Vattenelektrolysprocedur, tekniker, vad är det för, hemförsök

den vattenelektrolys det är sönderdelning av vatten i dess elementära komponenter genom applicering av en elektrisk ström. När man fortsätter bildas väte och molekylärt syre på två inerta ytor, H₂ och O₂. Dessa två ytor är bättre kända genom namnet på elektroder.

Teoretiskt sett är volymen H₂ formad måste vara dubbelt så stor som O₂. Varför? Eftersom vattenmolekylen har ett H / O-förhållande lika med 2, det vill säga två H för varje syre. Detta förhållande kontrolleras direkt med kemiska formeln H₂O. Men många experimentella faktorer påverkar de erhållna volymerna.

Om elektrolysen genomförs inom rören nedsänkt i vatten (toppbild) motsvarar kolonnen med vatten i lägre höjd väte, eftersom det finns en större mängd gas som utövar tryck på vätskans yta. Bubblor omger elektroderna och hamnar upp efter att vattnets ångtryck har löpt ut.

Observera att rören är åtskilda från varandra så att det finns en låg migration av gaser från en elektrod till den andra. Vid låga vågor utgör detta inte en överhängande risk; men vid industriella vågar, gasblandningen av H₂ och O₂ Det är mycket farligt och explosivt.

Av denna anledning är de elektrokemiska cellerna där vattenelektrolys utförs mycket dyra; De behöver en design och element som garanterar att gaserna aldrig blandas, en lönsam strömförsörjning, höga koncentrationer av elektrolyter, speciella elektroder (elektrokatalysatorer) och mekanismer för att lagra H₂ produceras.

Elektrokatalysatorer representerar friktion och samtidigt vingarna för lönsamheten hos vattenelektrolysen. Vissa består av oxider av ädelmetaller, som platina och iridium, vars priser är mycket höga. Det är vid denna tidpunkt speciellt där forskare går samman för att utforma effektiva, stabila och billiga elektroder.

Anledningen till dessa ansträngningar är att påskynda bildandet av O₂, som ges vid lägre hastigheter jämfört med H₂. Detta saktar av elektroden där O bildas₂ det medför generellt en tillämpning av en potentiell mycket större än nödvändig (överpotential); Vad är detsamma, att sänka prestanda och öka kostnaderna.

index

• 1 Reaktion av elektrolys
  • 1.1 Halvcellsreaktioner
• 2 Förfarande
• 3 tekniker
  • 3.1 Elektrolys med alkaliskt vatten
  • 3.2 Elektrolys med polymerelektrolytmembran
  • 3.3 Elektrolys med fasta oxider
• 4 Vad är användningen av vattenelektrolys??
  • 4.1 Produktion av väte och dess användningsområden
  • 4.2 Som en debugging-metod
  • 4.3 Som syreförsörjning
• 5 Hemförsök
  • 5.1 Hemvariabler
• 6 referenser

Elektrolysreaktion

Elektrolysen av vatten innefattar många komplexa aspekter. Men i allmänhet ligger dess grund i en enkel global reaktion:

2H₂O (1) => 2H₂(g) + O₂(G)

Som observeras i ekvationen ingriper två vattenmolekyler: en måste vanligtvis reduceras eller få elektroner, medan den andra måste oxidera eller förlora elektroner.

H₂ Det är en produkt av vattenminskning, eftersom förstärkningen av elektroner främjar protonen H⁺ kan bindas kovalent, och syret transformeras till OH^-. Därför är H₂ sker vid katoden, vilken är elektroden där reduktionen uppträder.

Medan O₂ kommer från oxidationen av vatten, eftersom det förlorar de elektroner som tillåter det att binda till väte och därigenom frigör protoner H⁺. O₂ sker vid anoden, elektroden där oxidation sker och till skillnad från den andra elektroden är pH omkring anoden sur och inte grundläggande.

Halvcellsreaktioner

Ovanstående kan sammanfattas med följande kemiska ekvationer för halvcellsreaktioner:

2H₂O + 2e^- => H₂ + 2OH^- (Katod, grundläggande)

2H₂O => O₂ + 4H⁺ + 4e^- (Anod, syra)

Vatten kan emellertid inte förlora mer elektroner (4e^-) varav den andra vattenmolekylen vinner vid katoden (2e^-); därför måste den första ekvationen multipliceras med 2 och subtraheras sedan med den andra ekvationen för att erhålla nettoeqvationen:

2 (2H₂O + 2e^- => H₂ + 2OH^-)

2H₂O => O₂ + 4H⁺ + 4e^-

6H₂O => 2H₂ + O₂ + 4H⁺ + 4OH^-

Men 4H⁺ och 4OH^- de bildar 4H₂Eller så eliminerar dessa fyra av de sex H-molekylerna₂Eller lämna två och resultatet är att den globala reaktionen bara ställs.

Halvcellsreaktionerna förändras med pH-värdena, teknikerna och har också potentiella reduktions- eller oxidationspotentialer, vilka bestämmer hur mycket ström som behöver levereras så att elektrolysen av vattnet fortsätter spontant.

process

Den övre bilden visar en Hoffman voltmeter. Cylindrarna är fyllda med vatten och de valda elektrolyterna genom mitten av munstycket. Elektrolyternas roll är att öka ledningsförmågan för vatten, eftersom det under normala förhållanden finns mycket få H-joner₃O⁺ och OH^- produkter av din auto-jonisering.

De två elektroderna är vanligtvis platina, även om de i bilden ersattes av kolelektroder. Båda är anslutna till ett batteri, med vilket en potentiell skillnad (AV) som främjar oxidationen av vatten (O-bildning) appliceras.₂).

Elektronerna reser hela kretsen tills du når den andra elektroden, där vattnet vinner och blir H₂ och OH^-. Vid denna tidpunkt är anoden och katoden redan definierade, som kan differentieras av höjden av vattenkolumnerna; Den med mindre höjd motsvarar katoden, där H är formad₂.

I cylinderns övre del finns det några nycklar som tillåter frigöring av de genererade gaserna. Du kan noggrant kolla närvaron av H₂ gör det att reagera med en flamma, vars förbränning ger gasformigt vatten.

tekniker

Vattenelektrolysteknik varierar beroende på mängden H₂ och O₂ som föreslås generera. Båda gaserna är mycket farliga om de blandas ihop, och därför bär de elektrolytiska cellerna komplexa konstruktioner för att minimera ökningen av gasstrycket och deras diffusion genom det vattenhaltiga mediet..

Teknikerna oscillerar också beroende på cellen, elektrolyten läggs till vattnet och själva elektroderna. Å andra sidan innebär vissa att reaktionen utförs vid högre temperaturer, minskar elförbrukningen och andra använder enormt tryck för att upprätthålla H₂ lagras.

Bland alla tekniker kan följande tre nämnas:

Elektrolys med alkaliskt vatten

Elektrolysen utförs med basiska lösningar av alkalimetallerna (KOH eller NaOH). Med denna teknik uppstår reaktionerna:

4H₂O (1) + 4e^- => 2H₂(g) + 4OH^-(Aq)

4OH^-(ac) => O₂(g) + 2H₂O (1) + 4e^-

Såsom kan ses har både vatten vid katoden och vid anoden ett basiskt pH; och dessutom OH^- migrera till anoden där de oxiderar till O₂.

Elektrolys med polymerelektrolytmembran

I denna teknik används en fast polymer som tjänar som ett permeabelt membran för H⁺, men vattentät för gaser. Detta garanterar större säkerhet vid elektrolys.

Halvcellsreaktionerna för detta fall är:

4H⁺(ac) + 4e^- => 2H₂(G)

2H₂O (l) => O₂(g) + 4H⁺(ac) + 4e^-

Hionerna⁺ De migrerar från anoden till katoden, där de reduceras till att bli H₂.

Elektrolys med fasta oxider

Mycket annorlunda än de andra teknikerna, använder den oxider som elektrolyter, som vid höga temperaturer (600-900ºC) fungerar som ett anjontransportmedel.^2-.

Reaktionerna är:

2H₂O (g) + 4e^- => 2H₂(g) + 2O^2-

2O^2- => O₂(g) + 4e^-

Observera att denna tid är oxidanjoner, OR^2-, de som reser till anoden.

Vad är användningen av vattenelektrolys?

Vattenelektrolys ger H₂ (g) och O₂ (G). Cirka 5% av vätegasen som produceras i världen produceras genom elektrolys av vatten.

H₂ det är en biprodukt av elektrolysen av vattenhaltiga NaCl-lösningar. Närvaron av salt underlättar elektrolys genom att öka vattenledarens elektriska ledningsförmåga.

Den globala reaktionen som äger rum är:

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

För att förstå den enorma betydelsen av denna reaktion kommer några av användningarna av gasformiga produkter att nämnas; för i slutet av dagen är det dem som driver utvecklingen av nya metoder för att uppnå vattenelektrolys på ett mer effektivt och grönt sätt.

Av dem alla är det mest önskvärda att fungera som celler som energiskt ersätter användningen av att bränna fossila bränslen.

Produktion av väte och dess användningsområden

-Vätgas producerad i elektrolys kan användas i kemisk industri som verkar i beroendeframkallande reaktioner, vid hydrogeneringsprocesser eller som reduktionsmedel vid reduktionsprocesser.

-Det är också viktigt vid vissa åtgärder av kommersiell betydelse, såsom produktion av saltsyra, väteperoxid, hydroxylaminer etc. Involverad i syntesen av ammoniak genom en katalytisk reaktion med kväve.

-I kombination med syre producerar det flammor med högt kaloriinnehåll, med temperaturer mellan 3 000 och 3 500 K. Dessa temperaturer kan användas för skärningar och svetsar i metallindustrin, för tillväxt av syntetiska kristaller, produktion av kvarts etc..

-Vattenbehandling: det för höga innehållet av nitrater i vatten kan minskas genom eliminering i bioreaktorer, där bakterierna använder väte som en energikälla

-Vätgas ingriper i syntesen av plast, polyester och nylon. Dessutom är det en del av produktionen av glas, vilket ökar förbränningen under bakning.

-Reagerar med oxider och klorid av många metaller, bland dem: silver, koppar, bly, vismut och kvicksilver för att producera rena metaller.

-Och dessutom används den som bränsle i kromatografiska analyser med en flamdetektor.

Som en debugging-metod

Elektrolysen av natriumkloridlösningar används för rening av poolvatten. Under elektrolysen produceras väte i katoden och klor (Cl₂) vid anoden. Det finns tal av elektrolys i detta fall som en saltklorator.

Klor löses i vatten som bildar hypoklorsyra och natriumhypoklorit. Hypoklorsyra och natriumhypoklorit steriliserar vatten.

Som en syreförsörjning

Elektrolysen av vatten används också för att generera syre i den internationella rymdstationen, som tjänar till att upprätthålla en syreatmosfär i stationen.

Vätgas kan användas i en bränslecell, metod för att lagra energi och använda det vatten som genereras i cellen för konsumtion av astronauterna.

Hem experiment

Vattenelektrolysförsök har utförts vid laboratorievågar med Hoffman voltmetrar eller annan montering som tillåter att innehålla alla nödvändiga element i en elektrokemisk cell.

Av alla möjliga sammansättningar och utrustning kan den enklaste vara en stor genomskinlig vattenbehållare, som kommer att fungera som en cell. Till detta bör du också ha till hands någon metall eller elektriskt ledande yta för att fungera som elektroder. en för katoden och den andra för anoden.

För detta ändamål kan även pennor med grafitpunkter som skärps i båda ändarna vara användbara. Och till sist, ett litet batteri och några kablar som ansluter det till de improviserade elektroderna.

Om inte gjort i en genomskinlig behållare kunde bildandet av gasbubblor inte uppskattas.

Hemvariabler

Även om elektrolys av vatten är ett ämne som innehåller många spännande och hoppfulla aspekter för dem som söker alternativa energikällor, kan hemförsöket vara tråkigt för barn och andra åskådare..

Därför kan tillräcklig spänning appliceras för att generera H-bildning₂ och O₂ växlar vissa variabler och noterar ändringarna.

Den första är variationen i vattnets pH, med antingen ättika för att surgöra vattnet, eller Na₂CO₃ att basera det något. En förändring av mängden observerade bubblor måste ske.

Dessutom kan samma experiment upprepas med kallt och varmt vatten. På detta sätt skulle effekten av temperaturen på reaktionen övervägas.

Slutligen, för att göra datainsamlingen lite mindre färglös, kan du tillgripa en mycket utspädd lösning av lila kåljuice. Denna saft är en bassyraindikator av naturligt ursprung.

När man lägger den i behållaren med de införda elektroderna kommer det att märkas att vid anoden blir vattnet rosa (surt), medan vid katoden blir färgen gul (grundläggande).

referenser

1. Wikipedia. (2018). Elektrolys av vatten. Hämtad från: en.wikipedia.org
2. Chaplin M. (16 november 2018). Elektrolys av vatten. Vattenstruktur och vetenskap. Hämtad från: 1.lsbu.ac.uk
3. Energieffektivitet och förnybar energi. (N.D.). Väteproduktion: elektrolys. Hämtad från: energy.gov
4. Phys.org. (14 februari 2018). Hög effektivitet, låg kostnad katalysator för vattenelektrolys. Hämtad från: phys.org
5. Kemi LibreTexts. (18 juni 2015). Elektrolys av vatten. Hämtad från: chem.libretexts.org
6. Xiang C., M. Papadantonakisab K. och S. Lewis N. (2016). Principer och implementeringar av elektrolysystem för vattenuppdelning. The Royal Society of Chemistry.
7. Regents av University of Minnesota. (2018). Elektrolys av vatten 2. University of Minnesota. Hämtad från: chem.umn.edu