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Fuerza electromotriz química

1890
  • Walther Nernst
  • Josiah Willard Gibbs
Pruebas de baterías de iones de litio en laboratorio de electroquímica.

(Imagen generada únicamente con fines ilustrativos)

En celdas electroquímicas como baterías y pilas de combustible, CEM se genera mediante reacciones químicas. La separación de carga es impulsada por reacciones de oxidación y reducción que ocurren en dos electrodos diferentes. La fuerza electromotriz máxima de una celda está relacionada con el cambio en la energía libre de Gibbs ([latex]Delta G[/latex]) de la reacción mediante [latex]mathcal{E} = -frac{Delta G}{nF}[/latex], donde [latex]n[/latex] son ​​los moles de electrones y [latex]F[/latex] es la constante de Faraday.

The electromotive force in a chemical source arises from the potential energy difference of electrons in different chemical species. In a galvanic cell, two dissimilar metals (electrodes) are placed in an electrolyte, creating two half-cells. At one electrode (the anode), an oxidation reaction occurs, releasing electrons. At the other electrode (the cathode), a reduction reaction occurs, consuming electrons. This creates an electrical potential difference between the electrodes. The chemical reactions effectively act as a “charge pump,” doing work on the electrons to move them from a lower potential energy state to a higher one, thus establishing the EMF.

La fuerza electromotriz (FEM) máxima teórica está determinada por la termodinámica de la reacción, específicamente por el cambio en la energía libre de Gibbs (ΔG), que representa el trabajo máximo sin expansión que se puede extraer de un sistema termodinámicamente cerrado. La ecuación de Nernst perfecciona aún más este concepto al relacionar la FEM con el potencial estándar del electrodo y las concentraciones (o actividades) de los reactivos y productos, mostrando cómo cambia el voltaje de la celda a medida que avanza la reacción y varían las concentraciones. Esta base termodinámica es fundamental para diseñar baterías con voltajes de salida y densidades de energía específicas, y para comprender procesos como la electrólisis, donde se utiliza una FEM externa para impulsar una reacción química no espontánea.

UNESCO Nomenclature: 2203
Electroquímica

Tipo

Proceso químico

Ruptura

Revolucionario

Uso

Uso generalizado

Precursores

  • Los experimentos de Luigi Galvani con patas de rana
  • Alessandro Volta’s invention of the voltaic pile
  • Leyes de electrólisis de Michael Faraday
  • El desarrollo de la termodinámica química por Josiah Willard Gibbs

Aplicaciones

  • baterías (alcalinas, de iones de litio, de plomo-ácido)
  • pilas de combustible
  • electrólisis
  • prevención de la corrosión (protección catódica)
  • galvanoplastia

Patentes:

NA

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Related to: electrochemistry, battery, galvanic cell, Gibbs free energy, Nernst equation, electrode, electrolyte, redox reaction.

Contexto histórico

Fuerza electromotriz química

1885
1887
1889
1890
1890
1895
1895
1884
1887
1888
1889
1890
1890
1895
1895

(Si la fecha es desconocida o no es relevante, por ejemplo "mecánica de fluidos", se proporciona una estimación redondeada de su aparición notable)

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