Ciclo termoquímico

Proceso químico sostenido por calor que descompone el agua en hidrógeno y oxígeno.

En química , los ciclos termoquímicos combinan únicamente fuentes de calor ( termo ) con reacciones químicas para dividir el agua en sus componentes de hidrógeno y oxígeno . ^[1] El término ciclo se utiliza porque, además del agua, el hidrógeno y el oxígeno, los compuestos químicos utilizados en estos procesos se reciclan continuamente.

Si el trabajo se utiliza parcialmente como insumo, el ciclo termoquímico resultante se define como híbrido.

Historia

Este concepto fue postulado por primera vez por Funk y Reinstrom (1966) como una forma máximamente eficiente de producir combustibles (por ejemplo, hidrógeno , amoníaco ) a partir de especies estables y abundantes (por ejemplo, agua , nitrógeno ) y fuentes de calor. ^[2] Aunque la disponibilidad de combustible apenas se consideraba antes de la crisis del petróleo , la generación eficiente de combustible era un problema en importantes nichos de mercado . Como ejemplo, en el campo de la logística militar , proporcionar combustibles para vehículos en campos de batalla remotos es una tarea clave. Por lo tanto, se estaba investigando con sumo interés un sistema de producción móvil basado en una fuente de calor portátil (se consideró un reactor nuclear ). Después de la crisis del petróleo, se crearon múltiples programas (Europa, Japón, Estados Unidos) para diseñar, probar y calificar tales procesos para fines tales como la independencia energética. Los reactores nucleares de alta temperatura (alrededor de 1000 K (730 °C; 1340 °F) de temperatura de funcionamiento) todavía se consideraban como las posibles fuentes de calor. Sin embargo, las expectativas optimistas basadas en los estudios termodinámicos iniciales fueron moderadas rápidamente por análisis pragmáticos que comparaban tecnologías estándar ( ciclos termodinámicos para la generación de electricidad, acoplados a la electrólisis del agua ) y por numerosos problemas prácticos (temperaturas insuficientes incluso de los reactores nucleares, reactividades lentas, corrosión del reactor, pérdidas significativas de compuestos intermedios con el tiempo...). ^[3] Por lo tanto, el interés por esta tecnología se desvaneció durante las siguientes décadas, ^[4] o al menos se estaban considerando algunas compensaciones (versiones híbridas) con el uso de electricidad como una entrada de energía fraccionaria en lugar de solo calor para las reacciones (por ejemplo, ciclo híbrido del azufre ). Un renacimiento en el año 2000 puede explicarse tanto por la nueva crisis energética, la demanda de electricidad y el rápido ritmo de desarrollo de tecnologías de energía solar concentrada cuyas temperaturas potencialmente muy altas son ideales para los procesos termoquímicos, ^[5] mientras que el lado ambientalmente amigable de los ciclos termoquímicos atrajo financiación en un período preocupado por un posible resultado de pico de petróleo .

Principios

División del agua mediante una única reacción

Consideremos un sistema compuesto de especies químicas (por ejemplo, la división del agua ) en equilibrio termodinámico a presión constante y temperatura termodinámica T:

H2O ( l ) H2 ( _{g )+ 1} /2O2 ₍ g ) (1 ) ${\displaystyle \rightleftharpoons }$

El equilibrio se desplaza hacia la derecha solo si se proporciona energía ( cambio de entalpía ΔH para la división del agua) al sistema bajo condiciones estrictas impuestas por la termodinámica :

• Se debe proporcionar una fracción como trabajo , es decir, el cambio de energía libre de Gibbs ΔG de la reacción: consiste en energía "noble", es decir, en un estado organizado donde la materia puede controlarse, como la electricidad en el caso de la electrólisis del agua . De hecho, el flujo de electrones generado puede reducir protones (H ⁺ ) en el cátodo y oxidar aniones (O ²⁻ ) en el ánodo (los iones existen debido a la polaridad química del agua), produciendo las especies deseadas.
• el otro debe suministrarse en forma de calor , es decir, aumentando la agitación térmica de la especie, y es igual por definición de la entropía a la temperatura absoluta T por el cambio de entropía ΔS de la reacción.

${\displaystyle \Delta H=\Delta G+T\Delta S}$    (2)

Por lo tanto, para una temperatura ambiente T° de 298 K ( kelvin ) y una presión de 1 atm ( atmósfera (unidad) ) (ΔG° y ΔS° son respectivamente iguales a 237 kJ/mol y 163 J/mol/K, en relación con la cantidad inicial de agua), más del 80% de la energía requerida ΔH debe proporcionarse como trabajo para que se lleve a cabo la división del agua.

Si se descuidan las transiciones de fase por razones de simplicidad (por ejemplo, la electrólisis del agua bajo presión para mantener el agua en estado líquido), se puede suponer que ΔH y ΔS no varían significativamente para un cambio de temperatura dado. Por lo tanto, estos parámetros se toman iguales a sus valores estándar ΔH° y ΔS° a la temperatura T°. En consecuencia, el trabajo requerido a la temperatura T es,

${\displaystyle \Delta G=\Delta G^{0}-(T-T^{0})\Delta S^{0}}$    (3)

Como ΔS° es positivo, un aumento de temperatura conduce a una reducción del trabajo requerido. Esta es la base de la electrólisis de alta temperatura . Esto también se puede explicar intuitivamente de forma gráfica. Las especies químicas pueden tener varios niveles de excitación dependiendo de la temperatura absoluta T, que es una medida de la agitación térmica. Esta última provoca choques entre átomos o moléculas dentro del sistema cerrado de tal manera que la energía que se distribuye entre los niveles de excitación aumenta con el tiempo y se detiene (equilibrio) solo cuando la mayoría de las especies tienen niveles de excitación similares (una molécula en un nivel altamente excitado regresará rápidamente a un estado de energía más bajo por colisiones) ( Entropía (termodinámica estadística) ).

Representación arbitraria de los niveles de excitación del sistema H ₂ O/H ₂ /O ₂ según la escala de temperatura. Cuanto mayor sea la temperatura (agitación térmica, en rojo transparente), más niveles de excitación se pueden rellenar a alta temperatura.

En relación con la escala de temperatura absoluta, los niveles de excitación de las especies se obtienen en función de consideraciones estándar de cambio de entalpía de formación ; es decir, sus estabilidades. Como este valor es nulo para el agua pero estrictamente positivo para el oxígeno y el hidrógeno, la mayoría de los niveles de excitación de estas últimas especies están por encima de los del agua. Entonces, la densidad de los niveles de excitación para un rango de temperatura dado aumenta monótonamente con la entropía de las especies. Un cambio de entropía positivo para la división del agua significa muchos más niveles de excitación en los productos. En consecuencia,

• Una temperatura baja (T°) y la agitación térmica permiten que principalmente las moléculas de agua se exciten, ya que los niveles de hidrógeno y oxígeno requieren una agitación térmica más alta para completarse significativamente (en el diagrama arbitrario, se pueden completar 3 niveles para el agua frente a 1 para el subsistema de oxígeno/hidrógeno).
• A alta temperatura (T), la agitación térmica es suficiente para que se exciten los niveles de excitación del subsistema oxígeno/hidrógeno (en el diagrama arbitrario, se pueden completar 4 niveles para el agua frente a 8 para el subsistema oxígeno/hidrógeno). De acuerdo con las afirmaciones anteriores, el sistema evolucionará hacia una composición en la que la mayoría de sus niveles de excitación sean similares, es decir, una mayoría de especies de oxígeno e hidrógeno.

Se puede imaginar que si T fuera lo suficientemente alta en la ecuación (3), ΔG podría anularse, lo que significa que la división del agua ocurriría incluso sin trabajo ( termólisis del agua). Aunque es posible, esto requeriría temperaturas tremendamente altas: considerando el mismo sistema naturalmente con vapor en lugar de agua líquida (ΔH° = 242 kJ/mol; ΔS° = 44 J/mol/K) daría por lo tanto temperaturas requeridas superiores a 3000 K, que hacen que el diseño y la operación del reactor sean extremadamente desafiantes. ^[6]

Por lo tanto, una única reacción sólo ofrece un grado de libertad (T) para producir hidrógeno y oxígeno sólo a partir del calor (aunque el uso del principio de Le Chatelier también permitiría disminuir ligeramente la temperatura de termólisis, en este caso se debe proporcionar trabajo para extraer los productos gaseosos del sistema).

Desdoblamiento del agua con múltiples reacciones

Por el contrario, como lo demostraron Funk y Reinstrom, las reacciones múltiples (por ejemplo, k pasos) proporcionan medios adicionales para permitir la división espontánea del agua sin trabajo gracias a diferentes cambios de entropía ΔS° _i para cada reacción i. Un beneficio adicional en comparación con la termólisis del agua es que el oxígeno y el hidrógeno se producen por separado, lo que evita separaciones complejas a altas temperaturas. ^[7]

Los primeros prerrequisitos (Ecs.(4) y (5)) para que las reacciones múltiples i sean equivalentes a la división del agua son triviales (cf. ley de Hess ):

• ${\displaystyle \sum _{i}^{}{\Delta H_{i}^{0}}=\Delta H^{0}}$    (4)

• ${\displaystyle \sum _{i}^{}{\Delta S_{i}^{0}}=\Delta S^{0}}$    (5)

De manera similar, el trabajo ΔG requerido por el proceso es la suma de cada trabajo de reacción ΔG _i :

${\displaystyle \Delta G=\sum _{i}^{}{\Delta G_{i}}}$    (6)

Como la ecuación (3) es una ley general, se puede utilizar de nuevo para desarrollar cada término ΔG _i . Si las reacciones con cambios de entropía positivos (índice p) y negativos (índice n) se expresan como sumas separadas, se obtiene:

${\displaystyle \Delta G=\sum _{p}^{}{(\Delta G_{i}^{0}-(T_{i}-T^{0})\Delta S_{i}^{0})}+\sum _{n}^{}{(\Delta G_{i}^{0}-(T_{i}-T^{0})\Delta S_{i}^{0})}}$    (7)

El uso de la ecuación (6) para condiciones estándar permite factorizar los términos ΔG° _i , obteniéndose,

${\displaystyle \Delta G=\Delta G^{0}+\sum _{p}^{}{(T_{i}-T^{0})(-\Delta S_{i}^{0})}+\sum _{n}^{}{(T_{i}-T^{0})(-\Delta S_{i}^{0})}}$    (8)

Consideremos ahora la contribución de cada suma en la ecuación (8): para minimizar ΔG, deben ser lo más negativas posible:

• ${\displaystyle \sum _{p}^{}{(T_{i}-T^{0})(-\Delta S_{i}^{0})}}$: -ΔS° _i son negativos, por lo que (TT°) debe ser lo más alto posible: por lo tanto, se elige operar a la temperatura máxima del proceso T _H
• ${\displaystyle \sum _{n}^{}{(T_{i}-T^{0})(-\Delta S_{i}^{0})}}$: -ΔS° _i son positivos, (TT°) debería ser idealmente negativo para disminuir ΔG. En la práctica, solo se puede establecer T igual a T° como la temperatura mínima del proceso para deshacerse de este término problemático (un proceso que requiere una temperatura inferior a la estándar para la producción de energía es un absurdo físico, ya que requeriría refrigeradores y, por lo tanto, una entrada de trabajo mayor que la salida). En consecuencia, la ecuación (8) se convierte en:

${\displaystyle \Delta G=\Delta G^{0}-(T_{H}-T^{0})\sum _{p}^{}{\Delta S_{i}^{0}}}$    (9)

Finalmente, se puede deducir de esta última ecuación la relación requerida para un requerimiento de trabajo nulo (ΔG ≤ 0)

${\displaystyle \sum _{p}^{}{\Delta S_{i}^{0}}\geq {\frac {\Delta G^{0}}{(T_{H}-T^{0})}}}$    (10)

En consecuencia, un ciclo termoquímico con i pasos puede definirse como una secuencia de i reacciones equivalentes a la descomposición del agua y que satisfacen las ecuaciones (4), (5) y (10) . El punto clave que hay que recordar en ese caso es que la temperatura del proceso TH _puede elegirse en teoría de forma arbitraria (1000 K como referencia en la mayoría de los estudios anteriores, para reactores nucleares de alta temperatura), muy por debajo de la temperatura de termólisis del agua.

Esta ecuación puede derivarse alternativamente (y naturalmente) a través del teorema de Carnot , que debe ser respetado por el sistema compuesto por un proceso termoquímico acoplado a una unidad productora de trabajo (las especies químicas están, por lo tanto, en un circuito cerrado):

Representación de Carnot de motores basados ​​en ciclos termoquímicos o en termólisis del agua

• Para que el funcionamiento sea cíclico, se necesitan al menos dos fuentes de calor de diferentes temperaturas, ya que de lo contrario sería posible el movimiento perpetuo . Esto es trivial en el caso de la termólisis, ya que el combustible se consume a través de una reacción inversa. En consecuencia, si solo hay una temperatura (la de la termólisis), la recuperación máxima de trabajo en una celda de combustible es igual al opuesto de la energía libre de Gibbs de la reacción de división del agua a la misma temperatura, es decir, nula por definición de la termólisis. O dicho de otra manera, un combustible se define por su inestabilidad, por lo que si el sistema agua/hidrógeno/oxígeno solo existe como hidrógeno y oxígeno (estado de equilibrio), la combustión (motor) o el uso en una celda de combustible no sería posible.
• Las reacciones endotérmicas se eligen con cambios de entropía positivos para ser favorecidas cuando la temperatura aumenta, y lo contrario para las reacciones exotérmicas.
• La máxima eficiencia calor-trabajo es la de una máquina térmica de Carnot con las mismas condiciones de proceso, es decir, una fuente de calor caliente en T _H y una fría en T°,

${\displaystyle {\frac {W}{Q}}\leq {\frac {T_{H}-T^{0}}{T_{H}}}}$    (11)

• La salida de trabajo W es la energía "noble" almacenada en los productos de hidrógeno y oxígeno (p. ej., liberada como electricidad durante el consumo de combustible en una celda de combustible ). Por lo tanto, corresponde al cambio de energía de Gibbs libre de la división del agua ΔG, y es máxima según la ecuación (3) a la temperatura más baja del proceso (T°) donde es igual a ΔG°.
• El aporte de calor Q es el calor proporcionado por la fuente caliente a temperatura T _H a las i reacciones endotérmicas del ciclo termoquímico (el subsistema de consumo de combustible es exotérmico ):

${\displaystyle Q=\sum _{i}^{}{q_{i}}}$    (12)

Por lo tanto, cada requerimiento de calor a la temperatura T _H es,

${\displaystyle q_{i}=T_{H}\Delta S_{i}}$    (13)

Reemplazando la ecuación (13) en la ecuación (12) obtenemos:

${\displaystyle Q=T_{H}\sum _{p}^{}{\Delta S_{i}}}$    (14)

En consecuencia, reemplazando W (ΔG°) y Q (Ec.(14)) en la Ec.(11) se obtiene después de la reorganización la Ec.(10) (asumiendo que los ΔS _i no cambian significativamente con la temperatura, es decir, son iguales a ΔS° _i )

La ecuación (10) tiene implicaciones prácticas sobre el número mínimo de reacciones para tal proceso de acuerdo con la temperatura máxima del proceso T _H . ^[8] De hecho, una aplicación numérica (ΔG° es igual a 229 kJ/K para el agua considerada como vapor) en el caso de las condiciones elegidas originalmente (reactor nuclear de alta temperatura con T _H y T° respectivamente iguales a 1000K y 298K) da un valor mínimo alrededor de 330 J/mol/K para la suma de los cambios de entropía positivos ΔS° _i de las reacciones del proceso.

Este último valor es muy alto, ya que la mayoría de las reacciones tienen valores de cambio de entropía inferiores a 50 J/mol/K, e incluso uno elevado (por ejemplo, la separación de agua a partir de agua líquida: 163 J/mol/K) es el doble. En consecuencia, los ciclos termoquímicos compuestos de menos de tres pasos son prácticamente imposibles con las fuentes de calor previstas originalmente (por debajo de 1000 K), o requieren versiones "híbridas".

Ciclos termoquímicos híbridos

En este caso, se agrega un grado de libertad adicional a través de una entrada de trabajo relativamente pequeña W _add (consumo máximo de trabajo, Ec.(9) con ΔG ≤ W _add ), y Ec.(10) se convierte en,

${\displaystyle \sum _{p}^{}{\Delta S_{i}^{0}}\geq {\frac {\Delta G^{0}-W_{add}}{(T_{H}-T^{0})}}}$    (15)

Si W _add se expresa como una fracción f del calor del proceso Q (Ec.(14)), la Ec.(15) se convierte después de la reorganización,

${\displaystyle \sum _{p}^{}{\Delta S_{i}^{0}}\geq {\frac {\Delta G^{0}}{((1+f)T_{H}-T^{0})}}}$    (16)

Utilizar una entrada de trabajo igual a una fracción f de la entrada de calor es equivalente en relación a la elección de las reacciones para operar un ciclo termoquímico puro similar pero con una fuente caliente con una temperatura incrementada en la misma proporción f.

Naturalmente, esto disminuye la eficiencia de la conversión de calor en trabajo en la misma proporción f . En consecuencia, si se desea un proceso similar a un ciclo termoquímico que funcione con una fuente de calor de 2000 K (en lugar de 1000 K), la eficiencia máxima de conversión de calor en trabajo es el doble menor. Como las eficiencias reales suelen ser significativamente menores que las ideales, un proceso de este tipo está muy limitado.

En la práctica, el uso del trabajo se limita a pasos clave como las separaciones de productos, donde las técnicas que dependen del trabajo (por ejemplo, la electrólisis) a veces pueden tener menos problemas que las que utilizan solo calor (por ejemplo, las destilaciones ).

Caso particular: Ciclos termoquímicos de dos etapas

Según la ecuación (10), el cambio de entropía mínimo requerido (término derecho) para la suma de los cambios de entropía positivos disminuye cuando TH _aumenta . Como ejemplo, realizar la misma aplicación numérica pero con TH _igual a 2000K daría un valor dos veces menor (alrededor de 140 kJ/mol), lo que permite ciclos termoquímicos con solo dos reacciones. Tales procesos se pueden acoplar de manera realista con tecnologías de energía solar concentrada como Solar Updraft Tower . Como ejemplo en Europa, este es el objetivo del proyecto Hydrosol-2 (Grecia, Alemania ( Centro Aeroespacial Alemán ), España, Dinamarca, Inglaterra) ^[9] y de las investigaciones del departamento solar de la ETH Zurich y el Instituto Paul Scherrer (Suiza). ^[10]

Ejemplos de reacciones que satisfacen altos cambios de entropía son las disociaciones de óxidos metálicos , ya que los productos tienen más niveles de excitación debido a su estado gaseoso (vapores metálicos y oxígeno) que el reactivo (sólido con estructura cristalina, por lo que la simetría reduce drásticamente el número de diferentes niveles de excitación). En consecuencia, estos cambios de entropía a menudo pueden ser mayores que el de la división del agua y, por lo tanto, se requiere una reacción con un cambio de entropía negativo en el proceso termoquímico para que se satisfaga la ecuación (5). Además, asumiendo estabilidades similares del reactivo (ΔH°) tanto para la termólisis como para la disociación del óxido, un cambio de entropía mayor en el segundo caso explicó nuevamente una temperatura de reacción más baja (ecuación (3)).

Supongamos dos reacciones con cambios de entropía positivos ( subíndice 1 , en T _H ) y negativos ( subíndice 2 , en T°). Se puede derivar una propiedad adicional para que T _H sea estrictamente inferior a la temperatura de termólisis: los valores termodinámicos estándar deben distribuirse de manera desigual entre las reacciones . ^[11]

En efecto, según las ecuaciones generales (2) (reacción espontánea), (4) y (5), se debe satisfacer,

${\displaystyle {\frac {\Delta H_{1}^{0}}{\Delta S_{1}^{0}}}<{\frac {\Delta H_{1}^{0}+\Delta H_{2}^{0}}{\Delta S_{1}^{0}+\Delta S_{2}^{0}}}}$    (17)

Por lo tanto, si ΔH° ₁ es proporcional a ΔH° ₂ por un factor dado, y si ΔS° ₁ y ΔS° ₂ siguen una ley similar (mismo factor de proporcionalidad), la desigualdad (17) se rompe (igualdad en cambio, por lo que T _H es igual a la temperatura de termólisis del agua).

Ejemplos

Se han propuesto e investigado cientos de ciclos de este tipo. Esta tarea se ha visto facilitada por la disponibilidad de ordenadores, que permiten una selección sistemática de secuencias de reacciones químicas a partir de bases de datos termodinámicas. ^[12] En este artículo se describirán únicamente las "familias" principales. ^[13]

Ciclos de dos pasos

Los ciclos termoquímicos de dos pasos, que a menudo involucran óxidos metálicos, ^[14] se pueden dividir en dos categorías según la naturaleza de la reacción: volátiles y no volátiles. Los ciclos volátiles utilizan especies metálicas que subliman durante la reducción de los óxidos metálicos, y los ciclos no volátiles se pueden clasificar además en ciclos estequiométricos y ciclos no estequiométricos. Durante el semiciclo de reducción del ciclo estequiométrico, el óxido metálico se reduce y forma un nuevo óxido metálico con diferentes estados de oxidación (Fe ₃ O ₄ → 3FeO + 1/2 O ₂ ); la reducción del óxido metálico en un ciclo no estequiométrico producirá vacantes, a menudo vacantes de oxígeno, pero la estructura cristalina permanece estable y solo una parte de los átomos de metal cambia su estado de oxidación (CeO ₂ → CeO _2-δ + δ/2 O ₂ ).

Ciclos no estequiométricos con CeO₂

Los ciclos no estequiométricos con CeO ₂ se pueden describir con las siguientes reacciones:

Reacción de reducción: CeO ₂ → CeO _2-δ + δ/2 O ₂

Reacción de oxidación: CeO _2-δ + δ H ₂ O → CeO ₂ + δ H ₂

La reducción ocurre cuando CeO ₂ , o ceria, se expone a una atmósfera inerte a alrededor de 1500 °C a 1600 °C, ^[15] y la liberación de hidrógeno ocurre a 800 °C durante la hidrólisis cuando se somete a una atmósfera que contiene vapor de agua. Una ventaja de ceria sobre el óxido de hierro radica en su punto de fusión más alto, lo que le permite mantener una temperatura más alta durante el ciclo de reducción. Además, la conductividad iónica de ceria permite que los átomos de oxígeno se difundan a través de su estructura varios órdenes de magnitud más rápido de lo que los iones Fe pueden difundirse a través del óxido de hierro. En consecuencia, las reacciones redox de ceria pueden ocurrir a una escala de longitud mayor, lo que lo convierte en un candidato ideal para las pruebas de reactores termoquímicos. El reactor termoquímico basado en ceria se ha creado y probado ya en 2010, y la viabilidad del ciclo se corroboró en condiciones realistas de concentración solar. Una desventaja que limita la aplicación de ceria es su capacidad de almacenamiento de oxígeno relativamente menor.

Ciclos no estequiométricos con perovskita

Los ciclos no estequiométricos con una perovskita ABO ₃ se pueden describir con las siguientes reacciones:

Reacción de reducción: ABO ₃ → ABO _3-δ + δ/2 O ₂

Reacción de oxidación: ABO _3-δ + δ H ₂ O → ABO ₃ + δ H ₂

La termodinámica de reducción de la perovskita la hace más favorable durante el semiciclo de reducción, durante el cual se produce más oxígeno; sin embargo, la termodinámica de oxidación resulta menos adecuada y, en ocasiones, la perovskita no se oxida completamente. Los dos sitios atómicos, A y B, ofrecen más posibilidades de dopaje y un potencial mucho mayor para diferentes configuraciones. ^[16]

Ciclos de más de 3 pasos y ciclos híbridos

Ciclos basados ​​en la química del azufre

Debido a la alta covalencia del azufre , puede formar hasta 6 enlaces químicos con otros elementos como el oxígeno, lo que da como resultado una gran cantidad de estados de oxidación . Por lo tanto, existen varias reacciones redox que involucran compuestos de azufre. Esta libertad permite numerosos pasos químicos con diferentes cambios de entropía, lo que aumenta las probabilidades de cumplir con los criterios de un ciclo termoquímico.

Gran parte de la investigación inicial se llevó a cabo en los Estados Unidos, con ciclos basados ​​en sulfatos y sulfuros estudiados en la Universidad de Kentucky, ^{[17] [18]} el Laboratorio Nacional de Los Álamos ^[19] y General Atomics . Se llevaron a cabo investigaciones significativas basadas en sulfatos (por ejemplo, FeSO ₄ y CuSO _{4 ) en Alemania} ^[20] y Japón. ^{[21] [22]} El ciclo azufre-yodo , descubierto por General Atomics, se ha propuesto como una forma de suministrar una economía de hidrógeno sin la necesidad de hidrocarburos . ^[23]

Ciclos basados ​​en el proceso Deacon inverso

Por encima de 973 K, la reacción de Deacon se invierte, produciendo cloruro de hidrógeno y oxígeno a partir de agua y cloro :

H2O + Cl2 _{→ 2} HCl + 1/2 _O2

Véase también

• Ciclo del óxido de hierro
• Ciclo de óxido de cerio (IV)-óxido de cerio (III)
• Ciclo cobre-cloro
• Ciclo híbrido del azufre
• Hidrosol-2
• Ciclo del azufre y el yodo
• Ciclo del óxido de zinc y zinc
• Ciclo UT-3

Referencias

1. Producción de hidrógeno: los ciclos termoquímicos - Laboratorio Nacional de Idaho (INL)
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