Una experiencia sencilla sobre la energía del hidrógeno
El uso futuro del hidrógeno como fuente para disponer de energía abundante, limpia y barata ya está muy presente en la actualidad pero, para usarlo como combustible, antes es preciso obtenerlo, ya que el hidrógeno en estado elemental no se encuentra libre en la naturaleza. El procedimiento más usual es obtenerlo junto al oxígeno a partir del agua, en la que ambos elementos se encuentran combinados. Esto se realiza mediante la electrolisis del agua utilizando energía eléctrica y haciendo pasar la corriente a través de ella. El hidrógeno libre así obtenido puede utilizarse ahora para suministrar la energía química que contiene, bien quemándolo directamente con el oxígeno del aire para obtener energía térmica o, mejor aún, utilizándolo en una célula de combustible, que en este caso se denomina célula o pila de hidrógeno.
Llevar esto a cabo supone realizar la reacción química inversa, recombinando el hidrógeno con el oxígeno para obtener agua y aprovechar la energía desprendida. En la pila de hidrógeno, la oxidación de éste y la reducción del oxígeno que requiere la formación del agua tienen lugar separadamente en los electrodos de una célula galvánica, y la energía liberada se obtiene en forma de corriente eléctrica que puede alimentar un circuito exterior.
En teoría, tanto la obtención electrolítica de hidrógeno como el consumo de éste en la pila para obtener energía pueden realizarse en la misma célula galvánica, haciendo pasar corriente desde el exterior en el caso de la electrolisis, o dejando que el hidrógeno y oxígeno desprendidos vuelvan a recombinarse espontáneamente, en el caso de actuar como pila, suministrando energía eléctrica al exterior.
A continuación vamos a describir una experiencia práctica para recrear de forma sencilla los procesos de la electrolisis del agua y la pila de hidrógeno. En el primer caso como método principal para obtener el hidrógeno y en el segundo para consumirlo aprovechando su energía. Esta práctica puede realizarse no solo en el laboratorio escolar sino también en casa. La experiencia se acompaña de un vídeo que puedes visionar haciendo clic aquí: Video Electrolisis del agua y pila de hidrógeno o bien descargar desde la página Mis trabajos de este blog.
Material necesario:
- Un estropajo metálico inoxidable tipo “nanas”
- Una pila de 4,5 V
- 4 pinzas de cocodrilo (valen 4 clips)
- Dos cables de 20 o más cm de largo
- Un vaso de 250 mL ó más (vale un bote de cristal ancho y transparente)
- Papel de filtro ( vale un filtro de de cafetera)
- Una luz led o un reloj eléctrico
- Agua (preferiblemente destilada o desionizada)
- Una cucharadita de electrolito Na2SO4, (vale bicarbonato sódico)
- Unas gotas de indicador fenolftaleína (opcional), (vale cualquier otro indicador ácido-base)
- Un voltímetro (opcional)
Montaje de la célula y procedimiento:
1.- Preparación de la celda.
Llenar el vaso con el agua, hasta que su nivel quede aproximadamente a unos 4 cm del borde. Añadir una cucharilla del electrolito, dos o tres gotas del indicador ácido-base (opcional) y remover hasta que se disuelva. Dividir el estropajo metálico en dos trozos iguales, que harán las veces de electrodos, estirarlos un poco y colocarlos dentro de vaso sujetándolos con las pinzas o clips al borde del vaso en dos puntos opuestos. Fijar a continuación un cable de 20 cm o más de largo en cada una de las pinzas con cada electrodo. Finalmente introducir una hoja rectangular de papel de filtro en el vaso de tal manera que se ajuste lo mejor posible a las paredes y lo separe en dos mitades con un electrodo en cada una. Si es necesario se puede rellenar con un poco más de agua pero cuidando que su nivel no alcance el borde superior del papel ni a las pinzas y cables.
2.- Electrolisis del agua. Obtención del hidrógeno.
Conectar los cables que salen de cada electrodo a cada uno de los polos de la pila de 4,5 V con ayuda de otras dos pinzas o clips. Desde el primer instante, la corriente continua que circula por la celda provoca la electrolisis del agua. En el electrodo conectado al polo negativo de la pila se puede observar el desprendimiento de burbujas de hidrógeno (H2), mientras que en el positivo se desprenden burbujas de oxígeno (O2) en menor cantidad. Ambos gases son los productos de la electrolisis del agua según la reacción:
2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g)
que es endotérmica y absorbe una energía de 572 kJ/mol
El entorno del cátodo (-) se va tiñendo de color rosado (si se ha añadido indicador fenolftaleína), lo que revela que la reducción del H del agua es una reacción alcalina.
3.- Pila de hidrógeno. Obtención de energía.
Tras dejar unos minutos haciendo la electrolisis y ambos electrodos estén bien cargados de burbujas adheridas, cortamos la conexión con la pila separando los cables de ésta. El electrodo que estaba conectado al polo negativo está lleno de burbujas de hidrógeno gaseoso, mientras que el que estaba conectado al positivo contiene burbujas de oxígeno. Si conectamos ahora un voltímetro a ambos electrodos veremos que se ha creado una fuerza electromotriz en la celda cuyo valor es la diferencia de potencial que se puede leer en pantalla, que es de unos 2 voltios. Por lo tanto, la celda es ahora una célula galvánica (pila de hidrógeno) de 2 V. Si ahora conectamos los cables que salen de los electrodos a una pequeña bombilla led o a un reloj eléctrico sin pila, podemos observar cómo la energía eléctrica que suministra la celda es suficiente para encender la luz o hacer funcionar el reloj mientras se va consumiendo el hidrógeno según la reacción de formación del agua, inversa a la de la electrolisis:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
que es exotérmica y desprende una energía de 572 kJ/mol
Si se había añadido el indicador al agua se puede observar también cómo va desapareciendo poco a poco el color rosado (si era fenolftaleína) que rodeaba al electrodo del hidrógeno debido a que su oxidación acuosa es una reacción ácida.
Descripción electroquímica
Teniendo en cuenta los procesos químicos que tienen lugar sus correspondientes potenciales estándar de electrodo, podemos hallar cuales serían los potenciales de la celda al actuar como pila galvánica o como célula electrolítica, y justificar en qué sentido tendrá lugar la espontaneidad de la reacción global.
1.- Electrolisis del agua
Oxidación. Ánodo (polo positivo): 2 H2O (l) → O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e- ε0 = -1,23 V
Reducción. Cátodo (polo negativo): 2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH- (aq) ε0 = -0,83 V
Reacción global (endotérmica): 2 H2O (l) à 2 H2 (g) + O2 (g) E0 = -1,23 - 0,83 = -2,06 V
2.- Pila de hidrógeno
Oxidación. Ánodo (polo negativo): H2 (g) + 2 OH- (aq) → 2 H2O (l) + 2e- ε0 = +0,83 V
Reducción. Cátodo (polo positivo): O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4e- → 2 H20 (l) ε0 = +1,23 V
Reacción global (exotérmica): 2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (l) E0 = +1,23 + 0,83 = +2,06 V
3.- Conclusión
Se concluye que el proceso global espontáneo (potencial de celda positivo) es la combinación del hidrógeno con el oxígeno para obtener agua, proceso exotérmico que libera energía. Es el caso de la pila de hidrógeno, la cual suministra una fuerza electromotriz de 2,06 V; mientras que la electrolisis del agua se podría conseguir sometiendo esta celda a una tensión exterior mayor que 2,06 V.
Los potenciales se refieren a condiciones estándar de 298 K ,1 atm y 1 mol/l y sin tener en cuenta posibles efectos de sobretensiones en las interfases. En la práctica, la f.e.m. de la pila de hidrógeno resulta ser aproximadamente la misma (unos 2 V), pero el voltaje necesario para activar la electrolisis y mantenerla de forma apreciable es sensiblemente mayor.
Profundizando en algunos aspectos de esta experiencia
Es importante que los electrodos, además de ser buenos conductores, estén limpios, sean inertes a posibles reacciones electrolíticas paralelas que desplacen a las del agua y tengan una gran superficie libre sobre la que pueda quedar adheridas una buena cantidad de burbujas de hidrógeno durante un tiempo razonable. Un estropajo metálico inoxidable o una hoja de aluminio plegada y arrugada son las mejores opciones. Las láminas o alambres trenzados de cobre no sirven, pues este metal interviene en la reacción. Las barras de grafito de un lapicero o como las que contienen las pilas en su interior tampoco sirven, pues tienen muy poca superficie. También puede suceder que si el estropajo no es del todo inoxidable y se deja demasiado tiempo funcionando la pila, el oxigeno del ánodo acabe atacándolo y pasando Fe2+ a la disolución, dándole un tono verdoso y disminuyendo sensiblemente el voltaje de la célula galvánica.
El electrolito empleado no puede contener cloro o ion cloruro, ya que éste interviene en la reacción desprendiendo Cl2 en el ánodo en vez de O2 . Para la experiencia casera no vale ni la sal común (NaCl) ni el aguafuerte (HCl). Otros ácidos o bases como ácido sulfúrico, vinagre, sosa o amoniaco podrían servir siempre y cuando no pretendamos detectar la producción o el consumo de OH- y H+ usando el indicador.
Para separar las dos semirreacciones no es necesario disponer de dos vasos conectados por un puente salino a través de un tubo externo con electrolito. Para que funcione esta experiencia es suficiente un papel poroso pero consistente que divida el vaso en dos mitades (la del cátodo y la del ánodo) que se ajuste lo mejor posible a las paredes del interior del vaso y sobresalga por encima de éste. El papel de filtro del laboratorio o el de la cafetera son perfectos.
El indicador ácido-base no es necesario para que funcione la producción o el consumo del hidrógeno de esta experiencia, pero es interesante para poner de manifiesto cuál de los dos procesos se está produciendo y cómo está teniendo lugar. En la obtención de H2 por electrolisis del H2O con la energía que suministra la pila, el agua que rodea al polo negativo (cátodo, reducción) se vuelve alcalina debido a la liberación de iones 0H- que acompaña a la producción de H2, y el indicador fenolftaleína la tiñe de color rosado. Mientras tanto, el entorno del polo positivo (ánodo, oxidación) se acidifica por la liberación de iones H+ que acompañan al O2 formado, se mantiene incoloro.
En el proceso contrario del consumo del hidrógeno y el oxígeno depositados en los electrodos durante la electrolisis, es decir, el funcionamiento de la célula galvánica como pila de hidrógeno, el indicador pone de manifiesto lo contrario. En el polo negativo (ahora es el ánodo y tiene lugar la oxidación), el H2 consume el exceso de iones OH-, el agua se neutraliza y el indicador fenolftaleína, antes rosado, se vuelve otra vez incoloro, mientras que en el polo positivo (ahora cátodo y reducción) el O2 consume el exceso de iones H+ hasta neutralizarse, permanece incoloro.
El dispositivo empleado para dejar patente el funcionamiento de la pila de hidrógeno debe tener una resistencia eléctrica muy pequeña para que la débil corriente que genera el montaje pueda hacerlo funcionar. Una luz o una pequeña linterna led, o un reloj despertador o de cocina (con la pila retirada) o incluso una pequeña radio de 1,5V sirven perfectamente.
Un sencillo voltímetro conectado a los electrodos de la célula, sin que esté alimentando a ningún dispositivo, nos confirmará que la fuerza electromotriz de ésta es de 2 V
En teoría el voltaje necesario para provocar la electrolisis del agua es de 2,1 V, pero para que suceda con una velocidad y cantidad adecuada conviene usar una pila o fuente de alimentación de C.C. de 4,5 V o más. Cuanto más voltaje mayor y más rápida será la carga de la pila de hidrógeno, y más fácil probar que funciona.
El hidrógeno ¿la fuente de energía del futuro?
Aunque se hable del hidrógeno como la fuente de energía del futuro (y cada vez más del presente) en realidad no se trata de una fuente propiamente dicha como por ejemplo pueda ser el gas natural, puesto que el hidrógeno (la especie química dihidrógeno, de fórmula H2) prácticamente no se encuentra disponible en estado natural en ninguna parte del planeta. Es más, para disponer de energía en forma de hidrógeno combustible es preciso obtenerlo consumiendo antes una cantidad mayor de energía procedente de otras fuentes. Decir que el hidrógeno es una fuente de energía sería lo mismo que decir que las pilas también lo son.
Pero si cuesta más energía de la que nos va a dar ¿cuál es entonces el interés de producir hidrógeno como combustible?. Pues el interés es grande por varias razones.
1.- El hidrógeno comprimido y licuado se puede almacenar y transportar en bombonas, para ser consumido en el lugar, dispositivo y momento que sean precisos, como sucede con los combustibles convencionales.
2.- Su densidad de energía (energía química por unidad de masa) es muy alta. Es una buena forma de disponer de mucha energía en poco espacio.
3.- Su eficiencia es muy alta y su impacto ambiental puede ser muy bajo. Su combustión no desprende dióxido de carbono ni otros productos nocivos, sólo produce agua, y las baterías de hidrógeno que se están desarrollando en la actualidad ya son altamente eficientes.
4.- El hidrógeno puede obtenerse de forma fácil y sencilla en plantas industriales por electrolisis a partir del agua, es decir haciendo circular corriente eléctrica a través de ella. Debe quedar claro que el agua no es ninguna fuente de energía, sino que la fuente sería aquella que produce la corriente eléctrica necesaria para llevar a cabo su electrolisis. Otro método para obtener hidrógeno es por pirolisis de hidrocarburos naturales en contacto con metales calientes.
La cuestión fundamental de la bondad del hidrógeno como recurso energético respetuoso con el medio ambiente es justo la fuente de energía y el procedimiento seguido para obtener la electricidad consumida en su obtención. Sólo se podrá hablar de “hidrógeno verde” (nada que ver con su color, que no tiene) si se utilizan energías renovables y tecnología exenta de emisiones de carbono para alimentar la corriente eléctrica que necesita su obtención. En caso contrario, la utilización de hidrógeno, ya sea en combustión directa o ya en células galvánicas, implicaría el impacto medioambiental propio del procedimiento empleado para obtenerlo, aunque este impacto se haya producido antes y en otro lugar.
Para distinguir el impacto medioambiental de la obtención del hidrógeno, se ha adoptado por convenio una serie de “colores” que califican al hidrógeno en función del carácter renovable o no de las emisiones de CO2 y del impacto ambiental global que supone su obtención: https://goodnewenergy.enagas.es/innovadores/del-gris-al-verde-los-colores-del-hidrogeno/
Así, aunque el hidrógeno siempre sea un gas incoloro e indistinguible independientemente de cómo se haya obtenido, hablamos de hidrógeno verde si se ha obtenido a partir de energías 100% renovables y sin emisión de carbono a la atmósfera, hasta que pasando por el amarillo, rosa, azul y turquesa, llegamos al gris y al negro, que suponen la combustión de combustibles fósiles como el carbón o el petróleo con altas emisiones de CO2.
Sin lugar a dudas, el hidrógeno no solo es un vector energético ideal con un gran futuro por delante sino que ya es hoy en día una solución que se está adoptando cada vez más a medida que se desarrollan su tecnología y comercialización. Sólo podremos hablar del hidrógeno como una “fuente” de energía limpia y renovable si se trata de hidrógeno verde, aunque a este respecto La U.E. se está planteando el extender la denominación "verde" a la energía nuclear y el gas natural de ciclo combinado.