ELEKTROLYSE AF VAND: PROCEDURE, TEKNIKKER, HVAD DET ER TIL - KEMI - 2025

Den elektrolyse af vand er nedbrydningen af vand i dets elementære bestanddele ved tilførsel af en elektrisk strøm. Når de fortsætter, hydrogen og molekylært oxygen, H ₂ og O ₂, er dannet på to indifferent overflader. Disse to overflader er bedre kendt under navnet elektroder.

Teoretisk mængden af H ₂ bør dannet være dobbelte af volumen af O ₂. Hvorfor? Fordi vandmolekylet har et H / O-forhold lig med 2, det vil sige to H for hver ilt. Dette forhold er direkte verificeret med dens kemiske formel, H ₂ O. Men mange eksperimentelle faktorer påvirker de opnåede mængder.

Kilde: Antti T. Nissinen via Flickr

Hvis elektrolysen udføres inden i rør nedsænket i vand (øverste billede), svarer den nedre søjle med vand til brint, da der er en større mængde gas, der udøver tryk på væskeoverfladen. Boblerne omgiver elektroderne og ender med at stige efter at have overvundet vandets damptryk.

Bemærk, at rørene er adskilt fra hinanden på en sådan måde, at der er en lav vandring af gasser fra den ene elektrode til den anden. Ved lave skalaer repræsenterer dette ikke en overhængende risiko; men på industriel målestok, den gasformige blanding af H ₂ og O ₂ er meget farlig og eksplosiv.

Af denne grund er de elektrokemiske celler, hvor elektrolyse af vand udføres, meget dyre; De har brug for et design og elementer, der garanterer, at gasser aldrig blandes, en rentabel strømforsyning, høje koncentrationer af elektrolytter, specielle elektroder (elektrokatalysatorer) og mekanismer til lagring af den producerede H ₂.

Elektrokatalysatorer repræsenterer friktion og på samme tid vinger for rentabiliteten af ​​vandelektrolyse. Nogle består af ædelmetaloxider, såsom platin og iridium, hvis priser er meget høje. Det er på dette tidspunkt, især hvor forskere går sammen om at designe effektive, stabile og billige elektroder.

Årsagen til disse bestræbelser er at fremskynde dannelsen af O ₂, der foregår ved lavere hastigheder sammenlignet med H ₂. Dette sinker af elektroden, hvor O ₂ er udformet bringer som en generel konsekvens af anvendelsen af et potentielt meget højere end nødvendigt (overpotentiale); hvilket er lig med en lavere ydelse og højere udgifter.

Elektrolysereaktion

Elektrolyse af vand involverer mange komplekse aspekter. Generelt hviler det imidlertid på en simpel global reaktion:

2H ₂ O (l) => 2H ₂ (g) + O ₂ (g)

Som det ses i ligningen, er to vandmolekyler involveret: den ene skal normalt reduceres eller få elektroner, mens den anden skal oxidere eller miste elektroner.

H ₂ er et produkt af reduktion af vand, fordi forstærkningen af elektroner fremmer, at H ⁺ protoner kan deltage kovalent, og at oxygenet omdannes til OH ^-. Derfor, H ₂ fremstilles ved katoden, hvilket er den elektrode, hvor reduktionen finder sted.

Mens O ₂ kommer fra oxidation af vand, på grund af hvilken den mister de elektroner, der tillader det at binde til brint, og frigiver følgelig H ⁺ -protoner. O ₂ frembringes ved anoden, elektroden, hvor oxidationen finder sted; Og i modsætning til den anden elektrode er pH omkring anoden sur og ikke basisk.

Halvcellereaktioner

Dette kan opsummeres med følgende kemiske ligninger for halvcellereaktioner:

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

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

Vand kan dog ikke miste flere elektroner (4e ^-) end det andet vandmolekyle vinder ved katoden (2e ^-); derfor skal den første ligning ganges med 2 og derefter trækkes fra med den anden ligning for at få nettoligningen:

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 ^- formular 4H ₂ O, så de fjerner fire af de seks H ₂ O -molekyler, hvorefter to; og resultatet er den globale reaktion, der netop er skitseret.

Halvcellereaktioner ændres med pH-værdier, teknikker og har også tilknyttede reduktions- eller oxidationspotentialer, der bestemmer, hvor meget strøm der skal tilføres for elektrolyse af vand for at fortsætte spontant.

Behandle

Kilde: Ivan Akira, fra Wikimedia Commons

En Hoffman-voltameter vises på billedet ovenfor. Cylindrene er fyldt med vand og de valgte elektrolytter gennem den midterste dyse. Rollen af disse elektrolytter er at øge ledningsevnen af vandet, idet under normale betingelser der er meget få H ₃ O ⁺ og OH- ioner ^- produkter af deres selv-ionisering.

De to elektroder er normalt lavet af platin, skønt de på billedet blev erstattet af carbonelektroder. Begge er tilsluttet et batteri, hvormed der bruges en potentialforskel (ΔV), der fremmer oxidation af vand (dannelse af O ₂).

Elektronerne rejser hele kredsløbet, indtil de når den anden elektrode, hvor vandet vinder dem over og bliver H ₂ og OH ^-. På dette tidspunkt er anoden og katoden allerede defineret, hvilket kan differentieres ved højden af ​​vandkolonnerne; den ene med den laveste højde svarer til katoden, hvor H ₂ dannes.

I den øverste del af cylindrene er der nøgler, der gør det muligt at frigive de genererede gasser. Tilstedeværelsen af H ₂ kan kontrolleres nøje ved at omsætte den med en flamme, hvis forbrænding frembringer gasformigt vand.

Teknikker

Vand elektrolyse Teknikkerne varierer afhængigt af mængden af H ₂ og O ₂, der skal frembringes. Begge gasser er meget farlige, hvis de blandes sammen, hvorfor elektrolytiske celler involverer komplekse konstruktioner for at minimere stigningen i gasformige tryk og deres diffusion gennem det vandige medium.

Teknikker varierer også afhængigt af cellen, den elektrolyt, der er tilsat vandet, og elektroderne selv. På den anden side, nogle indebærer, at reaktionen udføres ved højere temperaturer, nedbringe elforbruget, og andre bruger enormt pres for at holde H ₂ lagret.

Blandt alle teknikkerne kan følgende tre nævnes:

Elektrolyse med alkalisk vand

Elektrolyse udføres med basiske opløsninger af alkalimetaller (KOH eller NaOH). Med denne teknik forekommer reaktionerne:

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

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

Som det fremgår, både ved katoden og ved anoden, har vand en basisk pH; og desuden er OH ^- vandrer mod anoden, hvor de oxideres til O ₂.

Elektrolyse med polymerelektrolytisk membran

I denne teknik anvendes en fast polymer, der tjener som en membran, der er permeabel for H ⁺, men uigennemtrængelig for gasser. Dette sikrer større sikkerhed under elektrolyse.

Halvcellereaktionerne i dette tilfælde er:

4H ⁺ (aq) + 4e ^- => 2H ₂ (g)

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

H ⁺ ioner vandrer fra anoden til katoden, hvor de reduceres til at blive H ₂.

Elektrolyse med faste oxider

Meget forskellig fra de andre teknikker, denne bruger oxider som elektrolytter, som ved høje temperaturer (600-900 ° C) fungerer som et transportmedium for O ^2- anionen.

Reaktionerne er:

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

2O ^2- => O ₂ (g) + 4e ^-

Bemærk, at denne gang er det oxidantioner, O ^2-, der rejser til anoden.

Hvad er elektrolyse af vand til?

Elektrolyse af vand frembringer H ₂ (g) og O ₂ (g). Cirka 5% af den brintgas, der produceres i verden, fremstilles gennem elektrolyse af vand.

H ₂ er et biprodukt af elektrolysen af vandige NaCl-opløsninger. Tilstedeværelsen af ​​salt letter elektrolyse ved at øge vandets elektriske ledningsevne.

Den samlede reaktion, der finder sted, er:

2NaCl + 2H ₂ O => Cl ₂ + H ₂ + 2NaOH

For at forstå den enorme betydning af denne reaktion vil nogle af anvendelserne af gasformige produkter blive nævnt; For i slutningen af ​​dagen er det dem, der driver udviklingen af ​​nye metoder til at opnå elektrolyse af vand på en mere effektiv og grøn måde.

Af dem alle er det mest ønskede at fungere som celler, der energisk erstatter brugen af ​​brændende fossile brændstoffer.

Brintproduktion og dens anvendelser

-Hydrogen produceret i elektrolyse kan bruges i den kemiske industri, der virker i afhængighedsreaktioner, i hydrogeneringsprocesser eller som et reduktionsmiddel i reduktionsprocesser.

-Det er også vigtigt i nogle handlinger af kommerciel betydning, såsom: produktion af saltsyre, hydrogenperoxid, hydroxylaminer osv. Det er involveret i syntesen af ​​ammoniak gennem en katalytisk reaktion med nitrogen.

-I kombination med ilt producerer det flammer med et højt kalorieindhold med temperaturer mellem 3.000 og 3.500 K. Disse temperaturer kan bruges til skæring og svejsning i metalindustrien, til vækst af syntetiske krystaller, kvartsproduktion osv..

-Vandbehandling: et for højt nitratindhold i vand kan reduceres ved at eliminere det i bioreaktorer, hvor bakterier bruger brint som energikilde

-Hydrogen er involveret i syntesen af ​​plast, polyester og nylon. Derudover er det en del af produktionen af ​​glas, hvilket øger forbrændingen under bagning.

-Reagerer med oxider og klorid i mange metaller, blandt dem: sølv, kobber, bly, vismut og kviksølv til fremstilling af rene metaller.

-Derudover bruges det som brændstof i kromatografisk analyse med en flammedetektor.

Som en fejlfindingsmetode

Elektrolyse af natriumchloridopløsninger anvendes til oprensning af swimmingpoolsvand. Under elektrolyse, produceres hydrogen ved katoden og chlor (Cl ₂) ved anoden. Elektrolyse omtales i dette tilfælde som en saltchlorinator.

Klor opløses i vand for at danne hypochlorsyre og natriumhypochlorit. Hypochlorsyre og natriumhypochlorit steriliserer vand.

Som iltforsyning

Elektrolysen af ​​vand bruges også til at generere ilt på den internationale rumstation, der tjener til at opretholde en ilt atmosfære på stationen.

Brint kan bruges i en brændselscelle, en metode til opbevaring af energi og bruge det vand, der genereres i cellen til forbrug af astronauter.

Hjemmeeksperiment

Vandelektrolyseeksperimenter er blevet udført i laboratorievægte med Hoffman voltmetre eller en anden samling, der gør det muligt at indeholde alle de nødvendige elementer i en elektrokemisk celle.

Af alle mulige samlinger og udstyr kan den enkleste være en stor gennemsigtig vandbeholder, der tjener som en celle. Derudover skal ethvert metal eller elektrisk ledende overflade også være til rådighed for at fungere som elektroder; den ene til katoden og den anden for anoden.

Til dette formål kan selv blyanter med skarpe grafitspidser i begge ender være nyttige. Og endelig et lille batteri og nogle kabler, der forbinder det til de improviserede elektroder.

Hvis det ikke udføres i en gennemsigtig beholder, ville dannelsen af ​​gasformige bobler ikke værdsættes.

Hjemvariabler

Selvom elektrolyse af vand er et emne, der indeholder mange spændende og håbefulde aspekter for dem, der leder efter alternative energikilder, kan hjemmeforsøget være kedeligt for børn og andre tilskuere.

Derfor kan tilstrækkelig spænding påføres generere dannelsen af H ₂ og O _{2 ved} skiftevis visse variabler og bemærke ændringerne.

Den første er variationen af pH i vandet, enten ved hjælp eddike at forsure vand eller Na ₂ CO ₃ til let basisk det. En ændring i antallet af observerede bobler skal forekomme.

Derudover kunne det samme eksperiment gentages med varmt og koldt vand. På denne måde overvejes derefter virkningen af ​​temperatur på reaktionen.

Endelig, for at gøre dataindsamlingen lidt mindre farveløs, kan du bruge en meget fortyndet opløsning af lilla kål juice. Denne juice er en syre-base indikator af naturlig oprindelse.

Ved at tilføje den til beholderen med de indsatte elektroder bemærkes det, at ved anoden vil vandet blive lyserødt (syre), mens farven ved katoden vil være gul (basisk).

Referencer

1. Wikipedia. (2018). Elektrolyse af vand. Gendannet fra: en.wikipedia.org
2. Chaplin M. (16. november 2018). Elektrolyse af vand. Vandstruktur og videnskab. Gendannes fra: 1.lsbu.ac.uk
3. Energieffektivitet & vedvarende energi. (Sf). Hydrogenproduktion: elektrolyse. Gendannes fra: energy.gov
4. Phys.org. (14. februar 2018). Højeffektiv, billig katalysator til vandelektrolyse. Gendannet fra: phys.org
5. Kemi LibreTexts. (18. juni 2015). Elektrolyse af vand. Gendannes fra: chem.libretexts.org
6. Xiang C., M. Papadantonakisab K., og S. Lewis N. (2016). Principper og implementeringer af elektrolysesystemer til spaltning af vand. Royal Society of Chemistry.
7. Regenter fra University of Minnesota. (2018). Elektrolyse af vand 2. University of Minnesota. Gendannes fra: chem.umn.edu