1. Atenção! Durante a execução desta experiência deves proteger as mãos com umas luvas e os olhos com uns óculos. (o hidróxido de sódio é extremamente corrosivo. Não realizes a experiência sem companhia.)

     2. Deita uma colher de chá de hidróxido de sódio no copo com água destilada e mistura bem a solução.

     3. Mergulha os eléctrodos de platina na solução e liga-os aos terminais do voltímetro. (podes verificar que o voltímetro não consegue detectar qualquer potencial, mesmo para a escala mais sensível)

     4. Liga a pilha aos eléctrodos de platina. (podes verificar uma produção vigorosa de gases nos eléctrodos)

     5. Muda a escala do voltímetro para 0-20 VDC e mede a diferença de potencial entre os dois eléctrodos. (de maneira a obteres potenciais positivos liga o fio preto do voltímetro ao eléctrodo de platina que está ligado ao termina [-] da pilha e liga o vermelho ao eléctrodo que está ligado ao terminal [+] da pilha. Podes verificar que a diferença de potencial medida é próxima da gerada pela pilha)

     6. Desliga a bateria do circuito eléctrico. (não agites o copo, de maneira a que as bolhas de gás permaneçam na superfície do eléctrodo)

     7. Mede a diferença de potencial entre os eléctrodos. (podes verificar que mesmo sem pilha, o sitema continua a produzir uma diferença de potencial próxima de 1,2 V)

     8. Muda progressivamente a escala do voltímetro para escalas de medição menores. (Podes verificar que a diferença de potencial vai diminuindo progressivamente)

     9. Liga novamente a bateria ao circuito e repete o procedimento anterior. (podes verificar que ao renovares as bolhas de gás na superfície dos eléctrodos, o sistema produz electricidade de forma contínua)
 

Em concordância com a célula de combustível salina, a presente experiência pode ser explicada utilizando os princípios básicos da electroquímica. A produção de electricidade pela célula de combustível alcalina é devida à reversibilidade da reacção de electrólise de uma solução aquosa alcalina (iões OH^-).

Na primeira parte da experiência é realizada a electrólise da solução aquosa de hidróxido de sódio. Quando ligaste a pilha ao circuito, esta forneceu electrões ao eléctrodo de platina ligado ao terminal [-] e recebeu electrões do eléctrodo ligado ao terminal [+].

No caso particular da primeira parte desta experiência (electrólise), o cátodo é o eléctrodo de platina ligado ao terminal [-] da pilha. Por sua vez, o ânodo é o eléctrodo ligado ao terminal [+] da pilha.

Sendo assim, no cátodo, os electrões fornecidos pela pilha combinam-se com os iões Na⁺ e com a água da solução aquosa, havendo a formação de hidrogénio gasoso (H₂) e hidróxido de sódio (NaOH). O H₂ é libertado para a atmosfera e o NaOH passa para a solução aquosa, aumentando o pH desta. No ânodo, os iões hidróxido (OH^-) presentes na solução libertam electrões e produzem oxigénio gasoso e água, que são libertados para a atmosfera e para a solução aquosa, respectivamente.

A diferença de potencial é praticamente igual à fornecida pelas pilhas devido à presença dos iões hidróxido na água.

Ao desligares a pilha do circuito há uma inversão de funções dos eléctrodos. Ou seja, o eléctrodo que funcionava com cátodo na electrólise passa a ser o ânodo e o ânodo passa a ser cátodo. Este facto é mensurável devido à capacidade catalítica da platina de aumentar a velocidade das reacções inversas à electrólise.

O hidrogénio gasoso na superfície do eléctrodo que funcionava como cátodo reage com os iões hidróxido, libertando electrões e água. Os electrões são transportados no circuito eléctrico para o cátodo e a água é libertada na solução aquosa. Por sua vez, no outro eléctrodo, o oxigénio molecular reage com os electrões produzidos no ânodo e com a água, formando-se novamente iões hidróxido (OH^-).

A diferença de potencial inicial da célula de combustível é próxima de 1,2 V, porque este é a força electromotriz da célula. A diferença de potencial decresce progressivamente porque a quantidade de oxigénio e hidrogénio vai diminuindo à medida que estes vão sendo consumidos nas reacções de oxidação e redução. No entanto, se estes fossem alimentados ao eléctrodo de forma contínua, a célula de combustível era capaz de produzir uma diferença de potencial constante.