elektrolyse

Mengdene av de stoffene som omsettes ved hver av elektrodene ble opprinnelig gitt ved Faradays lover fra 1833:

1. Når en elektrisk strøm går gjennom en elektrolytt, er den utskilte stoffmengden proporsjonal med ladningen som har gått gjennom elektrolytten, det vil si med produktet av strømmen og den tiden strømmen har gått.
2. Samme ladning vil utskille ekvivalente stoffmengder (masse dividert med kjemisk ekvivalentvekt) av forskjellige stoffer.

I dag, når vi vet at salter er bygget av ioner, kan mengdene beregnes ved hjelp av kjemisk støkiometri.

Den spenningen som må legges over elektrodene for at elektrolyse skal skje i en gitt elektrolyttløsning, kan beregnes fra spenningsrekken og er opptil et par volt.

For å få mer praktiske spenninger ved industrianlegg, kobles flere elektrolyseceller i serie. Den totale elektriske energien som brukes, er proporsjonal med både spenningen og ladningen. I praksis er energiutbyttet mindre enn det teoretiske på grunn av overspenning og sidereaksjoner.

Elektrolyse av vannløsninger kalles våtelektrolyse. Eksempler på noen tekniske prosesser er fremstilling av klorgass, natronlut, kaliumklorat, hydrogengass og oksygengass, og utvinning og raffinering av kobber, sink, kadmium og nikkel. Plettering av metaller (sølvplett, fornikling og lignende) er også elektrolyseprosesser

Metaller som ville reagere med vann, for eksempel natrium, magnesium, aluminium og titan, kan ikke fremstilles ved våtelektrolyse, fordi det da ville utvikles hydrogengass i stedet for at det avsettes metall på elektroden. Da gjøres i stedet elektrolysen i en vannfri saltsmelte. Metoden kalles smelteelektrolyse.

Ved elektrolyse av en vannløsning av natriumklorid reduseres vann til hydrogengass ved katoden, og løsningen blir basisk:

2H₂O(l) +2e⁻ → H₂(g) + 2OH⁻(aq)

Ved anoden oksideres kloridioner til klorgass:

2Cl^-(aq) → Cl₂(g) +2e⁻

Nettoreaksjonen får vi ved å legge sammen ligningene og stryke elektronene på hver side:

2H₂O(l) + 2Cl⁻(aq) → H₂(g) + 2OH^-(aq) + Cl₂(g)

Elektrolyse av vann tilsatt en elektrolytt (et salt) med ioner som ikke deltar i redoksreaksjonene på elektrodene, gir hydrogengass og oksygengass. Den motsatte reaksjonen, som er spontan, kan benyttes i en brenselcelle.

• elektrisk strøm
• elektrolytter
• elektron
• kjemisk reaksjon