Diferencia entre revisiones de «Electrólisis del agua»
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La '''Electrólisis del agua''' es la descomposición de [[agua]] (H<sub>2</sub>O) en gas de [[oxigeno]] (O<sub>2</sub>) e [[hidrógeno]] (H<sub>2</sub>) por medio de a una [[electricidad|corriente eléctrica]] a través del agua. Este [[Electrólisis|proceso electrolítico]] es raramente usado en aplicaciones industriales debido a que el hidrógeno puede ser producido más afortáblemente por medio de [[Combustible fósil|combustibles fósiles]]. |
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Una fuente de poder eléctrica es conectada a dos [[electrodo]]s, o dos platos (típicamente hechos de algún metal inerte como el [[platino]] o [[acero inoxidable]]), los cuales son puestos en el agua. En una celda propiamente diseñada, el hidrógeno aparecerá en el [[cátodo]] (el [[electrodo]] negativamente cargado, donde los [[electron]]es son bombeados al agua), y oxigeno aparecerá en el [[ánodo]] (el electrodo positivamente cargado). La cantidad de hidrógeno generado es el doble que la de oxigeno, y ambas son proporcionales al total de [[carga eléctrica]] que fue enviada por el agua. Sin embargo, en varias celdas las reacciones del lado competidor dominan, resultando en diferentes productos. |
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| ⚫ | La electrolisis de agua ''pura'' requiere una gran cantidad de energía extra en forma de [[sobrepotential]] para romper varias barreras de activación. Sin esa energía extra la electrolisis de agua ''pura'' ocurre muy lentamente si es que logra suceder. Esto es en parte debido a la limitada [[autoionización del agua]]. El agua pura tiene una [[conductividad eléctrica]] alrededor de una millonésima parte de la del agua de mar. Varias [[celdas electrolíticas]] pueden no tener los [[electrocatalizador]]es requeridos. La eficacia de la electrolisis aumenta con la adición de un [[electrolito]] (como la [[sal]], un [[ácido]] o una [[Base (química)|base]]) y el uso de electrocatalizadores. |
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Revisión del 22:24 14 ago 2009
La Electrólisis del agua es la descomposición de agua (H2O) en gas de oxigeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de a una corriente eléctrica a través del agua. Este proceso electrolítico es raramente usado en aplicaciones industriales debido a que el hidrógeno puede ser producido más afortáblemente por medio de combustibles fósiles.
Una fuente de poder eléctrica es conectada a dos electrodos, o dos platos (típicamente hechos de algún metal inerte como el platino o acero inoxidable), los cuales son puestos en el agua. En una celda propiamente diseñada, el hidrógeno aparecerá en el cátodo (el electrodo negativamente cargado, donde los electrones son bombeados al agua), y oxigeno aparecerá en el ánodo (el electrodo positivamente cargado). La cantidad de hidrógeno generado es el doble que la de oxigeno, y ambas son proporcionales al total de carga eléctrica que fue enviada por el agua. Sin embargo, en varias celdas las reacciones del lado competidor dominan, resultando en diferentes productos.
La electrolisis de agua pura requiere una gran cantidad de energía extra en forma de sobrepotential para romper varias barreras de activación. Sin esa energía extra la electrolisis de agua pura ocurre muy lentamente si es que logra suceder. Esto es en parte debido a la limitada autoionización del agua. El agua pura tiene una conductividad eléctrica alrededor de una millonésima parte de la del agua de mar. Varias celdas electrolíticas pueden no tener los electrocatalizadores requeridos. La eficacia de la electrolisis aumenta con la adición de un electrolito (como la sal, un ácido o una base) y el uso de electrocatalizadores.