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Elektrolyseur

Elektrolyse ist ein chemisch Reaktion, bei der unter dem Einfluss von a elektrischer StromVerbundwerkstoffe zerlegt werden in einfache Stoffe und/oder andere Verbundstoffe.

Im 1832 entdeckt Michael Faraday das in a Kochsalzlösung Stoffe werden zersetzt, wenn a elektrischer Strom durchlaufen wird und diese Zerlegung stromabhängig ist. Später wurde diese Entdeckung als die zuerst Faradaysches Elektrolysegesetz.

Danach entdeckte Faraday auch, dass die Masse der gebildeten Elemente direkt proportional zur Atommasse der beteiligten Elemente. Dies führte zu dem Verdacht der Existenz von Elektronen stärkt. Diese Entdeckung wurde als die Zweites Faradaysches Elektrolysegesetz.

Prinzip

Prinzip der Elektrolyse: Elektronen verlassen die Kathode und treffen dort auf Kationen; An der Anode spenden Anionen Elektronen.

Das zu zersetzende Material wird, falls noch nicht flüssig, gelöst oder geschmolzen, so dass die Ionen sich frei zu bewegen. In der Flüssigkeit zwei Elektroden getaucht: die Kathode und der Anode. Zwischen diesen Elektroden a elektrische Spannung angewendet. Dadurch werden positiv geladene Teilchen (Kationen) bewegen sich in Richtung der Kathode und negativ geladene Teilchen (Anionen) zur Anode. An der Kathode findet sich a Reduktionsreaktion Platz. Die Kathode gibt Elektronen an Substanzen in der Lösung ab. An der Anode findet sich a Oxidationsreaktion wo die Elektrode Elektronen von Stoffen in der Lösung aufnimmt. Die zur Trennung benötigte Energie hängt von der Konzentration der Lösung ab und nimmt mit steigender Konzentration zu.

Wasserelektrolyse

Während der Elektrolyse von Wasser (${displaystyle {ce{H2O}}}$) Wasser wird gespalten in Wasserstoff (${displaystyle {ce {H2}}}$) und Sauerstoff (${displaystyle {ce {O2}}}$). An der Kathode wird Wasserstoff freigesetzt, an der Anode Sauerstoff.

${displaystyle {ce {2H2O Energie -> 2H2O2}}}$

Bestandteile von Wasser

rein Wasser besteht hauptsächlich aus molekularen ${displaystyle {ce{H2O}}}$. Aber bei der Autoprotolyse von Wasser wird auch kommen ${displaystyle {ce {H3O}}}$${displaystyle {ce {(H^)}}}$ und ${displaystyle {ce {OH-}}}$ Ionen für.

Autoprotolyse-Reaktion von Wasser:

${displaystyle {ce {2 H2O <=> H3O OH-}}}$

unten normale Bedingungen wird nur wenig davon haben ${displaystyle {ce{H2O}}}$ umgewandelt werden.

${displaystyle K_{ ext{eq}}={frac {[OH^{-}][H_{3}O^{ }]}{[H_{2}O]^{2}}}={frac {K_ { ext{w}}}{[H_{2}O]^{2}}}}$

Experimentell wurde gezeigt, dass ${displaystyle K_{ ext{w}}=10^{-14}}$ unter Standardbedingungen. Daraus folgt, dass die Konzentration von beiden ${displaystyle {ce {H_3O^ }}}$ wenn ${displaystyle {ce {OH^-}}}$ gleich ${Anzeigestil 10^{-7}}$ich mol/l. Infolgedessen ist die Säure aus Wasser:

${displaystyle mathrm {pH} =-log _{10}([H_{3}O^{ }])=7}$

Wenn zwei Elektroden in reines Wasser eingelegt werden und ein ausreichend großer elektrischer Potenzieller unterschied angelegt wird, startet die Elektrolyse. Um herauszufinden, welche Potenzialdifferenz benötigt wird, schauen wir uns die halbe Reaktionen an Anode und Kathode bei einem pH-Wert von 7.

An der Anode:

${displaystyle {ce {4 OH^- -> 0_2 2 H_2O 4 e^-}}}$

mit ${displaystyle E^{0}=0{,}815,{ ext{V}}}$.

An der Kathode:

${displaystyle {ce {2 H_3O^ 2 e^- -> H_2 2 H_2O}}}$

mit ${displaystyle E^{0}=-0{,}414,{ ext{V}}}$.

Bei einer Potenzialdifferenz größer als ${displaystyle 0{,}815-(-0{,}414)=1{,}229,{ext{V}}}$ die Elektrolyse wird fortgesetzt. Das Elektrode mit dem höchsten Potenzial wird die Anode sein, wobei die unterste die Kathode ist. Wenn jedoch einer elektrische Spannung zu hoch, die blasen mit ${displaystyle {ce {O_2}}}$ und ${displaystyle {ce {H_2}}}$ (Knallgas) behindern den Kontakt mit dem Wasser und verlangsamen die Reaktion wieder. Durch Einstellen des pH-Wertes an Anode und Kathode kann die minimal anzulegende elektrische Spannung reduziert werden. Natürlich sollte auch berücksichtigt werden, dass die Konzentrationen von ${displaystyle {ce {H_3O^ }}}$ und ${displaystyle {ce {OH^-}}}$ wird sich verändern.

(a) Anode, pH = 0

${displaystyle {ce {2 H_2 -> O_2 4 H^ 4 e^-}}}$

${Displaystil E^{0}=1{,}229V}$.

(b) Anode, pH = 14

${displaystyle {ce {4 OH^- -> O_2 H_2O 4 e^-}}}$

${Displaystil E^{0}=0{,}401V}$.

(c) Kathode, pH = 0

${displaystyle {ce {4 H^ 4 e^- -> 2 H_2}}}$

${Displaystil E^{0}=0{,}0V}$.

(d) Kathode, pH = 14

${displaystyle {ce {4 H_2O 4 e^- -> 2 H_2 4 OH^-}}}$

${Displaystil E^{0}=-0{,}828V}$.

Bei gleichem pH-Wert an beiden Elektroden muss immer eine Potentialdifferenz größer 1,229 V angelegt werden. Wenn jedoch mit einer pH-Differenz zwischen Anode und Kathode gearbeitet werden kann, kann diese Potentialdifferenz reduziert werden. Optimal wäre, wenn der pH-Wert an der Kathode 0 und an der Anode 14 beträgt. Dies würde die erforderliche Potentialdifferenz zwischen den Elektroden auf 0,401 V reduzieren. Diese pH-Differenz ist jedoch nicht einfach zu erreichen. Außerdem wird zusätzliche Energie benötigt, um diese pH-Differenz zu erzeugen.

Eine häufig verwendete Methode, um Effizienz um die Elektrolyse zu erhöhen ist hinzuzufügen Salze. Wie bereits erwähnt, gibt es in reinem Wasser nur insgesamt ${displaystyle 2cdot 10^{-7}}$ M-Ionen. Durch die Erhöhung der Ionenanzahl wird die Lösung leitfähiger, was die Effizienz erhöht. Ein häufig verwendetes untätig Elektrolyt ist Natriumsulfat oder Schwefelsäure.

Weiterhin kann durch Rühren die Effizienz der Elektrolyse gesteigert werden, so dass die gewünschte Lösung ist verfügbar. ein anderer Temperatur und Druck kann auch produzieren Wasserstoffgas verbessern. Ein höherer Druck auf das Reaktionsgemisch sorgt dafür, dass das erzeugte Wasserstoffgas bereits unter Druck steht, was zu einem externen Kompressor ist überflüssig. Unter Druck stehendes Wasserstoffgas hat den Vorteil einer höheren Energiedichte wodurch mehr Energie gespeichert werden kann.

Eine Temperaturerhöhung verursacht die Aktivierungsenergie wurde bereits teilweise zur Spaltung des Wassermoleküls gewonnen. Das fließen was in der Elektrolyse läuft ist verhältnismäßig mit der Herstellung von ${displaystyle {ce {H_2}}}$. Durch Erhöhen der Temperatur nimmt die Spannungsdifferenz über der Zelle ab. Der Wirkungsgrad steigt also mit steigender Temperatur. Auch kann die Form der Elektroden modifiziert werden, um die Reaktionsoberfläche zu vergrößern. Sie können auch ein anderes Material wählen. Zum Beispiel werden alkalische Elektroden verwendet, weil sie besser widerstehen Korrosion sind widerstandsfähig. Außerdem kann es auch Katalysatoren hinzugefügt wird.

Der Wirkungsgrad moderner Elektrolyseanlagen liegt zwischen 70 und 80 %. Es wird jedoch erwartet, dass bis 2030 die Effizienz auf 82-86% steigen.

Anwendungen

In der Industrie wird Elektrolyse häufig verwendet, um Metalle aus Mineralien zurückzugewinnen und die Metalle zu reinigen. Auch die Funktionsweise von Brennstoffzellen basiert auf dem Prinzip der Elektrolyse. Außerdem ist es galvanisieren von Metallgegenständen eine Anwendung der Elektrolyse in der Praxis. Die Salzelektrolyse wird heute häufig in Schwimmbädern zur Herstellung von Natriumhypochlorit ("Chlor") zur Desinfektion. Kalium- und Natrium Chlorat durch Elektrolyse hergestellt werden, da die an den Elektroden gebildeten Substanzen (dichlor, Hydroxid-Ionen und Hydroniumionen) in der Lösung weiterreagieren bis Chlorationen (und mit länger Perchlorat).

EIN Festoxid-Elektrolysezelle (SOEC) ist ein Festoxidbrennstoffzelle im regenerativen Modus zur Elektrolyse von Wasser mit einem Festoxid- oder Keramikelektrolyten zur Erzeugung von Wasserstoffgas.^[1]

Hochdruckelektrolyse ist die Elektrolyse von Wasser durch Zersetzung von Wasser (H₂O) in Sauerstoffgas (O₂) und Wasserstoffgas (H₂) unter Druck.

Siehe auch

• Hydrolyse
• Zersetzung von Wasser
• Hofmann-Gerät
• Nernstsches Gesetz

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