteriormente Tablas de Descomposición a partir de sus experimentos preliminares sobre electrólisis. Las Tablas de Descomposición darían una idea de las energías necesarias para descomponer ciertos compuestos. [ 6 ]

En 1817, Johan August Arfwedson determinó que había otro elemento, el litio , en algunas de sus muestras; sin embargo, no pudo aislar el componente. En 1821, William Thomas Brande utilizó la electrólisis para aislarlo, y dos años después, optimizó el proceso utilizando cloruro de litio y cloruro de potasio con electrólisis para producir litio e hidróxido de litio . [ 7 ] [ 8 ]

Durante los últimos años de la investigación de Davy, Faraday se convirtió en su asistente. Mientras estudiaba el proceso de electrólisis bajo la tutela de Davy, Faraday descubrió dos leyes de la electrólisis . [ 5 ]

Durante la época de Maxwell y Faraday, surgieron preocupaciones sobre las actividades electropositivas y electronegativas . [ 9 ]

En noviembre de 1875, Paul Émile Lecoq de Boisbaudran descubrió el galio mediante la electrólisis del hidróxido de galio , obteniendo 3,4  mg de galio. En diciembre del mismo año, presentó su descubrimiento del galio a la Academia de Ciencias de París. [ 10 ]

El 26 de junio de 1886, Ferdinand Frederick Henri Moissan finalmente se sintió seguro al realizar la electrólisis del fluoruro de hidrógeno anhidro para crear flúor gaseoso puro. Antes de usar fluoruro de hidrógeno , Moissan había utilizado sales de fluoruro con electrólisis. El 28 de junio de 1886, realizó su experimento ante la Academia de Ciencias para mostrar su descubrimiento del nuevo elemento flúor. [ 11 ] Durante el intento de encontrar flúor elemental mediante la electrólisis de sales de fluoruro, muchos químicos perecieron, entre ellos Paulin Louyet y Jérôme Nicklès. [ 12 ]

En 1886, Charles Martin Hall de Estados Unidos y Paul Héroult de Francia solicitaron patentes estadounidenses para la electrólisis del aluminio. Héroult presentó la suya en mayo y Hall en julio. [ 13 ] Hall logró obtener su patente demostrando, mediante cartas a su hermano y evidencia familiar, que su método había sido descubierto antes de que se presentara la patente francesa. [ 14 ] Este método se conoció como el proceso Hall-Héroult , que benefició a muchas industrias, ya que el precio del aluminio bajó de cuatro dólares a treinta centavos por libra. [ 15 ]

En 1902, el ingeniero e inventor polaco Stanisław Łaszczyński solicitó y obtuvo una patente polaca para la electrólisis del cobre y el zinc. [ 16 ] [ 17 ] [ 18 ]

Cronología

Descripción general

La electrólisis consiste en el paso de una corriente eléctrica continua a través de un electrolito , lo que produce reacciones químicas en los electrodos y la descomposición de los materiales.

Los componentes principales necesarios para realizar la electrólisis son un electrolito, electrodos y una fuente de alimentación externa. Opcionalmente, se puede añadir una membrana de separación (por ejemplo, una membrana de intercambio iónico o un puente salino ) para evitar que los productos se difundan hacia el electrodo opuesto.

El electrolito es una sustancia química que contiene iones libres y conduce corriente eléctrica (por ejemplo, un polímero conductor de iones , una solución o un compuesto de líquido iónico ). Si los iones no son móviles, como en la mayoría de las sales sólidas , no puede producirse la electrólisis. Un electrolito líquido se produce mediante:

Los electrodos se sumergen separados por una distancia tal que circula una corriente entre ellos a través del electrolito y se conectan a la fuente de alimentación, que completa el circuito eléctrico . Una corriente continua suministrada por la fuente de alimentación impulsa la reacción, provocando que los iones del electrolito sean atraídos hacia el electrodo de carga opuesta correspondiente.

Los electrodos de metal , grafito y material semiconductor son ampliamente utilizados. La elección del electrodo adecuado depende de la reactividad química entre el electrodo y el electrolito, así como del costo de fabricación. Históricamente, cuando se buscaban ánodos no reactivos para la electrólisis, se elegían el grafito (llamado plumbago en la época de Faraday) o el platino. [ 24 ] Se descubrió que eran algunos de los materiales menos reactivos para ánodos. El platino se erosiona muy lentamente en comparación con otros materiales, y el grafito se desmorona y puede producir dióxido de carbono en soluciones acuosas, pero por lo demás no participa en la reacción. Los cátodos pueden estar hechos del mismo material, o de un material más reactivo, ya que el desgaste del ánodo es mayor debido a la oxidación en el mismo.

Proceso de electrólisis

El proceso clave de la electrólisis es el intercambio de átomos e iones mediante la eliminación o adición de electrones debido al potencial aplicado. Los productos deseados de la electrólisis suelen tener un estado físico diferente al del electrolito y pueden eliminarse mediante procesos mecánicos (por ejemplo, recogiendo el gas sobre un electrodo o precipitando un producto del electrolito).

La cantidad de productos es proporcional a la corriente, y cuando dos o más celdas electrolíticas se conectan en serie a la misma fuente de alimentación, los productos generados en las celdas son proporcionales a su peso equivalente . Estas son las leyes de Faraday de la electrólisis .

Cada electrodo atrae iones de carga opuesta . Los iones con carga positiva ( cationes ) se mueven hacia el cátodo (negativo), que proporciona electrones. Los iones con carga negativa ( aniones ) se mueven hacia el ánodo (positivo), que extrae electrones. En este proceso, los electrones se introducen en el cátodo como reactivos y se eliminan en el ánodo como productos . En química, la pérdida de electrones se denomina oxidación , mientras que la ganancia de electrones se denomina reducción .

Cuando los átomos o moléculas neutras, como las que se encuentran en la superficie de un electrodo, ganan o pierden electrones, se convierten en iones y pueden disolverse en el electrolito y reaccionar con otros iones.

Cuando los iones ganan o pierden electrones y se neutralizan, forman compuestos que se separan del electrolito. Los iones metálicos positivos, como el cobre (II) (Cu²⁺ ) , se depositan en el cátodo formando una capa. Estos procesos se denominan galvanoplastia , electroobtención y electrorefinación.

Cuando un ion gana o pierde electrones sin volverse neutro, su carga electrónica se altera en el proceso.

Por ejemplo, la electrólisis de la salmuera produce gases de hidrógeno y cloro que burbujean desde el electrolito y se recogen. La reacción global inicial es, por lo tanto: [ 25 ]

2 NaCl + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 + Cl 2

La reacción en el ánodo produce gas cloro a partir de iones de cloro:

2 Cl − → Cl 2 + 2 e −

La reacción en el cátodo produce gas hidrógeno e iones hidróxido:

2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 OH⁻

Sin una separación entre los electrodos, los iones OH⁻ producidos en el cátodo pueden difundirse libremente por todo el electrolito hasta el ánodo. A medida que el electrolito se vuelve más básico debido a la producción de OH⁻ , emerge menos Cl₂ de la solución, ya que comienza a reaccionar con el hidróxido, produciendo hipoclorito (ClO⁻ ) en el ánodo.

Cl 2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O

Cuanto mayor sea la oportunidad que tenga el Cl₂ de interactuar con el NaOH en la solución, menor será la cantidad de Cl₂ que emerge a la superficie y más rápida será la producción de hipoclorito. Esto depende de factores como la temperatura de la solución, el tiempo de contacto de la molécula de Cl₂ con la solución y la concentración de NaOH .

Asimismo, a medida que aumenta la concentración de hipoclorito, se producen cloratos a partir de él:

3 NaClO → NaClO 3 + 2 NaCl

Se producen otras reacciones, como la autoionización del agua y la descomposición del hipoclorito en el cátodo; la velocidad de esta última depende de factores como la difusión y el área superficial del cátodo en contacto con el electrolito. [ 26 ]

Potencial de descomposición

El potencial de descomposición o voltaje de descomposición se refiere al voltaje mínimo (diferencia en el potencial del electrodo ) entre el ánodo y el cátodo de una celda electrolítica que se necesita para que ocurra la electrólisis. [ 27 ]

El voltaje termodinámicamente óptimo para la electrólisis es la diferencia de potenciales de los electrodos, calculada mediante la ecuación de Nernst . La aplicación de un voltaje adicional, denominado sobrepotencial , puede aumentar la velocidad de reacción y suele ser necesario por encima del valor termodinámico. Esto es especialmente importante en reacciones de electrólisis que involucran gases, como oxígeno , hidrógeno o cloro .

Oxidación y reducción en los electrodos

La oxidación de iones o moléculas neutras ocurre en el ánodo . Por ejemplo, es posible oxidar iones ferrosos a iones férricos en el ánodo:

Fe 2+(aq) → Fe 3+(aq) + e −

La reducción de iones o moléculas neutras ocurre en el cátodo . Es posible reducir los iones ferricianuro a iones ferrocianuro en el cátodo:

Fe(CN) 3- 6 + mi − → Fe(CN) 4- 6

Las moléculas neutras también pueden reaccionar en cualquiera de los electrodos. Por ejemplo, la p -benzoquinona puede reducirse a hidroquinona en el cátodo:

+ 2 e − + 2 H + →

En el último ejemplo, los iones hidrógeno (H + ) también participan en la reacción y son aportados por el ácido de la disolución o por el propio disolvente (agua, metanol , etc.). Las reacciones de electrólisis que involucran iones hidrógeno son bastante comunes en disoluciones ácidas. En disoluciones alcalinas acuosas, son comunes las reacciones que involucran iones hidróxido (OH− ) .

En ocasiones, los propios disolventes (generalmente agua) se oxidan o reducen en los electrodos. Incluso es posible realizar electrólisis con gases, por ejemplo, utilizando un electrodo de difusión de gas .

Cambios de energía durante la electrólisis

La cantidad de energía eléctrica que debe añadirse es igual al cambio en la energía libre de Gibbs de la reacción más las pérdidas en el sistema. Las pérdidas pueden (en teoría) ser arbitrariamente cercanas a cero, por lo que la eficiencia termodinámica máxima es igual al cambio de entalpía dividido por el cambio de energía libre de la reacción. En la mayoría de los casos, el aporte eléctrico es mayor que el cambio de entalpía de la reacción, por lo que se libera energía en forma de calor . En algunos casos, por ejemplo, en la electrólisis del vapor de agua para producir hidrógeno y oxígeno a alta temperatura, ocurre lo contrario y se absorbe energía térmica. Este calor se absorbe del entorno, y el poder calorífico del hidrógeno producido es mayor que el aporte eléctrico.

Variaciones

La corriente pulsante produce productos diferentes a los de la corriente continua. Por ejemplo, la pulsación aumenta la proporción de ozono respecto al oxígeno producido en el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa ácida, como el ácido sulfúrico diluido . [ 28 ] La electrólisis del etanol con corriente pulsada genera un aldehído en lugar de principalmente un ácido. [ 29 ]

Las celdas galvánicas y las baterías utilizan reacciones redox espontáneas que liberan energía para generar un potencial eléctrico que proporciona energía útil. Cuando se carga una batería secundaria , su reacción redox se invierte y el sistema puede considerarse una celda electrolítica .

Usos industriales

El proceso cloroalcalino es una aplicación a gran escala de la electrólisis. Esta tecnología suministra la mayor parte del cloro y el hidróxido de sodio que requieren muchas industrias. El cátodo es un ánodo de titanio revestido con óxido metálico mixto (también llamado ánodo dimensionalmente estable). [ 30 ] [ 31 ]

Celda de membrana básica utilizada en la electrólisis de salmuera. En el ánodo ( A ), el cloruro (Cl⁻ ) se oxida a cloro. La membrana selectiva de iones ( B ) permite el libre paso del contraión Na⁺, pero impide la difusión de aniones como el hidróxido (OH⁻) y el cloruro. En el cátodo ( C ) , el agua se reduce a hidróxido e hidrógeno gaseoso. El proceso resultante es la electrólisis de una solución acuosa de NaCl para obtener hidróxido de sodio (NaOH) y cloro gaseoso, productos de utilidad industrial.

Electrofluoración

Muchos compuestos organofluorados se producen mediante electrofluoración . [ 32 ] Una manifestación de esta tecnología es el proceso de Simons , que se puede describir como:

R 3 C – H + HF → R 3 C – F + H 2

En el transcurso de una síntesis típica, esta reacción ocurre una vez por cada enlace C - H del precursor. El potencial de la celda se mantiene cerca de 5-6 V. El ánodo , el electrocatalizador, está niquelado .

Hidrodimerización de acrilonitrilo

El acrilonitrilo se convierte en adiponitrilo a escala industrial mediante electrocatálisis. [ 33 ]

Proceso Hall-Héroult para la producción de aluminio

Procesos de galvanoplastia y electroobtención

La galvanoplastia consiste en depositar una fina capa de metal sobre un sustrato. Se utiliza en muchas industrias con fines funcionales o decorativos, como en carrocerías de vehículos y monedas de níquel.

Mecanizado electroquímico (ECM)

En el mecanizado electroquímico , se utiliza un cátodo electrolítico como herramienta para eliminar material de una pieza mediante oxidación anódica. El mecanizado electroquímico se emplea a menudo como técnica para desbarbar o para grabar superficies metálicas, como herramientas o cuchillos, con una marca o logotipo permanente.

Otro

Semirreacciones competitivas en la electrólisis en solución

Utilizando una celda con electrodos inertes de platino, la electrólisis de soluciones acuosas de algunas sales conduce a la reducción de los cationes (como la deposición de metales con, por ejemplo, sales de zinc) y a la oxidación de los aniones (como la evolución de bromo con bromuros ). Sin embargo, con sales de algunos metales (como el sodio) se produce hidrógeno en el cátodo, y para sales que contienen algunos aniones (como el sulfato SO₄²⁻ ) se produce oxígeno en el ánodo. En ambos casos, esto se debe a que el agua se reduce para formar hidrógeno o se oxida para formar oxígeno. En principio, el voltaje necesario para electrolizar una solución salina se puede obtener a partir del potencial de electrodo estándar para las reacciones en el ánodo y el cátodo. El potencial de electrodo estándar está directamente relacionado con la energía libre de Gibbs , ΔG , para las reacciones en cada electrodo y se refiere a un electrodo sin corriente. A continuación se muestra un extracto de la tabla de potenciales de electrodo estándar .

En términos de electrólisis, esta tabla debe interpretarse de la siguiente manera:

  • Al descender en la tabla periódica, E ° se vuelve más positivo, y las especies de la izquierda tienen más probabilidades de reducirse : por ejemplo, los iones de zinc tienen más probabilidades de reducirse a zinc metálico que los iones de sodio de reducirse a sodio metálico.
  • A medida que se avanza en la tabla periódica, E ° se vuelve más negativo y las especies de la derecha tienen más probabilidades de oxidarse : por ejemplo, es más probable que el sodio metálico se oxide a iones de sodio que el zinc metálico a iones de zinc.

Utilizando la ecuación de Nernst, se puede calcular el potencial del electrodo para una concentración específica de iones, una temperatura determinada y el número de electrones involucrados. Para agua pura ( pH  7):

  • El potencial del electrodo para la reducción que produce hidrógeno es de −0,41  V,
  • El potencial de electrodo para la oxidación que produce oxígeno es de +0,82  V.

Cifras comparables calculadas de manera similar, para bromuro de zinc  1 M , ZnBr₂ , son −0,76 V para la reducción a Zn metálico y +1,10 V para la oxidación que produce bromo. La conclusión de estas cifras es que debería producirse hidrógeno en el cátodo y oxígeno en el ánodo a partir de la electrólisis del agua, lo cual difiere de la observación experimental de que se deposita zinc metálico y se produce bromo. [ 36 ] La explicación es que estos potenciales calculados solo indican la reacción termodinámicamente preferida. En la práctica, se deben tener en cuenta muchos otros factores, como la cinética de algunas de las etapas de reacción involucradas. Estos factores en conjunto significan que se requiere un potencial más alto para la reducción y oxidación del agua de lo predicho, y estos se denominan sobrepotenciales . Experimentalmente se sabe que los sobrepotenciales dependen del diseño de la celda y la naturaleza de los electrodos.  

En la electrólisis de una  solución neutra (pH 7) de cloruro de sodio, la reducción del ion sodio es termodinámicamente muy difícil y el agua se reduce desprendiendo hidrógeno, dejando iones hidróxido en solución. En el ánodo se observa la oxidación del cloro en lugar de la oxidación del agua, ya que el sobrepotencial para la oxidación del cloruro a cloro es menor que el sobrepotencial para la oxidación del agua a oxígeno. Los iones hidróxido y el cloro gaseoso disuelto reaccionan posteriormente para formar ácido hipocloroso . La solución acuosa resultante de este proceso se denomina agua electrolizada y se utiliza como desinfectante y agente de limpieza.

Electrólisis del dióxido de carbono

La electrólisis del dióxido de carbono suele producir formiato o monóxido de carbono, pero a veces genera compuestos orgánicos más complejos como el etileno . [ 37 ] Este hallazgo ha motivado un estudio intensivo. [ 38 ] [ 39 ]

Electrólisis de agua acidificada

La electrólisis del agua produce hidrógeno y oxígeno en una proporción de 2 a 1, respectivamente.

2 H₂O (l) → 2 H₂ ( g) + O₂ ( g ) E ° = +1,229 V  

La eficiencia energética de la electrólisis del agua varía ampliamente. La eficiencia de un electrolizador es una medida de la entalpía contenida en el hidrógeno (para experimentar combustión con oxígeno u otra reacción posterior), en comparación con la energía eléctrica de entrada. Los valores de calor/entalpía para el hidrógeno están bien publicados en textos de ciencia e ingeniería, como 144  MJ/kg (40 kWh/kg). Cabe señalar que las pilas de combustible (no los electrolizadores) no pueden utilizar esta cantidad total de calor/entalpía, lo que ha generado cierta confusión al calcular los valores de eficiencia para ambos tipos de tecnología. En la reacción, parte de la energía se pierde en forma de calor. Algunos informes citan eficiencias entre el 50 % y el 70 % para electrolizadores alcalinos (50 kWh/kg); [ 40 ] sin embargo, se pueden obtener eficiencias prácticas más altas con el uso de la electrólisis de membrana de electrolito polimérico y la tecnología catalítica, como una eficiencia del 95 %. [ 41 ] [ 42 ]

El Laboratorio Nacional de Energías Renovables estimó en 2006 que 1  kg de hidrógeno (aproximadamente equivalente a 3  kg, o 4 litros, de petróleo en términos energéticos) podría producirse mediante electrólisis impulsada por energía eólica por entre 5,55 dólares estadounidenses a corto plazo y 2,27 dólares estadounidenses a largo plazo. [ 43 ]

Aproximadamente el 4 % del hidrógeno gaseoso producido a nivel mundial se genera mediante electrólisis y normalmente se utiliza in situ. El hidrógeno se emplea para la producción de amoníaco para fertilizantes mediante el proceso Haber y para la conversión de fuentes de petróleo pesadas en fracciones más ligeras mediante hidrocraqueo . La electrólisis in situ se ha utilizado para capturar hidrógeno para pilas de combustible de hidrógeno en vehículos de hidrógeno .

Electrocristalización

Una aplicación especializada de la electrólisis implica el crecimiento de cristales conductores en uno de los electrodos a partir de especies oxidadas o reducidas que se generan in situ. La técnica se ha utilizado para obtener monocristales de conductores eléctricos de baja dimensionalidad, como sales de transferencia de carga y compuestos de cadena lineal . [ 44 ] [ 45 ]

Producción electrolítica de hierro

El hierro para la producción de acero se obtiene mediante la reducción de óxidos de hierro con carbono. El proceso general es un ejemplo de reducción carbotérmica . Un estudio sobre la producción de acero en Alemania reveló que producir 1 tonelada de acero emitía 2,1 toneladas de CO₂e, de las cuales el 22 % correspondía a emisiones directas del alto horno. [ 46 ] En 2022, la producción de acero contribuía con el 7-9 % de las emisiones globales. [ 47 ] La ​​electrólisis del hierro eliminaría las emisiones directas de CO₂ .

Se ha demostrado la electrólisis del hierro en sales de óxido fundidas utilizando un ánodo de platino. Una ecuación idealizada es: [ 48 ]

2 Fe 2 O 3 → 4 Fe + 3 O 2

Este método se realizó a una temperatura de 1550  °C, lo que supone un reto importante para el mantenimiento de la reacción. En particular, la corrosión del ánodo es un problema a estas temperaturas.

Además, se ha informado sobre la reducción a baja temperatura del óxido de hierro en soluciones alcalinas. [ 49 ] La temperatura es mucho menor que la de la producción tradicional de hierro a 114  °C. Las bajas temperaturas también tienden a correlacionarse con mayores eficiencias de corriente, llegando a reportarse una eficiencia del 95 %. Si bien estos métodos son prometedores, tienen dificultades para ser competitivos en costos debido a las grandes economías de escala que mantienen bajo el precio del hierro de alto horno.

Electrólisis del agua de mar

Un estudio de 2020 investigó la electrólisis directa del agua de mar, la electrólisis alcalina, la electrólisis de membrana de intercambio de protones y la electrólisis de óxido sólido . [ 50 ] La electrólisis directa del agua de mar sigue procesos conocidos, formando una celda de electrólisis en la que el agua de mar actúa como electrolito para permitir la reacción en el ánodo , 2 Cl − (aq) → Cl 2 (g) + 2e − y la reacción en el cátodo , 2 H 2 O(l) + 2 e − → H 2 (g) + 2OH − (aq) . La inclusión de iones de magnesio y calcio en el agua de mar hace posible la producción de hidróxidos alcalinos que podrían formar incrustaciones en la celda del electrolizador, reduciendo la vida útil y aumentando la necesidad de mantenimiento. Los electrolizadores alcalinos operan con las siguientes reacciones en el ánodo: 2 OH − (aq) → 1/ 2 O 2 (g) + H 2 O(l) + 2 e − , y en el cátodo: 2 H 2 O(l) + 2 e − → H 2 (g) + 2 OH − (aq) , y utilizan soluciones altamente básicas como electrolitos, operando a 60–90 °C (140–194 °F) y requieren separadores adicionales para asegurar que el hidrógeno y el oxígeno en fase gaseosa permanezcan separados. El electrolito puede contaminarse fácilmente, pero el electrolizador alcalino puede operar bajo presión para mejorar el consumo de energía. Los electrodos pueden fabricarse con materiales económicos y no se requiere un catalizador costoso en el diseño.  

Existen numerosas alternativas al sencillo electrolizador descrito. Los diseños de microelectrolizadores permiten prescindir del separador mediante un flujo interno que separa los gases de forma autónoma. Véase, por ejemplo, la patente estadounidense US 12116679B2 («Dispositivo y método para la captación a gran escala de energía solar mediante la producción de hidrógeno»), donde la presión de funcionamiento se incrementa hasta el punto de licuefacción del cloro, permitiendo que el electrolizador de agua de mar opere en un fluido electrolítico localmente alcalino. La eliminación de los separadores permite operar a temperaturas muy elevadas. El diseño estructural posibilita el funcionamiento a presiones de hasta 700 bar, eliminando así la necesidad de compresores de hidrógeno. 

Los electrolizadores de membrana de intercambio protónico operan con las reacciones en el ánodo, H₂O ( l) → 1/2 O₂ (g) + 2 H⁺ ( aq ) + 2 e⁻ y en el cátodo, 2 H⁺ (aq) + 2 e⁻ → H₂ ( g ) , a temperaturas de 60–80 °C (140–176 °F) , utilizando un electrolito de polímero sólido y requiriendo mayores costos de procesamiento para permitir que el electrolito sólido toque uniformemente los electrodos. De manera similar al electrolizador alcalino, el electrolizador de membrana de intercambio protónico puede operar a presiones más altas, reduciendo los costos de energía necesarios para comprimir el gas hidrógeno posteriormente, pero el electrolizador de membrana de intercambio protónico también se beneficia de tiempos de respuesta rápidos a cambios en los requisitos o demandas de energía y no necesita mantenimiento, a costa de tener una tasa de degradación inherente más rápida y ser el más vulnerable a las impurezas en el agua.  

Los electrolizadores de óxido sólido llevan a cabo las reacciones O₂ ( g ) → 1/2 O₂ ( g) + 2 e⁻ en el ánodo y H₂O ( g) + 2 e⁻ → H₂ ( g) + O₂ ( g) en el cátodo. Estos electrolizadores requieren altas temperaturas ( 700–1000 °C (1292–1832 °F) ) para funcionar, generando vapor sobrecalentado. Sufren degradación al apagarse, lo que los convierte en una tecnología de generación de hidrógeno menos flexible. En una serie selecta de comparaciones de análisis de decisiones multicriterio, donde se priorizaron los costos operativos económicos, seguidos por igual por los criterios ambientales y sociales, se encontró que el electrolizador de membrana de intercambio de protones ofrecía la combinación más adecuada de valores (por ejemplo, costo de inversión, mantenimiento y operación, resistencia a impurezas, energía específica para la producción de hidrógeno en el mar, riesgo de impacto ambiental, etc.), seguido por el electrolizador alcalino, siendo este último el más viable económicamente, pero más peligroso en términos de seguridad y preocupaciones ambientales debido a la necesidad de soluciones electrolíticas básicas en comparación con los polímeros sólidos utilizados en las membranas de intercambio de protones. Debido a los métodos empleados en el análisis de decisiones multicriterio, se aplican ponderaciones no objetivas a los diversos factores, por lo que se realizaron múltiples métodos de análisis de decisiones simultáneamente para examinar los electrolizadores de manera que se minimizaran los efectos del sesgo en las conclusiones de rendimiento.  

Véase también

Referencias

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