Електроліз: Використання Електрони для Зворотного Проведення Реакції

Примус реакції, яка б не відбулася сама по собі

Акумулятор дозволяє спонтанній хімічній реакції штовхати електрони через провід. Електроліз використовує цю ідею назад: зовнішнє джерело живлення змушує електрони проходити через ланцюг проти напрямку природної реакції, викликаючи незворотну хімічну зміну. Розділити воду на водень та кисень, покрити мідь виделкою, видобути алюміній з розплавленого оксиду — все це одна й та сама концепція, струм примушено проходить через електроліт між двома електродами.

В катоді (підключеному до негативного кінця) електрони штовхаються в розчин і щось відновлюється; в аноді електрони витягуються і щось окислюється. Для електролізу води в кислому середовищі дві півреакції такі:

cathode (reduction):  2H⁺ + 2e⁻  →  H₂
anode   (oxidation):  H₂O      →  ½O₂ + 2H⁺ + 2e⁻
overall:              H₂O  →  H₂ + ½O₂

Закони Фарадея: підрахунок атомів за рахунком заряду

Мігель Фарадей у 1830-х роках, десятиліття до того, як хтось дізнався про існування електронів, виявив, що кількість речовини, яка змінюється на електроді, прямо пропорційна заряду, який проходить через неї. Цей єдиний інсайт — перший закон Фарадея — дозволяє передбачити вихід продукту лише за допомогою амперметра та годинника.

Q = I·t заряд (кулони) = струм × час

n = Q / (z·F) молі речовини = заряд / (електрони на іон × стала Фарадея)

F = 96485 C/mol стала Фарадея (заряд однієї молі електронів)

z = кількість перенесених електронів на іон (z=2 для H⁺, z=2 для O²⁻)

Перший закон Фарадея поширюється на порівняння різних електролітичних комір: при фіксованому заряді молі продукту на кожному електроді обернено пропорційні кількості електронів, необхідних для конкретного процесу - двом електронам (наприклад, утворення H₂) дає в половину менше молей на кулон, ніж один-електронний процес.

Q = I·t                    charge passed (coulombs) = current × time
n = Q / (z·F)               moles of substance = charge / (electrons per ion × Faraday constant)

F = 96,485 C/mol            Faraday constant (charge of one mole of electrons)
z = electrons transferred per ion (z=2 for H₂ from H⁺, z=2 for O₂ from H₂O)

Чому завжди потрібно більше напруги, ніж в підручнику

Теоретичний мінімальний потенціал, необхідний для розкладання води, становить 1,23 В, встановлений за допомогою вільної енергії Гіббса реакції. Реальні електролізери потребують значно більше – зазвичай від 1,8 до 2,2 В для практичних струменів – і ця різниця є сумою надпруги на кожній електроді та омислових втрат (омнічні втрати) в електроліті та проводів. Найбільшою проблемою є процес виділення кисню з анода: йому потрібно чотири електрони та кілька зв’язаних проміжних стадій на молекулу O₂ , тому його кінетика повільна, і його надпруга домінує в втрачених енергіях у вигляді тепла, а не продукту – саме тому значну частину зусиль з матеріалознавства спрямовують на пошук кращих каталізаторів для виділення кисню.

Визначення реакцій на електродах за допомогою серії активності

Коли електроліт містить більше одного можливого іону, який може бути відновлений або окислений, яка саме реакція відбувається, визначається відносною легкістю, що приблизно відстежується за стандартним потенціалом електрода та, на аноді, за концентрацією. Електроліз соляної води (концентрованого розчину NaCl) замість чистої води є класичним навчальним прикладом: на катоді вода легше відновлюється, ніж щільно зв'язаний іон Na⁺, тому виділяється водень, а не натрій. На аноді висока концентрація Cl⁻ дозволяє хлору витісняти кисневий оксид, незважаючи на вищий стандартний потенціал хлору, що є промисловим процесом хлор-виробництва, який забезпечує більшість світового хлору та гідроксиду натрію.

Електроліз – Закони Фарадея та Розділення Води з Допомогою Електричного Току

Промислово це не дивовижність — електроліз є способом виробництва у світі алюмінію (процес Холл-Геролт, розплавлений криоліт-оксид при ~950°C), обробки та напилення міді та інших металів, виготовлення хлору та лугу, і, все частіше, виробництва зеленого водню шляхом запуску електролізера на відновлюваній енергії. У кожному випадку закони Фарадея залишаються системою бухгалтерського обліку: продуктивність залежить від кількості пройдених зарядів, а рахунок за енергію залежить від того, наскільки високо потрібно підняти прикладене напруження над термодинамічним мінімумом для подолання кінетичних і резистивних втрат.

Часті запитання

Спробуйте наживо

Усе, що вище, працює прямо у вашому браузері — відкрийте Electrolysis і змінюйте параметри під час роботи. Нічого не встановлюється, нічого не завантажується на сервер, уся модель живе в одній вкладці.