Electroliza apei

Celule pentru electroliza apei.

Electroliza apei este un proces electrolitic în care trecerea curentului electric determină descompunerea apei în oxigen și hidrogen gazos .

Din punct de vedere etimologic, termenul de electroliză este compus din prefixul electro- (electricitate) și lysis (separare). ^[1] Etimologia termenului este legată de mecanismul procesului de electroliză a apei, care constă tocmai în „ruperea” moleculei de apă în elementele sale constitutive (hidrogen și oxigen). ^[2]

fundal

În 1790 , cărturarii Jan Rudolph Deiman și Adriaan Paets van Troostwijk au reușit să descompună apa prin generarea de scântei cu ajutorul firelor de aur pur. ^[3]

În 1800 Alessandro Volta a anunțat într-o scrisoare către Joseph Banks (președintele Societății Regale din Londra ) invenția bateriei sale (numită „ teancul Voltaic ”). ^[4]

Echipament folosit de Johann Wilhelm Ritter pentru efectuarea electrolizei apei.

În același an, Joseph Banks i-a arătat scrisoarea lui Volta către Anthony Carlisle , care împreună cu William Nicholson au construit grămada conform schemei lui Volta; după construirea bateriei, în încercarea de a măsura încărcătura reținută de plăcile bateriei, Carlisle și Nicholson au turnat puțină apă pe electrozi și au observat că se dezvoltă gaz. ^[4]

Câteva luni mai târziu, chimiștii britanici William Nicholson și Johann Wilhelm Ritter au repetat experimentul lui Carlisle și Nicholson privind electroliza , reușind să separe apa în hidrogen și oxigen . ^[5]

Desen voltmetru Hofmann din 1866.

În 1866 August Wilhelm von Hofmann a inventat voltmetrul Hofmann , ^[6] un aparat pentru efectuarea electrolizei apei care permite și măsurarea cantității de oxigen și hidrogen dezvoltate în timpul procesului. Din măsurarea cantității de gaz produs este posibilă urmărirea cantității de electricitate care circulă în celula electrolitică (folosind legile lui Faraday privind electroliza ).

În 1888 Dmitry Lachinov a dezvoltat o metodă care a făcut posibilă efectuarea electrolizei apei chiar și în domeniul industrial. ^[7]

Descriere

Diagrama de funcționare a voltmetrului Hofmann

Celula electrolitică este în general compusă din doi electrozi ai unui metal inert (de exemplu, platină ), imersați într-o soluție electrolitică și conectați la o sursă de energie (de exemplu, o baterie de 6 volți ).

Curentul electric disociază molecula de apă în ionii H ⁺ și OH ^- .

La catod , ionii de hidrogen (H ⁺ ) capătă electroni într-o reacție de reducere care duce la formarea hidrogenului gazos

{\ce {2H+ + 2e- -> H2}}

{\ displaystyle {\ ce {2H + + 2e- -> H2}}}

{\ displaystyle {\ ce {2H + + 2e- -> H2}}}

La anod , ionii hidroxid (OH ^- ) suferă oxidare , producând electroni:

{\ce {4 OH- - 4 e- -> 4 OH -> 2 H2O + O2}}

{\ displaystyle {\ ce {4 OH- - 4 e- -> 4 OH -> 2 H2O + O2}}}

{\ displaystyle {\ ce {4 OH- - 4 e- -> 4 OH -> 2 H2O + O2}}}

Prin urmare, se va forma un volum de hidrogen aproape dublu față de volumul de oxigen, deoarece, conform legii gazelor ideale , numărul de moli și volumul sunt în proporționalitate directă și un număr egal de ioni H ⁺ și OH ^- trebuie redus / oxidat la electrozi.

Operațiune

Hydrogen Challenger , o barcă care efectuează electroliza apei

Curentul iese din sursa de alimentare și poate curge în cei doi cilindri datorită lichidului prezent în voltmetrul Hoffman (soluție electrolitică). Ca o consecință a trecerii curentului, se remarcă un fenomen de efervescență, adică formarea de bule de gaz la baza celor doi cilindri, în corespondență cu electrozii: apa se împarte în cele două gaze constitutive, hidrogen și oxigen .

Hidrogenul apare la catod (electrodul încărcat negativ din care electronii sunt eliberați în apă), în timp ce oxigenul se dezvoltă la anod (electrodul încărcat pozitiv, unde electronii din apă sunt absorbiți). Fiind ușoare, gazele se acumulează în partea superioară a buteliilor respective, pe măsură ce energia potențială crește (acționând asupra butonului de alimentare) există o creștere corespunzătoare a cantității de gaze dezvoltate.

În condiții ideale, se poate observa că cantitatea de hidrogen este aproximativ dublă față de cea a oxigenului, deoarece nivelul lichidului din butelii scade datorită presiunii gazului conținut în partea superioară. Pentru a verifica dacă gazul dezvoltat la catod este exact hidrogen (extrem de inflamabil), o potrivire aprinsă trebuie adusă aproape de robinetul deschis al cilindrului catodului și se observă de fapt o flacără.

Spontaneitatea procesului

Voltmetru Hoffman conectat la o sursă externă de curent continuu.

Descompunerea apei în hidrogen și oxigen în condiții standard este o reacție dezavantajată în termeni termodinamici , întrucât ambele reacții intermediare au potențiale negative.

Anod (oxidare): 2H ₂ O _(l) → O _{2 (g)} + 4H ⁺ _(aq) + 4e ^- E ⁰ _ox = 1.229 V

Catod (reducere): 2H ₂ O + 2e ^- → H ₂ + 2OH ^- E ⁰ _rid = -0,830 V

Folosind ecuația $\Delta G=-nFE$ ${\ displaystyle \ Delta G = -nFE}$ ${\ displaystyle \ Delta G = -nFE}$ , energia liberă Gibbs pentru proces în condiții standard este de 474,4 kJ / mol, ceea ce se traduce prin non-spontaneitatea reacției.

De fapt, scris ca mai sus este înșelător: diferența de potențial care trebuie aplicată (la orice pH) pentru disocierea apei este de 1,229 V la 25 ° C, deoarece nu se poate fi în condiții standard cu ambele reacții așa cum s-a scris mai sus: dacă [H ⁺ ] = 1,0 M pentru ionul H ⁺ va fi E ⁰ _rid = 0 V și [OH ^- ] este determinat de constanta de auto-disociere a apei K _w = [H ⁺ ] x [OH ^- ] = 1,0 x 10 ⁻¹⁴ .

Aceste considerații fac procesul „imposibil” fără administrarea de energie din exterior prin aplicarea unui potențial electric electrozilor.

Selectarea electrolitului

Dacă se adaugă un electrolit solubil în apă, conductivitatea acestuia crește considerabil, datorită disocierii electrolitului în cationi și anioni , cu o creștere consecventă a concentrației ionilor în soluție.

Alegerea electrolitului necesită îngrijire deoarece anionii și cationii introduși pot concura cu procesul de electroliză al apei. Un anion cu un potențial de reducere standard mai mic decât cel al hidroxidului (OH ^- ) va fi oxidat în locul său și nu va exista dezvoltarea oxigenului la anod. În mod similar, dacă este introdus un cation cu potențial standard mai mare decât H ₃ O ⁺ , acesta se va reduce în locul său și nu va exista o dezvoltare a hidrogenului la catod.

Următorii cationi au un potențial de reducere mai mic decât H ₃ O ⁺ și sunt, prin urmare, potriviți ca cationi pentru electrolit: Li ⁺ , Rb ⁺ , K ⁺ , Cs ⁺ , Ba ²⁺ , Sr ²⁺ , Ca ²⁺ , Na ⁺ , și Mg ²⁺ . Sodiul și litiul sunt cele mai utilizate deoarece formează săruri solubile și au un cost redus.

Utilizarea compușilor acizi ca electroliți nu generează competitivitate la catod, deoarece cationii eliberați (H ₃ O ⁺ ) sunt aceiași cu cei generați prin disocierea apei; în mod similar, utilizarea bazelor , eliberând anionii hidroxil , nu creează competitivitate la anod.

Cel mai utilizat anion este anionul sulfat (SO ₄ ^2- ), deoarece este foarte greu de oxidat.

Acizii tari precum acidul sulfuric (H ₂ SO ₄ ) și bazele tari precum hidroxidul de sodiu (sau soda caustică, NaOH) și hidroxidul de potasiu (KOH) sunt adesea folosiți ca electroliți.

Notă

^(EN) Dicționar online de etimologie
^ Deși etimologia termenului „electroliză” presupune o „defalcare” a moleculei, această defalcare nu apare întotdeauna în toate cazurile de electroliză. De fapt, etimologia trebuie atribuită procesului specific de electroliză a apei. Gândiți-vă, de exemplu, la procesul de rafinare electrochimică a cuprului , în timpul căruia cuprul este deja în starea „elementară” (pentru care nu există molecule de „spart”, ci structuri reticulare).
^ Monroe Hopkins , p. 1 .
^ ^A ^b(EN) Ashok K. Shukla și T. Prem Kumar, Pilonii electrochimiei moderne: o scurtă istorie (2008). Arhivat la 20 august 2013 la Internet Archive .
^ Rezultatele neașteptate ale aplicației cercetărilor fundamentale ( PDF ), pe roma1.infn.it .
^ von Hofmann, AW Introducere în chimia modernă: experimentală și teoretică; Întruchipând douăsprezece prelegeri susținute în Colegiul Regal de Chimie, Londra . Walton și Maberly, Londra, 1866 . [1]
^ Lachinov Dmitry Aleksandrovich Arhivat 26 iulie 2011 la Internet Archive . la Marea Enciclopedie Chiril și Metodiu.

Bibliografie

( EN ) Nevil Monroe Hopkins, Electrochimie experimentală , New York, compania D. Van Nostrand, 1905.

Elemente conexe

Alte proiecte

Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre electroliza apei

linkuri externe

Electroliza apei , pe itchiavari.org .

Portalul chimiei

Portalul de electrochimie

Portalul de fizică

[1] (EN) Dicționar online de etimologie

[2] Deși etimologia termenului „electroliză” presupune o „defalcare” a moleculei, această defalcare nu apare întotdeauna în toate cazurile de electroliză. De fapt, etimologia trebuie atribuită procesului specific de electroliză a apei. Gândiți-vă, de exemplu, la procesul de rafinare electrochimică a cuprului , în timpul căruia cuprul este deja în starea „elementară” (pentru care nu există molecule de „spart”, ci structuri reticulare).

[3] Monroe Hopkins , p. 1 .

[pillars-4] A ^b(EN) Ashok K. Shukla și T. Prem Kumar, Pilonii electrochimiei moderne: o scurtă istorie (2008). Arhivat la 20 august 2013 la Internet Archive .

[5] Rezultatele neașteptate ale aplicației cercetărilor fundamentale ( PDF ), pe roma1.infn.it .

[6] von Hofmann, AW Introducere în chimia modernă: experimentală și teoretică; Întruchipând douăsprezece prelegeri susținute în Colegiul Regal de Chimie, Londra . Walton și Maberly, Londra, 1866 . [1]

[7] Lachinov Dmitry Aleksandrovich Arhivat 26 iulie 2011 la Internet Archive . la Marea Enciclopedie Chiril și Metodiu.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]