Come funziona una cella a combustibile

Una cella a combustibile è un reattore elettrochimico che converte direttamente l’energia chimica di un combustibile in elettricità, senza passare per la combustione. Finché si alimentano idrogeno all’anodo e ossigeno (o aria) al catodo, la cella produce corrente in continuo: non è una batteria che si scarica, ma un generatore che lavora finché ha reagenti.

Vediamo che cos’è una cella a combustibile, quali reazioni avvengono ai due elettrodi, che ruolo ha l’elettrolita e da dove nasce la tensione di circa 1,23 V che la caratterizza.

Che cos’è una cella a combustibile

Il principio è quello di una cella galvanica, ma con una differenza decisiva rispetto a una pila tradizionale: i reagenti non sono contenuti dentro l’elettrodo e non si esauriscono al suo interno, bensì vengono alimentati dall’esterno in modo continuo. L’anodo riceve il combustibile (di norma idrogeno), il catodo riceve il comburente (ossigeno o aria), e fra i due un elettrolita lascia passare gli ioni ma non gli elettroni. Gli elettroni sono così costretti a fluire nel circuito esterno, ed è quel flusso a fornire corrente al carico.

Le due semireazioni

Nella versione a idrogeno in ambiente acido, all’anodo la molecola di idrogeno cede elettroni e si trasforma in ioni idrogeno (protoni): H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻. I protoni migrano attraverso l’elettrolita verso il catodo, mentre gli elettroni percorrono il circuito esterno. Al catodo l’ossigeno si riduce e si combina con protoni ed elettroni per formare acqua: O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O. La reazione globale è semplicemente la sintesi dell’acqua dai suoi elementi, e l’unico prodotto della cella ideale è acqua.

E°_cella = E°_cat − E°_an = +1,23 V − 0 V = +1,23 V

La tensione teorica nasce dalla differenza fra i potenziali standard delle due semireazioni: la riduzione dell’ossigeno sta a circa +1,23 V e l’ossidazione dell’idrogeno è presa come zero (elettrodo standard a idrogeno). Da qui la tensione di cella ideale di circa 1,23 V in condizioni standard. È lo stesso valore, di segno opposto, che serve come tensione minima per scindere l’acqua per elettrolisi: la cella a combustibile e l’elettrolisi sono due facce della stessa reazione reversibile.

Il ruolo dell’elettrolita

L’elettrolita è il cuore della cella: deve condurre bene gli ioni ma essere un isolante per gli elettroni, così da forzarli nel circuito esterno. A seconda dell’elettrolita cambia anche lo ione che si muove e la temperatura di lavoro. Nelle celle a membrana polimerica si muovono i protoni H⁺; in quelle alcaline gli ioni ossidrile OH⁻; nelle celle a ossidi solidi gli ioni ossigeno O²⁻; nei carbonati fusi gli ioni carbonato CO₃²⁻. La scelta dell’elettrolita definisce di fatto la famiglia di cella e ne determina pregi e limiti, come spiegano gli articoli dedicati a PEM e SOFC.

Le famiglie di celle a combustibile

Le principali tecnologie si distinguono per elettrolita, ione conduttore e temperatura operativa.

Perché non è una batteria

La differenza pratica con una batteria è sostanziale. Una pila contiene al suo interno tutta l’energia chimica disponibile e, una volta consumati i reagenti, va ricaricata o sostituita. Una cella a combustibile, invece, è un convertitore: l’energia sta nel serbatoio di idrogeno esterno, e la cella continua a generare corrente finché viene rifornita. Per questo si parla di un sistema più simile a un motore alimentato a combustibile che a un accumulatore. La densità di energia non dipende dalla cella ma dalla quantità di idrogeno stoccato.

Perché conta nella pratica

Per chi valuta tecnologie energetiche e di processo, capire il principio della cella a combustibile è la base per leggerne i dati di targa e i limiti reali. La tensione ideale di 1,23 V è un punto di riferimento: nessuna cella reale la raggiunge sotto carico, perché entrano in gioco perdite di vario tipo, trattate nell’articolo sul rendimento. Conoscere il ruolo dell’elettrolita e delle due semireazioni permette di confrontare le diverse famiglie di celle e di scegliere quella adatta all’applicazione, dal trasporto alla cogenerazione fissa.

Domande frequenti

Che cos’è una cella a combustibile?

È un dispositivo elettrochimico che converte direttamente l’energia chimica di un combustibile, di solito idrogeno, in elettricità, senza combustione. All’anodo si ossida l’idrogeno, al catodo si riduce l’ossigeno e l’unico prodotto è acqua. A differenza di una batteria, i reagenti sono alimentati dall’esterno e la cella produce corrente finché viene rifornita.

Quali reazioni avvengono ai due elettrodi?

All’anodo l’idrogeno si ossida liberando elettroni e ioni H⁺: H₂ → 2 H⁺ + 2 e⁻. Al catodo l’ossigeno si riduce combinandosi con protoni ed elettroni per dare acqua: O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂O. La reazione globale è la semplice sintesi dell’acqua dai suoi elementi.

Perché la tensione di cella è circa 1,23 V?

Perché nasce dalla differenza fra il potenziale standard della riduzione dell’ossigeno (circa +1,23 V) e quello dell’ossidazione dell’idrogeno (preso come zero). È lo stesso valore, di segno opposto, che serve come tensione minima per scindere l’acqua per elettrolisi: la cella e l’elettrolisi sono due versi della stessa reazione reversibile.

Qual è la differenza tra una cella a combustibile e una batteria?

Una batteria contiene al suo interno tutta l’energia chimica e si esaurisce o va ricaricata. Una cella a combustibile è un convertitore: l’energia sta nel serbatoio di idrogeno esterno e la cella genera corrente finché viene alimentata. La sua autonomia dipende dalla quantità di combustibile stoccato, non dalla cella stessa.

Che ruolo ha l’elettrolita?

L’elettrolita conduce gli ioni da un elettrodo all’altro ma isola gli elettroni, costringendoli a passare nel circuito esterno e quindi a produrre corrente utile. A seconda dell’elettrolita cambiano lo ione che si muove (H⁺, OH⁻, O²⁻, CO₃²⁻) e la temperatura di lavoro, e con essi la famiglia di cella.