ELEKTROLYSE AV VANN: PROSEDYRE, TEKNIKKER, HVA DEN ER TIL FOR - KJEMI - 2026

Den elektrolyse av vann er nedbrytning av vann til de elementære bestanddeler ved å påføre en elektrisk strøm. Som de går videre, hydrogen og molekylært oksygen, H- ₂ og U- ₂ , er dannet på to inert underlag . Disse to overflatene er bedre kjent under navnet elektroder.

Teoretisk sett bør volumet av dannet H ₂ være dobbelt så stort volum som O ₂ . Hvorfor? Fordi vannmolekylet har et H / O-forhold lik 2, det vil si to H for hvert oksygen. Dette forholdet er direkte verifisert med den kjemiske formel, H ₂ O. imidlertid mange eksperimentelle faktorer påvirker volumene oppnås.

Kilde: Antti T. Nissinen via Flickr

Hvis elektrolysen utføres inne i rør nedsenket i vann (øvre bilde), tilsvarer den nedre vannkolonnen hydrogen, siden det er en større mengde gass som utøver trykk på væskeoverflaten. Boblene omgir elektrodene og ender med å stige etter å ha overvunnet damptrykket i vannet.

Legg merke til at rørene er skilt fra hverandre på en slik måte at det er lav migrering av gasser fra den ene elektroden til den andre. På lave skalaer representerer ikke dette en overhengende risiko; men på industriell skala er den gassformige blandingen av H ₂ og O ₂ svært farlig og eksplosiv.

Av denne grunn er de elektrokjemiske cellene der elektrolysen av vann utføres veldig dyre; De trenger en design og elementer som garanterer at gasser aldri blandes, en lønnsom strømforsyning, høye konsentrasjoner av elektrolytter, spesielle elektroder (elektrokatalysatorer) og mekanismer for å lagre den produserte H ₂ .

Elektrokatalysatorer representerer friksjon og samtidig vinger for lønnsomheten av vannelektrolyse. Noen består av edelmetalloksider, for eksempel platina og iridium, hvis priser er veldig høye. Det er på dette punktet spesielt der forskere går sammen om å designe effektive, stabile og billige elektroder.

Grunnen til dette arbeidet er å akselerere dannelsen av O- ₂ , noe som skjer ved lavere priser i forhold til H- ₂ . Dette sakker av elektroden hvor O ₂ dannes bringer som en konsekvens generell anvendelse av en potensiell mye høyere enn nødvendig (overpotensialet); som er lik, til lavere ytelse og høyere utgifter.

Elektrolysereaksjon

Elektrolyse av vann involverer mange komplekse aspekter. Generelt sett baserer det seg imidlertid på en enkel global reaksjon:

2 H ₂ O (l) => 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

Som det sees i ligningen, er to vannmolekyler involvert: den ene må vanligvis reduseres eller få elektroner, mens den andre må oksidere eller miste elektroner.

H ₂ er et produkt av reduksjon av vann, fordi forsterkningen av elektroner fremmer at H ⁺ -protonene kan koble seg sammen, og at oksygenet blir omdannet til OH ^- . Derfor, H- ₂ fremstilles ved katoden, som er den elektrode hvor reduksjonen finner sted.

Mens O ₂ kommer fra oksidasjon av vann, på grunn av hvilken den mister elektronene som lar den binde seg til hydrogen, og følgelig frigjør H ⁺ protoner . O ₂ produseres ved anoden, elektroden der oksidasjon skjer; Og i motsetning til den andre elektroden, er pH rundt anoden sur og ikke basisk.

Halvcellereaksjoner

Dette kan oppsummeres med følgende kjemiske ligninger for halvcellereaksjoner:

2H ₂ O + 2e ^- => H ₂ + 2OH ^- (katode, grunnleggende)

2 H ₂ O => O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^- (Anode, syre)

Vann kan imidlertid ikke miste mer elektroner (4e ^- ) enn det andre vannmolekylet får ved katoden (2e ^- ); derfor må den første ligningen multipliseres med 2, og deretter trekkes fra med den andre ligningen for å få netto ligningen:

2 (2H ₂ O + 2e ^- => H ₂ + 2OH ^- )

2H ₂ O => O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^-

6H ₂ O => 2H ₂ + O ₂ + 4H ⁺ + 4OH ^-

Men 4H ⁺ og 4OH ^- danner 4H ₂ O, slik at de eliminerer fire av de seks H ₂ O- molekylene, og etterlater to; og resultatet er den globale reaksjonen som nettopp er skissert.

Halvcellereaksjoner endres med pH-verdier, teknikker, og har også tilhørende reduksjons- eller oksidasjonspotensialer, som avgjør hvor mye strøm som må tilføres for at elektrolysen av vann skal fortsette spontant.

Prosess

Kilde: Ivan Akira, fra Wikimedia Commons

En Hoffman voltameter er vist på bildet over. Sylindrene er fylt med vann og de valgte elektrolyttene gjennom den midtre dysen. Rollen til disse elektrolyttene er å øke konduktiviteten til vann, fordi det under normale forhold er veldig få H ₃ O ⁺ og OH- ioner ^- produkter fra deres egenionisering.

De to elektrodene er vanligvis laget av platina, selv om de på bildet ble erstattet av karbonelektroder. Begge er koblet til et batteri, som brukes en potensiell forskjell (ΔV) som fremmer oksidasjon av vann (dannelse av O ₂ ).

Elektronene kjører hele kretsen til de når den andre elektroden, der vannet vinner dem og blir H ₂ og OH ^- . På dette tidspunktet er anoden og katoden allerede definert, som kan differensieres med høyden på vannsøylene; den med laveste høyde tilsvarer katoden, der H ₂ dannes .

I den øvre delen av sylindrene er det nøkler som gjør at gassene som genereres kan frigjøres. Tilstedeværelsen av H- ₂ kan kontrolleres nøye ved å omsette den med en flamme, den forbrenning som gir gassformige vann.

teknikker

Vannelektrolyse teknikker variere avhengig av mengden av H- ₂ og U- ₂ som skal genereres. Begge gassene er veldig farlige hvis de blandes sammen, og det er grunnen til at elektrolytiske celler involverer komplekse konstruksjoner for å minimere økningen i gasstrykk og deres diffusjon gjennom det vandige mediet.

Teknikker varierer også avhengig av cellen, elektrolytten som er tilsatt vannet og elektrodene i seg selv. På den annen side antyder noen at reaksjonen utføres ved høyere temperaturer, noe som reduserer strømforbruket, og andre bruker enorme trykk for å holde H ₂ lagret.

Blant alle teknikkene kan følgende tre nevnes:

Elektrolyse med alkalisk vann

Elektrolyse utføres med basiske løsninger av alkalimetallene (KOH eller NaOH). Med denne teknikken oppstår reaksjonene:

4 H ₂ O (l) + 4e ^- => 2 H ₂ (g) + 4OH ^- (aq)

4OH ^- (aq) => O ₂ (g) + 2H ₂ O (l) + 4e ^-

Som det fremgår, både ved katoden og ved anoden, har vann en basisk pH; og i tillegg migrerer OH ^- mot anoden der de oksideres til O ₂ .

Elektrolyse med polymerelektrolytisk membran

I denne teknikken brukes en fast polymer som fungerer som en membran som er permeabel for H ⁺ , men ugjennomtrengelig for gasser. Dette sikrer større sikkerhet under elektrolyse.

Halvcellereaksjonene for dette tilfellet er:

4H ⁺ (aq) + 4e ^- => 2H ₂ (g)

2 H ₂ O (l) => O ₂ (g) + 4H ⁺ (aq) + 4e ^-

H ⁺ ioner migrerer fra anoden til katoden, hvor de er redusert til å bli H ₂ .

Elektrolyse med faste oksider

Veldig forskjellig fra andre teknikker, denne bruker oksider som elektrolytter, som ved høye temperaturer (600-900 ° C) fungerer som et middel for å transportere O ^2- anionen .

Reaksjonene er:

2 H ₂ O (g) + 4e ^- => 2 H ₂ (g) + 2O ^2-

2O ^2- => O ₂ (g) + 4e ^-

Merk at denne gangen er det oksydanjonene, O ^2- , som reiser til anoden.

Hva er elektrolyse av vann til?

Elektrolysen av vann produserer H ₂ (g) og O ₂ (g). Omtrent 5% av hydrogengassen som produseres i verden lages gjennom elektrolyse av vann.

H ₂ er et biprodukt ved elektrolyse av vandige NaCl-løsninger. Tilstedeværelsen av salt letter elektrolyse ved å øke den elektriske ledningsevnen til vannet.

Den generelle reaksjonen som finner sted er:

2NaCl + 2 H ₂ O => Cl ₂ + H- ₂ + 2NaOH

For å forstå den enorme viktigheten av denne reaksjonen, vil noen av bruken av gassformige produkter bli nevnt; For på slutten av dagen er det disse som driver utviklingen av nye metoder for å oppnå elektrolyse av vann på en mer effektiv og grønn måte.

Av dem alle er det mest ønskede å fungere som celler som energisk erstatter bruken av brennende fossilt brensel.

Hydrogenproduksjon og dens anvendelser

-Hydrogen produsert i elektrolyse kan brukes i den kjemiske industrien som virker i avhengighetsreaksjoner, i hydrogeneringsprosesser eller som reduksjonsmiddel i reduksjonsprosesser.

-Det er også viktig i noen handlinger av kommersiell betydning, for eksempel: produksjon av saltsyre, hydrogenperoksyd, hydroksylaminer, etc. Det er involvert i syntesen av ammoniakk gjennom en katalytisk reaksjon med nitrogen.

-I kombinasjon med oksygen produserer det flammer med høyt kaloriinnhold, med temperaturer mellom 3000 og 3 500 K. Disse temperaturene kan brukes til skjæring og sveising i metallindustrien, for vekst av syntetiske krystaller, kvartsproduksjon, etc. .

-Vannbehandling: for høyt nitratinnhold i vann kan reduseres ved eliminering av det i bioreaktorer, der bakterier bruker hydrogen som energikilde.

-Hydrogen er involvert i syntesen av plast, polyester og nylon. I tillegg er det en del av produksjonen av glass, øker forbrenningen under bakingen.

-Reagerer med oksyder og klorid av mange metaller, blant dem: sølv, kobber, bly, vismut og kvikksølv for å produsere rene metaller.

-I tillegg brukes den som drivstoff i kromatografisk analyse med en flammedetektor.

Som en feilsøkingsmetode

Elektrolysen av natriumkloridløsninger brukes til rensing av bassengvann. Under elektrolyse produseres hydrogen ved katoden og klor (Cl ₂ ) ved anoden. Elektrolyse omtales i dette tilfellet som saltklorinator.

Klor løses opp i vann for å danne hypoklorsyre og natriumhypokloritt. Hypoklorsyre og natriumhypokloritt steriliserer vann.

Som en oksygenforsyning

Elektrolysen av vann brukes også til å generere oksygen på den internasjonale romstasjonen, som tjener til å opprettholde en oksygenatmosfære på stasjonen.

Hydrogen kan brukes i en brenselcelle, en metode for lagring av energi, og bruke vannet som genereres i cellen til forbruk av astronauter.

Hjemmeeksperiment

Vannelektrolyseeksperimenter er blitt utført i laboratorievekt med Hoffman voltmetre, eller en annen enhet som gjør det mulig å inneholde alle nødvendige elementer i en elektrokjemisk celle.

Av alle mulige samlinger og utstyr kan den enkleste være en stor gjennomsiktig vannbeholder, som vil tjene som en celle. I tillegg til dette, må også metall eller elektrisk ledende overflate være tilgjengelig for å fungere som elektroder; en for katoden, og den andre for anoden.

Til dette formål kan selv blyanter med skarpe grafittspisser i begge ender være nyttige. Og til slutt, et lite batteri og noen kabler som kobler det til de improviserte elektrodene.

Hvis det ikke utføres i en gjennomsiktig beholder, vil dannelsen av gassformige bobler ikke bli verdsatt.

Hjemvariabler

Selv om elektrolyse av vann er et tema som inneholder mange spennende og håpefulle aspekter for de som leter etter alternative energikilder, kan hjemmeeksperimentet være kjedelig for barn og andre tilskuere.

Derfor kan tilstrekkelig spenning brukes til å generere dannelsen av H- ₂ og O _{2 ved} vekslende visse variable og notere endringene.

Den første er variasjonen av vannets pH, ved å bruke enten eddik til å forsure vannet, eller Na ₂ CO _{3 for} å gjøre det litt basisk. En endring i antall observerte bobler må skje.

I tillegg kan det samme eksperimentet gjentas med varmt og kaldt vann. På denne måten vil effekten av temperaturen på reaksjonen deretter bli overveiet.

Til slutt, for å gjøre datainnsamlingen litt mindre fargeløs, kan du bruke en veldig fortynnet løsning av lilla kåljuice. Denne juicen er en syre-base indikator av naturlig opprinnelse.

Ved å legge den til beholderen med elektrodene satt inn, vil det bemerkes at ved anoden blir vannet rosa (syre), mens fargen ved katoden vil være gul (grunnleggende).

referanser

1. Wikipedia. (2018). Elektrolyse av vann. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
2. Chaplin M. (16. november 2018). Elektrolyse av vann. Vannstruktur og vitenskap. Gjenopprettet fra: 1.lsbu.ac.uk
3. Energieffektivitet og fornybar energi. (SF). Hydrogenproduksjon: elektrolyse. Gjenopprettet fra: energy.gov
4. Phys.org. (14. februar 2018). Høy effektivitet og rimelig katalysator for vannelektrolyse. Gjenopprettet fra: phys.org
5. Kjemi LibreTexts. (18. juni 2015). Elektrolyse av vann. Gjenopprettet fra: chem.libretexts.org
6. Xiang C., M. Papadantonakisab K., og S. Lewis N. (2016). Prinsipper og implementeringer av elektrolysesystemer for vannsplitting. Royal Society of Chemistry.
7. Regenter av University of Minnesota. (2018). Elektrolyse av vann 2. University of Minnesota. Gjenopprettet fra: chem.umn.edu