Vannelektrolyseprosedyre, teknikker, hva er det for, hjemmeeksperiment

den vannelektrolyse det er dekomponering av vann i sine elementære komponenter ved anvendelse av en elektrisk strøm. Når man fortsetter, dannes hydrogen og molekylært oksygen på to inerte overflater, H₂ og O₂. Disse to overflatene er bedre kjent med navnet på elektroder.

Teoretisk sett er volumet av H₂ dannet må være dobbelt så stor som O₂. Hvorfor? Fordi vannmolekylet har et H / O-forhold lik 2, det vil si to H for hvert oksygen. Dette forholdet kontrolleres direkte med kjemisk formel H₂O. Imidlertid påvirker mange eksperimentelle faktorer volumene som er oppnådd.

Hvis elektrolysen utføres i rørene nedsenket i vann (toppbilde), svarer kolonnen med vann i lavere høyde til hydrogen, da det er større mengde gass som utøver trykk på overflaten av væsken. Bobler omgir elektrodene og slutter å stige etter at damptrykket i vannet utløper.

Vær oppmerksom på at rørene er skilt fra hverandre på en slik måte at det er lavt migrering av gasser fra en elektrode til den andre. Ved lave skalaer representerer dette ikke en overhengende risiko; men i industrielle skalaer, gassblandingen av H₂ og O₂ Det er svært farlig og eksplosiv.

Av denne grunn er de elektrokjemiske celler hvor vannelektrolyse utføres svært dyrt; de trenger et design og elementer som garanterer at gassene aldri blandes, en lønnsom strømforsyning, høye konsentrasjoner av elektrolytter, spesielle elektroder (elektrokatalysatorer) og mekanismer for å lagre H₂ produsert.

Elektrokatalysatorer representerer friksjon og samtidig vingene for lønnsomheten av vannelektrolyse. Noen består av oxider av edle metaller, som platina og iridium, hvis priser er svært høye. Det er på dette punktet spesielt hvor forskere går sammen for å designe effektive, stabile og billige elektroder.

Årsaken til denne innsatsen er å akselerere dannelsen av O₂, som er gitt ved lavere hastigheter sammenlignet med H₂. Dette senker av elektroden hvor O er dannet₂ det bringer som en generell konsekvens anvendelsen av en potensiell mye større enn nødvendig (overpotensial); Hva er det samme, for å redusere ytelse og høyere utgifter.

index

• 1 Reaksjon av elektrolyse
  • 1.1 Halvcellereaksjoner
• 2 Prosedyre
• 3 teknikker
  • 3.1 Elektrolyse med alkalisk vann
  • 3.2 Elektrolyse med polymerelektrolytisk membran
  • 3.3 Elektrolyse med faste oksider
• 4 Hva er bruken av vannelektrolyse??
  • 4.1 Produksjon av hydrogen og dets bruk
  • 4.2 Som feilsøkingsmetode
  • 4.3 Som oksygenforsyning
• 5 Hjem eksperiment
  • 5.1 Hjemsvariabler
• 6 Referanser

Elektrolysereaksjon

Elektrolysen av vann innebærer mange komplekse aspekter. Men generelt sett ligger grunnlaget i en enkel global reaksjon:

2H₂O (1) => 2H₂(g) + O₂(G)

Som observert i ligningen inngår to vannmolekyler: en må vanligvis reduseres, eller få elektroner, mens den andre må oksidere eller miste elektroner.

H₂ Det er et produkt av vannreduksjon, fordi gevinsten av elektroner fremmer protonene H⁺ kan være kovalent bundet, og oksygen transformert til OH^-. Derfor er H₂ forekommer ved katoden, som er elektroden der reduksjonen oppstår.

Mens O₂ kommer fra oksidasjon av vann, fordi det mister elektronene som tillater det å binde seg til hydrogen, og frigjør følgelig protoner H⁺. Den O₂ forekommer ved anoden, elektroden hvor oksidasjon oppstår; og i motsetning til den andre elektroden er pH rundt anoden sur og ikke grunnleggende.

Halvcelle reaksjoner

Ovennevnte kan oppsummeres med følgende kjemiske ligninger for halvcellereaksjoner:

2H₂O + 2e^- => H₂ + 2-OH^- (Katode, grunnleggende)

2H₂O => O₂ + 4H⁺ + 4e^- (Anode, syre)

Vannet kan imidlertid ikke miste flere elektroner (4e^-) hvorav det andre vannmolekylet vinner ved katoden (2e^-); Derfor må den første ligningen multipliseres med 2, og deretter subtraheres med den andre ligningen for å oppnå nettoekvasjonen:

2 (2H₂O + 2e^- => H₂ + 2-OH^-)

2H₂O => O₂ + 4H⁺ + 4e^-

6H₂O => 2H₂ + O₂ + 4H⁺ + 4OH^-

Men 4H⁺ og 4OH^- de danner 4H₂Eller, slik at disse eliminerer fire av de seks H molekylene₂Eller forlater to og resultatet er den globale reaksjonen bare utgitt.

Halvcellereaksjonene endres med pH-verdiene, teknikkene, og har potensielle reduksjons- eller oksydasjonspotensialer, som bestemmer hvor mye strøm som skal tilføres slik at elektrolysen av vannet fortsetter spontant.

prosessen

Øvre bildet viser et Hoffman voltmeter. Sylindrene er fylt med vann og de valgte elektrolyttene gjennom midterstykket. Rollen av disse elektrolyttene er å øke konduktiviteten til vann, fordi under normale forhold er det svært få H-ioner₃O⁺ og OH^- produkter av din auto ionisering.

De to elektrodene er vanligvis platina, selv om de i bildet ble erstattet av karbonelektroder. Begge er koblet til et batteri, med en potensiell forskjell (AV) som fremmer oksidasjon av vann (O-formasjon) påføres.₂).

Elektronene reiser hele kretsen til du kommer til den andre elektroden, der vannet vinner og blir H₂ og OH^-. På dette punktet er anoden og katoden allerede definert, som kan differensieres av høyden av vannkolonnene; Den ene av mindre høyde, tilsvarer katoden, hvor H er dannet₂.

I den øvre delen av sylinderene er det noen nøkler som tillater frigjøring av gasser som genereres. Du kan nøye sjekke H-tilstedeværelsen₂ gjør det til å reagere med en flamme, hvis forbrenning gir gassformig vann.

teknikker

Vannelektrolysteknikker varierer avhengig av mengden H₂ og O₂ det er foreslått å generere. Begge gasser er svært farlige hvis de blandes sammen, og derfor fører elektrolytiske celler komplekse konstruksjoner for å minimere økningen i gassformet trykk og deres diffusjon gjennom det vandige medium..

Teknologiene oscillerer også avhengig av cellen, elektrolytten legges til vannet og selve elektrodene. På den annen side innebærer noen at reaksjonen utføres ved høyere temperaturer, reduserer forbruket av elektrisitet, og andre bruker enormt press for å opprettholde H₂ lagret.

Blant alle teknikkene kan følgende tre nevnes:

Elektrolyse med alkalisk vann

Elektrolysen utføres med basiske oppløsninger av alkalimetaller (KOH eller NaOH). Med denne teknikken oppstår reaksjonene:

4H₂O (l) + 4e^- => 2H₂(g) + 4OH^-(Aq)

4OH^-(ac) => O₂(g) + 2H₂O (l) + 4e^-

Som det kan ses, både ved katoden og ved anoden har vannet en grunnleggende pH; og i tillegg OH^- migrere til anoden hvor de oksiderer til O₂.

Elektrolyse med polymerelektrolytisk membran

I denne teknikken brukes en fast polymer som tjener som en permeabel membran for H⁺, men vanntett for gasser. Dette sikrer større sikkerhet under elektrolyse.

Halvcellereaksjonene for denne saken er:

4H⁺(ac) + 4e^- => 2H₂(G)

2H₂O (l) => O₂(g) + 4H⁺(ac) + 4e^-

H ioner⁺ de migrerer fra anoden til katoden, hvor de blir redusert til å bli H₂.

Elektrolyse med faste oksider

Svært forskjellig fra de andre teknikkene, bruker den oksider som elektrolytter, som ved høye temperaturer (600-900ºC) fungerer som et aniontransportmiddel.^2-.

Reaksjonene er:

2H₂O (g) + 4e^- => 2H₂(g) + 2O^2-

2o^2- => O₂(g) + 4e^-

Merk at denne tiden er oksidanioner, OR^2-, de som reiser til anoden.

Hva er bruken av vannelektrolyse?

Vannelektrolyse produserer H₂ (g) og O₂ (G). Omtrent 5% av hydrogengassen som produseres i verden, produseres ved elektrolyse av vann.

H₂ det er et biprodukt av elektrolysen av vandige NaCl-oppløsninger. Tilstedeværelsen av salt letter elektrolyse ved å øke vannets elektriske ledningsevne.

Den globale reaksjonen som finner sted er:

2NaCl + 2H₂O => Cl₂     +       H₂      +       2 NaOH

For å forstå den enorme betydningen av denne reaksjonen, vil noen av bruken av gassformige produkter bli nevnt; fordi på slutten av dagen er det de som driver utviklingen av nye metoder for å oppnå vannelektrolyse på en mer effektiv og grønn måte.

Av dem alle er det mest ønsket å tjene som celler som energisk erstatter bruken av å brenne fossilt brensel.

Produksjon av hydrogen og dets bruk

-Hydrogen produsert i elektrolyse kan brukes i kjemisk industri som virker i avhengighetsreaksjoner, i hydrogeneringsprosesser eller som reduksjonsmiddel i reduksjonsprosesser.

-Det er også viktig i noen handlinger av kommersiell betydning, som: produksjon av saltsyre, hydrogenperoksid, hydroksylaminer, etc. Involvert i syntesen av ammoniakk ved en katalytisk reaksjon med nitrogen.

-I kombinasjon med oksygen produserer det flammer med høyt kaloriinnhold, med temperaturer mellom 3000 og 3.500 K. Disse temperaturene kan brukes til kutt og sveis i metallindustrien, for vekst av syntetiske krystaller, produksjon av kvarts, etc..

-Vannbehandling: Det for høye innholdet av nitrater i vann kan reduseres ved eliminering i bioreaktorer, hvor bakteriene bruker hydrogen som energikilde

-Hydrogen inngår i syntese av plast, polyester og nylon. I tillegg er det en del av produksjonen av glass, noe som øker forbrenningen under baking.

-Reagerer med oksyder og klorid av mange metaller, blant dem: sølv, kobber, bly, vismut og kvikksølv for å produsere rene metaller.

-Og i tillegg brukes den som brensel i kromatografiske analyser med en flamme detektor.

Som en feilsøkingsmetode

Elektrolysen av natriumkloridløsninger brukes til rensing av svømmebassengsvann. Under elektrolysen produseres hydrogen i katoden og klor (Cl₂) ved anoden. Det er tale om elektrolyse i dette tilfellet som en saltklorator.

Klor oppløses i vann som danner hypoklorsyre og natriumhypokloritt. Hypoklorsyre og natriumhypokloritt steriliserer vann.

Som oksygenforsyning

Elektrolysen av vann brukes også til å generere oksygen i den internasjonale romstasjonen, som tjener til å opprettholde en oksygenatmosfære i stasjonen.

Hydrogen kan brukes i en brenselcelle, metode for å lagre energi, og bruke vannet som genereres i cellen til forbruk av astronauter.

Hjem eksperiment

Vannelektrolyseforsøk har blitt utført ved laboratorieskalaer med Hoffman voltmåler eller annen montering som tillater å inneholde alle nødvendige elementer i en elektrokjemisk celle.

Av alle mulige forsamlinger og utstyr kan det enkleste være en stor gjennomsiktig vannbeholder, som vil tjene som en celle. Lagt til dette, bør du også ha for hånd noen metall eller elektrisk ledende overflate for å fungere som elektroder; en for katoden, og den andre for anoden.

For dette formål kan selv blyanter med grafittpunkter skarpt i begge ender være nyttige. Og til slutt, et lite batteri og noen kabler som forbinder det med de improviserte elektrodene.

Hvis ikke gjort i en gjennomsiktig beholder, kunne ikke dannelsen av gassbobler bli verdsatt.

Hjemmevariabler

Selv om elektrolysen av vann er et emne som inneholder mange spennende og håpfulle sider for de som søker alternative energikilder, kan hjemmeeksperimentet være kjedelig for barn og andre tilskuere..

Derfor kan tilstrekkelig spenning påføres for å generere H-formasjon₂ og O₂ veksler visse variabler og noterer endringene.

Den første er variasjonen av pH i vannet, ved bruk av enten eddik for å surgjøre vannet eller Na₂CO₃ å basere det litt. En endring i mengden observerte bobler må forekomme.

I tillegg kan det samme eksperimentet gjentas med kaldt og varmt vann. På denne måten vil effekten av temperatur på reaksjonen da bli vurdert.

Til slutt, for å gjøre datainnsamlingen litt mindre fargeløs, kan du ty til en meget fortynnet løsning av lilla kåljuice. Denne saften er en basisk syreindikator av naturlig opprinnelse.

Når det legges til beholderen med de innførte elektrodene, vil det bli lagt merke til at ved anoden vil vannet bli rosa (sur), mens ved katoden vil fargen bli gul (grunnleggende).

referanser

1. Wikipedia. (2018). Elektrolyse av vann. Hentet fra: en.wikipedia.org
2. Chaplin M. (16. november 2018). Elektrolyse av vann. Vannstruktur og vitenskap. Hentet fra: 1.lsbu.ac.uk
3. Energieffektivitet og fornybar energi. (N.d.). Hydrogenproduksjon: elektrolyse. Hentet fra: energy.gov
4. Phys.org. (14. februar 2018). Høyeffektiv, lavpris katalysator for vannelektrolyse. Hentet fra: phys.org
5. Kjemi LibreTexts. (18. juni 2015). Elektrolyse av vann. Hentet fra: chem.libretexts.org
6. Xiang C., M. Papadantonakisab K., and S. Lewis N. (2016). Prinsipper og implementeringer av elektrolysesystemer for vannoppdeling. The Royal Society of Chemistry.
7. Regents av University of Minnesota. (2018). Elektrolyse av vann 2. University of Minnesota. Hentet fra: chem.umn.edu