Marmara üNİversitesi MÜhendiSLİk faküLtesi

Yakıt Pili Türleri

Kullanılan elektrolitlerin farklılığına bağlı olarak temelde 5 farklı yakıt pili vardır:

1. 
   Fosforik Asit Yakıt Pili (FAYP)
   
2. 
   Polimer Elektrolit Membran Yakıt Pili (PEMYP)
   
3. 
   Alkali Yakıt Pili (AYP)
   
4. 
   Eriyik Karbonat Yakıt Pili (EKYP)
   
5. 
   Katı Oksit Yakıt Pili (KOYP)
   

Çizelgede de belirtildiği gibi, yakıt pili türüne bağlı olarak bu yakıt pillerinin performansları ve yakıt toleransları farklılık göstermektedir.

Çizelge  Temel Yakıt Pili Türlerinin Özellikleri:

	PEMYP	FAYP	AYP	EKYP	KOYP
	Polimer	Sıvı H3PO4	Sıvı KOH	Eriyik
Elektrolit	Membran	(durgun)	(durgun)	Karbonat	Seramik
Taşınan Yük	H^+	H^+	OH^-	CO3^2-	O^2-
Çalışma Sıcaklığı	80 ^oC	200 ^oC	60-220 ^oC	650 ^oC	600-1000 ^oC
Katalizör	Platin	Platin	Platin	Nikel	Perovzkit (Seramik)
Pil Bileşenleri	Karbon Yapılı	Karbon Yapılı	Karbon Yapılı	Paslanmaz Çelik Yapılı	Seramik Yapılı
Yakıt Uyumluluğu	H2, metanol	H2	H2	H2, CH4	H2, CH4, CO

Uygulama alanları bakımından düşündüğümüzde, Polimer Elektrolit Membran Yakıt Pili (PEMYP) ve Katı Oksit Yakıt Pili (KOYP) daha çok araştırılmaktadır. PEM yakıt pillerinde elektrolit olarak ince polimer yapılı zarlar (Membranlar) kullanılmaktadır. Plastik görünümlü naylona benzer bu zarlar, iyonik taşınan yük olan protonların taşınmasını sağlarlar. H₂-O₂ PEM yakıt pillerinde aşağıdaki yarı elektrokimyasal tepkimeler gerçekleşmektedir:

H₂ ↔2H⁺ +2e^-     (1)

½ O₂ +2H⁺ +2e^- ↔H₂O     (2)

Düşük sıcaklıkta çalışmaları ve yüksek güç yoğunluğuna sahip olmalarından ötürü, PEM yakıt pilleri birçok uygulama için, ilgi çekici elektrik üreten sistemlerdir. Bu yakıt pillerinden farklı olarak Katı Oksit Yakıt Pilleri'nde (KOYP) elektrolit olarak ince seramik Membranlar kullanılmaktadır. Bu pillerin elektrolitlerinde taşınan iyonik yük oksijen iyonlarıdır (O^2-). H₂-O₂ Katı Oksit Yakıt Pilleri'nde aşağıdaki yarı elektrokimyasal tepkimeler olmaktadır:

H₂ + O^2- ↔H₂O +2e^-     (3)

½ O₂ +2e^- ↔O^2-     (4)

Katı Oksit Yakıt Pilleri'nin (KOYP) düzgün çalışabilmesi için yüksek sıcaklıklarda (>600 ^oC) çalıştırılması gerekmektedir. Çeşitli yakıtlarla çalışabilmelerinden ve yüksek verimliliğe sahip olduklarından ötürü, katı oksit yakıt pilleri daha çok yerleşik uygulamalarda kullanılmaktadır.

Taşınan iyonik yükün değişmesiyle yakıt pillerinin reaksiyon kimyası da çarpıcı biçimde değişmektedir. PEM yakıt pillerinde, protonların (H⁺) hareketiyle yarı tepkimeler gerçekleşir ve katotta ürün olarak su üretilir. Buna karşılık, katı oksit yakıt pillerinde oksijen iyonlarının (O^2-) hareketiyle gerçekleşen tepkimeler sonucu anotta ürün olarak su üretilmektedir. Çizelge 1'de de görüldüğü gibi diğer yakıt pillerinde OH^- ve CO^3- elektrolitte taşıyıcı iyonik yük işlevine sahiptir ve bu farklılık yakıt pillerinin kendine özgü avantaj ve dezavantajlara dolayısıyla da farklı reaksiyon kimyasına sahip olmalarını sağlayacaktır.

Yakıt Pilleri Nasıl Çalışır?

Yakıt pilinde üretilen akım (elektrik) tepkimeye girenlerin, elektrot ve elektrolitin buluştuğu reaksiyon alanıyla orantılıdır. Diğer bir deyişle, yakıt pilinin aktif alanını iki katına çıkardığımızda üretilen akım da yaklaşık olarak iki katına çıkacaktır.

Yakıt pilleri birincil enerji kaynaklarını (yakıt) elektron akışına dönüştürerek elektrik üreten sistemlerdir. Bu dönüşüm sürecinde enerji aktarım aşaması olmaktadır ki bu da beslenen yakıtın elektrokimyasal tepkimesi sonucu oluşan elektronların akışıyla sağlanmaktadır. Bu aktarım sonlu bir hıza sahiptir ve bir arakesitte ya da reaksiyon yüzeyinde olmak zorundadır. Böylece, üretilen elektrik miktarı reaksiyon yüzey alanı ya da ara yüzey alanı ile orantılıdır. Yakıt pilinde daha büyük yüzey alanları daha çok akım üretmektedir. Yüzey hacim oranını arttırarak daha fazla reaksiyon alanı sağlamak için genellikle yakıt pilleri ince ve düzlemsel olarak üretilmektedir .

Şekil .Yakıt pilinin anot-elektrolit-katot yapısının basitleştirilmiş düzlemsel gösterimi

 İyi gaz geçişi sağlamak ve reaksiyon yüzey alanı daha çok arttırmak için elektrotlar çok gözenekli yapılardır. Yakıt pilinin bir tarafından yakıt beslenirken (anot elektrot) diğer yüzeyden oksitleyici (katot elektrot) sisteme verilmektedir. Anot ve katotta gerçekleşen iki elektrokimyasal yarı tepkimenin yalıtılmış biçimde olması ve yakıt ve oksitleyicinin birbirine karışmaması için elektrotlar arasına ince elektrolit yerleştirilmektedir.

Çizimde bazı temel süreçler gösterilmiştir. Sırasıyla bu süreçleri şöyle özetleyebiliriz: 

1. 
   Yakıt pilinde reaktantların (tepkimeye giren maddeler) aktarımı
   
2. 
   Elektrokimyasal reaksiyon
   
3. 
   Elektrolit aracılığıyla iyonik iletim ve dış devre aracılığıyla elektronik iletim
   
4. 
   Yakıt pilinden ürünlerin aktarılması (uzaklaştırılması) süreci
   

Şekil .Elektriğin elektrokimyasal üretiminde yer alan temel aşamaları gösteren yakıt pili kesiti:

Aşama 1: Reaktant Aktarımı. Yakıt pilinin elektrik üretebilmesi için sürekli yakıt ve oksitleyici yakıt pili sistemine beslenmelidir. Bu oldukça basit gözüken süreç çok karmaşık olabilmektedir. Yakıt pilinden yüksek akım çekildiğinde çok fazla yakıt ve oksitleyiciye gereksinim olmaktadır. Reaktantlar yakıt piline yeterince hızlı beslenemezse sistem yakıt ve oksitleyici açlığı içinde olacaktır. Reaktantların verimli bir şekilde aktarılması akış kanalı yapısıyla ve gözenekli elektrotlar aracılığıyla sağlanmaktadır. Akış kanal yapısı pek çok kanal ya da oluk aracılığıyla gazları yakıt pili yüzeyine dağılımlı bir şekilde taşınmasını sağlar. Yakıt pili performansı kanal yapısı, biçimi ve sayısından dikkate değer oranda etkilenmektedir. Akış yapısı ve elektrotlarda kullanılan malzemeler ve özellikleri oldukça önemlidir.

Aşama 2: Elektrokimyasal Reaksiyon. Reaktantlar elektrotlara taşındığında elektrokimyasal reaksiyon olmaktadır.  Yakıt pilinde üretilen akım bu yarı elektrokimyasal reaksiyonların hızıyla doğrudan ilintilidir. Hızlı reaksiyonlar sonucu yakıt pilinden daha çok akım elde edilebilmektedir ve tersini de düşünürsek yavaş reaksiyon olursa yakıt pilinden elde edilen akım da düşük olacaktır. Amaç elektrik üretimi olduğuna göre yüksek akımlar elde etmek yakıt pilindeki sonul hedeflerden biridir. Bu nedenle, elektrokimyasal reaksiyonları hızlandırmak ve verimini arttırmak için katalizörler kullanılmaktadır. Doğru katalizör seçimi ve reaksiyon bölgesinin tasarımı yakıt pili performansını kritik biçimde etkilemektedir. Genellikle, elektrokimyasal reaksiyonların kinetiği yakıt pili performans sınırlamasında en önemli etken olarak nitelendirilmektedir.

Aşama 3: İyonik ve Elektronik İletim. 2. Aşamada gerçekleşen elektrokimyasal reaksiyonlar iyon ve elektronları ya üretmektedir ya da tüketmektedir. Bir elektrotta üretilen iyonlar diğer elektrotta tüketilmektedir. Bu süreç elektronlar için de geçerlidir. Yük dengesini sağlayabilmek için iyonlar ve elektronlar üretildikleri yerden tüketildikleri yere aktarılmak zorundadır. Bu süreç elektronlar için göreli olarak kolaydır. Elektriksel olarak iletken bir patika olduğu sürece elektronlar bir elektrottan diğerine akabileceklerdir. Şekil 2. de 3 no'lu süreç olarak gösterilen tel aracılığıyla elektronlar bir elektrottan diğerine akabilmektedir. İyonlar için bu aktarım süreci daha zordur. Bunun sebebi, temel olarak iyonların büyük ve kütlece elektronlardan daha büyük olmalarındandır. İyonların aktarımının sağlanması için elektrolit kullanılmaktadır. Pek çok elektrolitte iyonların "hoplama mekanizması" şeklinde transfer edildiği düşünülmektedir. Elektron transferi ile karşılaştırıldığında bu süreç oldukça verimsizdir. Bu nedenle, yakıt pili performansını düşüren iyonik transferden kaynaklı önemli direnç kaybı olabilmektedir.  Bu etki ile savaşabilmek için iyonik iletim uzaklığının kısa olabilmesi adına elektrolitler olabildiğince ince yapılmaktadır.

Aşama 4: Ürün Aktarımı. Oluşan elektriğin yanı sıra bütün yakıt pili reaksiyonları en azından bir ürün oluşturacaktır. Bunlardan H₂-O₂ yakıt pilleri ürün olarak su oluşturmaktadır. Hidrokarbon yakıt pilleri genelde su ve karbondioksit üretmektedir. Bu ürünler yakıt pilinden etkili bir biçimde uzaklaştırılamazsa zamanla birikip yakıt pilinin tıkanması yol açarak yeni yakıt ve oksitleyicinin reaksiyona girmesine engel olurlar. Neyse ki, reaktantların aktarım süreci aynı zamanda ürünlerin transferine de yardımcı olup süreci kolaylaştırmaktadır. Ama ne var ki, PEM yakıt pillerinde suyun tüm yakıt pilindeki transferi yakıt pili performansı açısından oldukça önemlidir. Yakıt pillerinde reaktantların ve ürünlerin transferi gibi süreçler kütle aktarımı, difüzyon ve akışkanlar mekaniği gibi alanların temel ilkeleri ile açıklanmaktadır.

İKİNCİL PİLLER (ŞARJ EDİLEBİLEN PİLLER) 

Nikel-Kadmiyum Pil (Ni-Cd)

Bu tür pillerde elektrotlar nikel-hidroksit ve kadmiyum, elektrolit ise potasyum hidroksit içerir. Bu piller şarj edilebilirler yani içlerinde hiç enerji kalmayıp bittiklerinde özel şarj aletleri kullanarak tekrar doldurursunuz. Bu büyük kolaylık ve tasarruf sağlar.

NiCd piller diğer şarj edilebilir pil türlerine daha ucuzdurlar ve 1000 defa şarj edilebilirler. NiCd pilleri tam boşalmadan şarj ederseniz pil bunu "anımsar" ve şarj kapasitesini düşürür. Böylece ardı ardına tam boşalmadan yapılan şarjlar pilin ömrünü kısa sürede tamamlamasına neden olur.

NiCd piller içlerinde çevreye zararlı kimyasal maddeler içerir. Bu yüzden bunları atmak isterseniz bozuk pillerinizi belediyelerin veya satıcıların oluşturduğu geri dönüşüm sistemine bırakmalısınız. NiCd piller üreticisine göre biraz değişse de genellikle diğer şarj edilebilir pil tiplerine göre çok düşük miktarda enerji depolarlar. Örneğin AA tipinde bir NiCd pil en fazla 1000 mAh enerji depolarken, NiMH pillerde bu değer 2500 mAh olabilir. Ni-Cd piller 1,2 voltluk bir potansiyel üretirler ve bunu pilin içindeki enerji bitmesine yakın zamanlara kadar devam ettirebilirler. Voltajın düşük olması bazı elektronik aletlerin çalışmasını engelleyebilir. Tek pil kullanan aletlerde voltajın 1,5 volttan 1,2 volta düşmesi önemli olmayabilir, fakat dört pil kullanılması gerekiyorsa voltaj 6'dan 4,8 volta düşecektir. Ni-Cd pil kullanmak isterseniz bunu da gözönünde bulundurmalısınız.  

Nikel-Metal Hidrit Pil (Ni-MH)

Bu tip pillerin yapısı biraz daha karışıktır. İçlerinde titanyum, nikel, kobalt, manganez, alüminyum, vanadyum, zirkonyum, krom ve demir bileşikleri vardır. Bir pil birimi 1,2 volt potansiyel üretir ve enerji depolama kapasitesi oldukça fazladır. NiMH pillerde de bir miktar bellek etkisi vardır. Yani bu pilleri tam boşalmadan şarj ederseniz tam kapasiteyle kullanamazsınız. Fakat böyle bir yarım şarjdan sonra tam boşalmaya izin verirseniz bellek etkisi yok olur. Belki de bu yüzden bazı NiMH pil üreticileri bellek etkisi olmadığını belirtmektedirler . Ni-MH piller uygun koşullarda kullanım durumunda yaklaşık 1000 kez şarj edilebilirler. Kış mevsiminde olduğu gibi düşük ısılarda rahatlıkla kullanılabilirler. Yüksek güçte elektrik verebileceği için fotoğraf makineleri ve oyuncaklar gibi aletlerde kullanılabilirler.

Li-Ion Pil (Li-Ion)

Bu pillerde anot karbondan oluşur, katot bir metal oksittir ve elektrolit ise bir organik solvent içinde lityum tuzundan oluşur. Bir Li-Ion pil birimi 3,6 volt potansiyel üretir.

Li-Ion piller diğer şarj edilebilir pillere oranla daha güçlüdürler. Şarj edildikten sonra enerjiyi daha uzun süre saklayabilirler ve ağırlıkları da daha azdır. Düşük ısılarda örneğin kışın açık havada diğer pillere göre daha iyi çalışırlar. Bu pillerin diğer bir avantajı da kullanılmadan boşalma hızının yavaş olmasıdır. Li-Ion piller ayda %5 oranında boşalırken, NiMH ve NiCd piller %20-30 oranında boşalır. Li-Ion piller kullanılmadıkları zaman serin bir ortamda, yarı dolu olarak saklanmalıdırlar. Tam şarjlı olarak beklerse Li-Ion piller her yıl kapasitelerinin %20'sini kaybederler, bu kayıp %40 dolu olarak bekletilirse yılda %4'e düşer.

PİLLERİN ÖZELLİKLERİ
Piller, kimyasal enerjiyi elektrik enerjisine dönüstüren, kompleks elektro kimyasal aletlerdir. Pil hücresi, metal anot (negatif elektrot), metal oksit katyon (pozitif elektrot) ile iki elektrot arasında kimyasal reaksiyonu saglayan elektrolitten ibarettir. Anot, elektrolizde asınırken katotta iyonik degisim reaksiyonu sonucu elektrik akımı meydana gelir. Bu reaksiyon sonucu olusan elektrik enerjisi çesitli aletlerde kullanılır. Her bir hücre genel olarak 1.5 volttur. Hücreler birbirine seri baglanarak daha yüksek voltaj üretebilir. Örnegin, 9 volt pil, 6 adet 1.5 v hücrenin seri halde baglanması sonucu elde edilir. Elektrokimyasal sisteme bağlı olarak hücre voltajı 1.2 v ile 4 v arasında değişir.
Maddelerin kimyasal enerjilerinin elektrik enerjisine dönüşümü veya elektrik enerjisinin kimyasal enerjiye dönüşümü redoks reaksiyonları ile gerçekleşir. Redoks reaksiyonlar, organik yaşamı canlı tutmasının yanı sıra endüstride kimyasalların üretimi, metallerin saflaştırılması, korozyon kontrolü, elektrik güç kaynaklarının üretimi gibi alanlarda kullanılan önemli reaksiyonlardır.
Redoks Tepkimeler
Redoks tepkimelerde maddeler (iyonlar, atomlar, moleküller) birbirlerinden elektron alış verişi yaparlar. Elektron verenler yükseltgenir, alanlar indirgenir. Bir redoks tepkimede;

• 
  Alınan elektron sayısı verilen elektron sayısına denktir.
  
• 
  Reaksiyonun her iki tarafı kütlece ve elektriksel yük olarak denktir.
  
• 
  Tepkime kendiliğinden veya enerji alarak gerçekleşirler.
  

Örnek: Zn(k) + Cl₂ (g) ZnCl₂ (aq) ( Zn²⁺ + 2Cl^- )

Bu reaksiyonda

Çinko (Zn), 2 elektron vererek yükseltgenmiş: Zn Zn²⁺ + 2e^-

Klor (Cl), 1 elektron alarak indirgenmiştir: Cl₂ + 2e^- 2Cl^-

Eşitliğin her iki tarafının elektriksel yükü sıfırdır (+ ve – yüklerin toplamı)

Elektrik üretimi kendiliğinden yürüyen redoks tepkimelerle sağlanır. Elektron alma veya verme istekleri birbirinden farklı maddeler uygun şartlarda bir araya gelirse bir redoks tepkime mutlaka gerçekleşir. Maddelerin elektron alma istekleri indirgenme potansiyeli olarak tanımlanmıştır. Standart şartlardaki indirgenme eğilimleri standart elektrot potansiyeli veya standart indirgenme potansiyeli olarak belirlenmiştir.
Standart İndirgenme Potansiyeli (Elektrot Potansiyeli)(E^o)
Maddelerin standart şartlarda indirgenme eğilimleri birbirleri ile deneysel olarak kıyaslanmış ve potansiyel değerleri belirlenmiştir. Yani indirgenme potansiyelleri bağıl değerlerdir ve birimi volt dur. H⁺’nın standart şartlarda indirgenme potansiyeli sıfır kabul edilmiş ve diğer iyonların veya bileşiklerin potansiyelleri H⁺ ile kıyaslanarak ölçülmüştür.
2H⁺ + 2e^- H₂(g) E⁰ _{H+/ H2} = 0,0 volt
Bir iyonun indirgenme eğilimi H^+’ dan daha büyük ise elektrot potansiyeli (+) olarak işaretlenmiş, indirgenme eğilimi H^+’dan daha zayıf ise elektrot potansiyeli (–) olarak işaretlenmiştir.
Örneğin;

Ag⁺ + e^- Ag (k) E⁰ _{Ag+/ Ag} = +0,800 volt

Cd²⁺ + 2e^- Cd (k) E⁰ _{Cd 2+/ Cd} = -0,403 volt
E⁰ değerlerine bakıldığında Ag⁺ nın H^+’e göre daha kolay indirgendiğini yani elektron alabildiğini, Cd^2+’ nin ise Ag⁺ ve H^+’e göre daha zor indirgendiğini söyleriz. O zaman;

• 
  Örneğin Ag⁺/Ag ve H⁺/H₂ sistemlerinin uygun şartlarda birbiri ile temasta olduğunu düşündüğümüzde Ag^+’nın indirgenip H₂’nin de yükseltgenerek bir redoks reaksiyonun kendiliğinden gerçekleşeceğini de söyleyebiliriz.
  

2 Ag⁺ + H₂(g) 2Ag(k) + 2 H⁺

• 
  Yine Ag⁺ iyonları içeren bir çözeltiye Cd metalini daldırdığımızda bir süre sonra metalin yüzeyinin gümüş ile kaplanacağını, çözeltiye de Cd²⁺ iyonlarının geçeceğini söyleyebiliriz. Çünkü Ag, Cd dan daha kolay indirgenir. Bir araya geldiklerinde çözeltideki Ag⁺ iyonları Cd metalden elektron kopararak metalik Ag’e indirgenir ve kadmiyum metalinin yüzeyine tutunur. Elektron veren Cd atomları da +2 yüklü iyon halinde çözünerek çözeltiye geçer.
  

2Ag⁺ + Cd 2Ag (k) + Cd²⁺
Elektrokimyasal Hücreler
Yükseltgenme - indirgenme reaksiyonlarının uygun düzeneklerle oluşturulmaları ile, kimyasal enerji elektrik enerjisine veya elektrik enerjisi kimyasal enerjiye dönüştürülebilir. Bu amaçla hazırlanan düzeneklere "pil" denir.
Redoks reaksiyonların gerçekleştiği düzenekler elektrokimyasal hücrelerdir. Genel olarak iki tip elektrokimyasal hücre vardır;

• 
  Galvanik Hücreler: Redoks reaksiyonların kendiliğinden gerçekleştiği, elektrik enerjisinin üretildiği hücrelerdir. Günlük yaşantımızda kullandığımız piller birer galvanik hücredir.
  
• 
  Elektroliz Hücreleri: Elektrik enerjisi kullanarak kimyasal reaksiyonların gerçekleştirildiği hücrelerdir. Bu hücre reaksiyonları istemsizdir, yani kendiliğinden oluşmaz. Örneğin suyu H₂ ve O₂ gazlarına ayrıştırmak elektrolizle mümkündür.
  

Galvanik Hücreler (voltaik hücreler)

Elektrik üretmek için oluşturulan bir galvanik hücre,

• 
  İki ayrı yarı hücre
  
• 
  Elektrotları birbirine bağlayan bir iletken tel,
  
• 
  Çözeltiler arasındaki iyon bağlantısını sağlayan bir tuz köprüsünden, oluşur.
  

E⁰ _{Cu 2+/ Cu} = + 0,34 volt

E⁰ _{Zn 2+/ Zn} = -0,76 volt

Yarı hücre:

Bir metal çubuğun kendi iyonlarını içeren bir çözeltiye daldırılmasıyla oluşan sistemlerdir. Yukarıdaki şekilde görüldüğü gibi CuSO₄ çözeltisine(Cu²⁺+ SO₄^2-) daldırılmış Cu çubuktan ve ZnSO₄ çözeltisine (Zn²⁺+ SO₄^2-) daldırılmış Zn çubuktan oluşan sistemler birer yarı hücredir. Metal çubuk, tel veya plakalara elektrot denir.

Tuz Köprüsü:

Genellikle iki ucu iyonların geçebileceği gözenekli bir yarı geçirgenle kapatılmış içerisinde doygun bir tuz çözeltisi bulunan U boru şeklindedir.

Galvanik Hücrenin Çalışma Sistemi:

Yukarıdaki hücreyi örnek alarak bir hücredeki olayları anlamaya çalışalım.

İki yarı hücre birbirine bağlandığı an aralarındaki potansiyel farkı yok etmek için Zn elektrottan Cu elektroda doğru elektronlar akmaya başlayacaktır. Çünkü bakırın indirgenme eğilimi Zn’dan daha büyüktür ve Zn karşısında indirgenmek isteyecektir.
Zn atomları Cu’a 2 elektron vererek +2’ye yükseltgenir ve iyon halinde çözünerek çözeltiye geçer (Zn elektrot zamanla incelir ve hatta tamamen çözünür).

Zn (k) Zn²⁺ + 2e^-
İletken tel vasıtasıyla bakır(Cu) elektroda gelen elektronlar ise çözeltideki Cu²⁺ iyonlarını elektrot yüzeyine çeker ve metalik bakıra indirger. Metalik bakır metal elektrot yüzeyine tutunur.
Cu²⁺ + 2e^- Cu(k)
Toplam pil reaksiyonu ise aşağıdaki gibidir;
Zn (k) + Cu²⁺ Zn²⁺ + Cu(k)
Çözeltilere baktığımızda bu alış veriş sonucu çözeltilerin nötralliği bozulmuş Zn çözeltisi (+) yüklenmiş, Cu çözeltisi ise (–) yüklenmiş gibidir ama böyle bir durum olamaz. Böyle bir durum olamayacağı için de reaksiyonun başlamadan durması gerekir. İşte bu sırada tuz köprüsü devreye girer ve K⁺ iyonları Cu çözeltisine, SO₄^2- iyonları ise Zn çözeltisine geçerek çözelti yük dengesini korurlar. Böylece bir iletken tel ve bir tuz köprüsüyle elektron ve iyon akış devresi tamamlanmıştır.
Reaksiyon devam ederken iki elektrot arasına bir avometre (multimetre) konulursa elektrotlar arasındaki potansiyel farkı ve akım okunabilir. Okunan potansiyele hücre potansiyeli veya elektromotor kuvveti (emk) denir ve E_pil olarak gösterilir.
Toplam reaksiyonun henüz kimyasal dengeye ulaşmadığı bir hücrede reaksi­yon, dış devre üzerinden elektron aktarımı sağlayarak, elektriksel iş yapabilir. Elektron aktarımının sağladığı iş, elektrotlar arasındaki potansiyel farkına bağlı­dır. Bu potansiyel, hücre potansiyeli olarak adlandırılır ve volt (V) birimi ile öl­çülür. Hücre potansiyeli büyük olduğu zaman, elektrotlar arasında hareket eden belli sayıdaki elektronun yapabileceği iş miktarı da büyük olur. Hücre potansiyeli küçük olduğu zaman, aynı sayıdaki elektronun yapabileceği iş miktarı da az olur. Toplam reaksiyonun dengede olduğu bir hücre, hiç iş yapamaz, do­layısıyla hücrenin potansiyeli de sıfır olur.
Sabit sıcaklık ve basınçta istemli bir olayda (hem G hem de w'nin negatif olduğu olay) sistemin (hücrenin) yapabi­leceği maksimum elektriksel işin G değeri ile verildiğini biliyoruz:

w_e.max = G

Buna göre, hücrenin yaptığı işi ölçerek termodinamik veriler bulmak için, hüc­renin tersinir çalıştığını bilmek gerekir. Çünkü hücre, ancak bu durumda, mak­simum iş yapabilir ve iş ile G arasındaki bağıntıyı kurmak için w_e.max = G eşitliği kulla­nılabilir. Gibbs enerjisinin (_rG), reaksiyon karışımı­nın belli bir bileşimine ilişkin olduğunu gördük. O halde, _rG'yi ölçebilmek için hücrenin belli ve sabit bir bileşimde tersinir olarak çalışmasını sağlamak gerekir. Bu iki şart, hücre reaksiyonu tersinir olarak meydana gelecek ve bileşim sa­bit kalacak şekilde hücreye, zıt yönde, onun potansiyeline tam eşit bir potansi­yel uygulanarak denge oluşturulduğu zaman, hücre potansiyeli ölçülmek sure­tiyle gerçekleştirilir: bu şartlarda hücre reaksiyonu değişime elverişlidir, fakat gerçekte net bir değişim yoktur. Meydana gelen potansiyel farkı hücre için sıfır-akım potansiyeli (E), olarak adlandırılır (eskiden bu potansiyele hücrenin “elekt­romotor kuvveti” ya da kısaltılmış olarak emk denmiştir ve bu terim günümüz­de de kullanılmaktadır).

• 
  Pil potansiyeli zamanla azalır ve sıfıra ulaştığında tüm sistem dengeye gelmiş olur. Fakat potansiyel farkı sıfırsa artık elektrik üretimi de söz konusu değildir.
  

• 
  Bir pilde indirgenmenin gerçekleştiği elektroda katot, yükseltgenmenin olduğu elektroda da anot denir.Bir pilde elektronların üretildiği elektrot yani anot (–) uç, elektronların tüketildiği yer yani katot (+) uçtur.