ELEKTROLYS AV VATTEN: PROCEDUR, TEKNIKER, VAD DET ÄR FÖR - KEMI - 2026

Den elektrolys av vatten är sönderdelning av vatten till dess elementära komponenter genom applicering av en elektrisk ström. När de fortsätter, väte och molekylärt syre, H ₂ och O ₂ , är utformade på två inerta ytor . Dessa två ytor är bättre kända med namnet på elektroder.

Teoretiskt, volymen av H ₂ bör bildas vara dubbelt så stor volym O ₂ . Varför? Eftersom vattenmolekylen har ett H / O-förhållande lika med 2, det vill säga två H för varje syre. Detta förhållande är direkt verifieras med dess kemiska formel, H ₂ O. Men många experimentella faktorer påverkar de volymer som erhölls.

Källa: Antti T. Nissinen via Flickr

Om elektrolysen utförs inuti rören nedsänkta i vatten (övre bilden), motsvarar den nedre vattenkolonnen väte, eftersom det finns en större mängd gas som utövar tryck på vätskans yta. Bubblorna omger elektroderna och slutar stiga efter att ha övervunnit vattnets ångtryck.

Observera att rören är separerade från varandra på ett sådant sätt att det är en låg migrering av gaser från en elektrod till den andra. Vid låg skala representerar detta inte en överhängande risk; men om industrivågar, den gasformiga blandningen av H ₂ och O ₂ är mycket farlig och explosiv.

Av denna anledning är de elektrokemiska cellerna där elektrolysen av vatten utförs mycket dyra; De behöver en konstruktion och element som garanti för att gaser aldrig blanda, till en lönsam strömförsörjnings, höga koncentrationer av elektrolyter, speciella elektroder (elektrokatalysatorer), och mekanismer lagrar H ₂ produceras.

Elektrokatalysatorer representerar friktion och samtidigt vingar för lönsamheten för vattenelektrolys. Vissa består av ädelmetalloxider, såsom platina och iridium, vars priser är mycket höga. Det är just nu där forskare går samman för att designa effektiva, stabila och billiga elektroder.

Skälet för dessa ansträngningar är att påskynda bildandet av O ₂ , vilket sker vid lägre priser jämfört med H ₂ . Detta saktar ned av elektroden där O ₂ bildas ger som en allmän följd av tillämpningen av en potentiell mycket högre än nödvändigt (överpotentialen); vilket är lika med lägre prestanda och högre utgifter.

Elektrolysreaktion

Elektrolys av vatten involverar många komplexa aspekter. I allmänna termer bygger dock basen på en enkel global reaktion:

2H ₂ O (l) => 2H ₂ (g) + O ₂ (g)

Som framgår av ekvationen är två vattenmolekyler involverade: en måste vanligtvis reduceras eller få elektroner, medan den andra måste oxidera eller förlora elektroner.

H ₂ är en produkt av reduktionen av vatten, eftersom förstärkningen av elektroner främjar att H ⁺ protoner kan binda kovalent, och att syret omvandlas till OH ^- . Därför, H ₂ produceras vid katoden, som är den elektrod där minskningen sker.

Medan O ₂ kommer från oxidation av vatten, på grund av vilken den förlorar elektronerna som tillåter den att binda till väte, och följaktligen frigör H ⁺ protoner . O ₂ produceras vid anoden, elektroden där oxidation sker; Och till skillnad från den andra elektroden är pH runt anoden sur och inte basisk.

Halvcellreaktioner

Detta kan sammanfattas med följande kemiska ekvationer för halvcellreaktioner:

2H ₂ O + 2e ^- => H ₂ + 2OH ^- (Cathode, grundläggande)

2H ₂ O => O ₂ + 4H ⁺ + 4e ^- (Anod, syra)

Vattnet kan emellertid inte förlora fler elektroner (4e ^- ) än den andra vattenmolekylen får vid katoden (2e ^- ); därför måste den första ekvationen multipliceras med 2 och sedan subtraheras med den andra ekvationen för att få nettoekvationen:

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 ⁺ och 4OH ^- formen 4H ₂ O, så de eliminerar fyra av de sex H ₂ O molekyler, lämnar två; och resultatet är den globala reaktionen som just skisserats.

Halvcellreaktioner förändras med pH-värden, tekniker och har också tillhörande reduktions- eller oxidationspotentialer, som avgör hur mycket ström som måste tillföras för elektrolys av vatten för att fortsätta spontant.

Bearbeta

Källa: Ivan Akira, från Wikimedia Commons

En Hoffman-voltameter visas på bilden ovan. Cylindrarna är fyllda med vatten och de valda elektrolyterna genom mittmunstycket. Den roll som dessa elektrolyter är att öka ledningsförmågan hos det vatten, eftersom under normala förhållanden det finns mycket få H ₃ O ⁺ och OH -joner ^- produkter av deras själv jonisering.

De två elektroderna är vanligtvis gjorda av platina, även om de i bilden ersattes av kolelektroder. Båda är anslutna till ett batteri, med vilken en potentialskillnad (AV) appliceras som befrämjar oxidationen av vatten (bildning av O ₂ ).

Elektronerna färdas hela kretsen tills de når den andra elektroden, där vattnet vinner dem över och blir H ₂ och OH ^- . Vid denna punkt har anoden och katoden redan definierats, vilket kan differentieras med vattenspelarnas höjd; den med de lägsta höjd motsvarar katoden, där H ₂ bildas .

I den övre delen av cylindrarna finns det nycklar som gör det möjligt att frigöra de genererade gaserna. Närvaron av H ₂ kan kontrolleras noggrant genom att man omsätter den med en flamma, vars förbränning producerar gasformigt vatten.

Tekniker

Vatten elektrolys Teknikerna varierar beroende på mängden av H ₂ och O ₂ som skall genereras. Båda gaserna är mycket farliga om de blandas ihop, och det är därför elektrolytiska celler involverar komplexa konstruktioner för att minimera ökningen i gasformiga tryck och deras diffusion genom det vattenhaltiga mediet.

Tekniken varierar också beroende på cellen, den elektrolyt som tillsätts vattnet och själva elektroderna. Å andra sidan, en del innebär att reaktionen utförs vid högre temperaturer, vilket minskar elförbrukningen, och andra använder enorma tryck för att hålla H ₂ lagras.

Följande tre kan nämnas bland alla tekniker:

Elektrolys med alkaliskt vatten

Elektrolys utförs med basiska lösningar av alkalimetallerna (KOH eller NaOH). Med denna teknik uppstår reaktionerna:

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

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

Som kan ses, både vid katoden och vid anoden, har vatten ett basiskt pH; och dessutom, den OH ^- migrerar mot anoden, där de oxideras till O ₂ .

Elektrolys med elektrolytiskt membran av polymer

I denna teknik används en fast polymer som fungerar som ett membran som är permeabelt för H ⁺ , men ogenomträngligt för gaser. Detta garanterar ökad säkerhet under elektrolys.

Halvcellreaktionerna för detta fall är:

4H ⁺ (aq) + 4e ^- => 2H ₂ (g)

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

H ⁺ jonerna migrerar från anoden till katoden, där de reduceras till att bli H ₂ .

Elektrolys med fasta oxider

Mycket annorlunda från andra tekniker, den här använder oxider som elektrolyter, som vid höga temperaturer (600-900 ° C) fungerar som ett transportmedel för O ^2- anjonen .

Reaktionerna är:

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

2O ^2- => O ₂ (g) + 4e ^-

Observera att den här gången är det oxidjonerna, O ^2- , som reser till anoden.

Vad är elektrolys av vatten för?

Elektrolys av vatten producerar H ₂ (g) och O ₂ (g). Cirka 5% av vätgas som produceras i världen tillverkas genom elektrolys av vatten.

H ₂ är en biprodukt av elektrolys av vatten NaCl-lösningar. Närvaron av salt underlättar elektrolys genom att öka den elektriska ledningsförmågan hos vattnet.

Den totala reaktionen som sker är:

2NaCl + 2H ₂ O => Cl ₂ + H ₂ + 2NaOH

För att förstå den enorma betydelsen av denna reaktion kommer några av användningarna av gasformiga produkter att nämnas; För i slutet av dagen är det dessa som driver utvecklingen av nya metoder för att uppnå elektrolys av vatten på ett mer effektivt och grönt sätt.

Av dem alla är det mest önskade att fungera som celler som energiskt ersätter användningen av brinnande fossila bränslen.

Väteproduktion och dess användning

-Väte producerat i elektrolys kan användas i den kemiska industrin som verkar i beroende reaktioner, i hydreringsprocesser eller som ett reduktionsmedel i reduktionsprocesser.

-Det är också viktigt i vissa åtgärder av kommersiell betydelse, såsom: produktion av saltsyra, väteperoxid, hydroxylaminer, etc. Det är involverat i syntesen av ammoniak genom en katalytisk reaktion med kväve.

-I kombination med syre producerar den lågor med högt kaloriinnehåll, med temperaturer mellan 3 000 och 3 500 K. Dessa temperaturer kan användas för skärning och svetsning i metallindustrin, för tillväxt av syntetiska kristaller, kvartsproduktion etc. .

-Vattenbehandling: alltför högt nitratinnehåll i vatten kan minskas genom eliminering i bioreaktorer, där bakterier använder väte som energikälla

-Väte är involverat i syntesen av plast, polyester och nylon. Dessutom är det en del av produktionen av glas, vilket ökar förbränningen under bakningen.

-Reagerar med oxider och klorid av många metaller, bland dem: silver, koppar, bly, vismut och kvicksilver för att producera rena metaller.

-Det används dessutom som bränsle i kromatografisk analys med en flamdetektor.

Som en felsökningsmetod

Elektrolysen av natriumkloridlösningar används för rening av poolvatten. Under elektrolys, är väte produceras vid katoden och klor (Cl ₂ ) vid anoden. Elektrolys kallas i detta fall en saltklorinator.

Klor upplöses i vatten för att bilda hypoklorsyra och natriumhypoklorit. Hypoklorsyra och natriumhypoklorit steriliserar vatten.

Som en syretillförsel

Elektrolysen av vatten används också för att generera syre på den internationella rymdstationen, som tjänar till att upprätthålla en atmosfär av syre i stationen.

Väte kan användas i en bränslecell, ett sätt att lagra energi och använda vattnet som genereras i cellen för konsumtion av astronauter.

Hemexperiment

Vattenelektrolysförsök har utförts på laboratorieskala med Hoffman-voltmetrar, eller en annan enhet som gör det möjligt att innehålla alla nödvändiga element i en elektrokemisk cell.

Av alla möjliga enheter och utrustning kan det enklaste vara en stor transparent vattenbehållare, som kommer att fungera som en cell. Utöver detta måste varje metall eller elektriskt ledande yta också finnas för att fungera som elektroder; en för katoden och den andra för anoden.

För detta ändamål kan även pennor med skarpa grafitspetsar i båda ändarna vara användbara. Och slutligen ett litet batteri och några kablar som ansluter till de improviserade elektroderna.

Om det inte utförs i en transparent behållare skulle bildningen av gasformiga bubblor inte uppskattas.

Hemvariabler

Även om elektrolys av vatten är ett ämne som innehåller många spännande och uppmuntrande aspekter för dem som letar efter alternativa energikällor, kan hushållsexperimentet vara tråkigt för barn och andra åskådare.

Därför kan appliceras tillräcklig spänning för att generera bildning av H ₂ och O _{2 genom att} alternerande vissa variabler och notera förändringarna.

Den första är variationen av pH i vattnet, med användning av antingen ättika att surgöra vatten, eller Na ₂ CO ₃ till svagt basisk den. En förändring i antalet observerade bubblor måste ske.

Dessutom kan samma experiment upprepas med varmt och kallt vatten. På detta sätt kan temperaturen påverkas på reaktionen.

Slutligen, för att göra datainsamlingen lite mindre färglös, kan du använda en mycket utspädd lösning av lila kålsaft. Denna juice är en syrabasindikator av naturligt ursprung.

Lägga den till behållaren med elektroderna insatta kommer det att noteras att vid anoden blir vattnet rosa (syra), medan färgen vid katoden blir gul (basisk).

referenser

1. Wikipedia. (2018). Elektrolys av vatten. Återställd från: en.wikipedia.org
2. Chaplin M. (16 november 2018). Elektrolys av vatten. Vattenstruktur och vetenskap. Återställd från: 1.lsbu.ac.uk
3. Energieffektivitet & förnybar energi. (Sf). Väteproduktion: elektrolys. Återställd från: energy.gov
4. Phys.org. (14 februari 2018). Högeffektiv och låg kostnadskatalysator för vattenelektrolys. Återställd från: phys.org
5. Kemi LibreTexts. (18 juni 2015). Elektrolys av vatten. Återställd från: chem.libretexts.org
6. Xiang C., M. Papadantonakisab K. och S. Lewis N. (2016). Principer och implementeringar av elektrolyssystem för vattendelning. Royal Society of Chemistry.
7. Regenter vid University of Minnesota. (2018). Elektrolys av vatten 2. University of Minnesota. Återställd från: chem.umn.edu