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Equação de Nernst para o potencial da célula de combustível

1889
  • Walther Nernst
Experimento de célula de combustível em um laboratório demonstrando aplicações da equação de Nernst em eletroquímica.

(Imagem gerada apenas para fins ilustrativos)

O Nernst A equação quantifica a reversibilidade força eletromotriz (EMF) or open-circuit voltage of a célula de combustível under non-standard conditions. It links the cell potential ([latex]E[/latex]) to its standard potential ([latex]E^0[/latex]), temperature, and the activities (approximated by partial pressures) of reactants and products. The equation is [latex]E = E^0 – \frac{RT}{nF} \ln Q[/latex], where Q is the reaction quotient.

The Nernst equation is a cornerstone of electrochemistry, derived from the relationship between the change in Gibbs free energy and the cell potential, [latex]\Delta G = -nFE[/latex]. In the equation [latex]E = E^0 – \frac{RT}{nF} \ln Q[/latex], [latex]R[/latex] is the universal gas constant, [latex]T[/latex] is the absolute temperature in Kelvin, [latex]n[/latex] is the number of moles of electrons transferred per mole of reaction, and [latex]F[/latex] is the Faraday constant (charge per mole of electrons). The reaction quotient [latex]Q[/latex] for a hydrogen-oxygen fuel cell ([latex]H_2 + \frac{1}{2}O_2 \rightarrow H_2O[/latex]) is [latex]Q = \frac{p_{H_2O}}{p_{H_2} \cdot p_{O_2}^{1/2}}[/latex], where [latex]p[/latex] represents the partial pressures of the gaseous species.

Esta equação revela vários aspectos importantes do comportamento da célula a combustível. Em primeiro lugar, mostra que a tensão da célula aumenta com o aumento das pressões parciais dos reagentes (pH₂, pO₂) e diminui à medida que a pressão parcial do produto (pH₂O) aumenta. Em segundo lugar, descreve a dependência da tensão ideal em relação à temperatura. Embora a equação de Nernst defina a tensão teórica máxima, a tensão real de operação de uma célula a combustível é sempre menor devido a perdas irreversíveis conhecidas como sobrepotenciais (ou polarizações), que surgem da cinética da reação, da resistência interna e das limitações de transporte de massa após a corrente ser extraída da célula.

UNESCO Nomenclature: 2203
Química física

Tipo

Sistema abstrato

Interrupção

Substancial

Uso

Uso generalizado

Precursores

  • leis da termodinâmica, particularmente o trabalho de Gibbs sobre o potencial químico
  • Leis de Faraday da eletrólise
  • O conceito de equilíbrio químico e a lei da ação das massas.

Aplicações

  • Prever a tensão máxima possível de uma célula de combustível sob temperaturas e pressões operacionais específicas.
  • Modelagem do desempenho da célula a combustível e das perdas de tensão devido ao esgotamento dos reagentes.
  • Projetando sistemas de células a combustível de alta pressão para aumentar a tensão e a eficiência.
  • pesquisa fundamental em eletroquímica e ciência de baterias
  • Calibração de eletrodos íon-seletivos e medidores de pH

Patentes:

NA

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Relacionado a: equação de Nernst, eletroquímica, potencial da célula, voltagem, energia livre de Gibbs, quociente de reação, pressão parcial, termodinâmica, Walther Nernst, tensão de circuito aberto.

Contexto histórico

Equação de Nernst para o potencial da célula de combustível

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1889
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(Caso a data seja desconhecida ou irrelevante, por exemplo, "mecânica dos fluidos", é fornecida uma estimativa aproximada de seu surgimento notável)

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