elektrolyse

Elektrolyse, bruk av en ytre strømkilde for å få en ikke-spontan kjemisk reaksjon til å gå. Reaksjonen foregår vanligvis i en væske eller smelte, men kan også foregå i et fast stoff. .

Reaksjonsforløp

Under elektrolysen reduseres de positive ionene, kationene, ved den negative elektroden, katoden, hvor de tar opp elektroner. Samtidig oksideres de negative ionene, anionene, ved den positive elektroden, anoden, ved at de avgir elektroner. Det totale antall elektroner som avgis av katoden under prosessen, er like stort som det antall elektroner som anoden opptar. Det er energien som strømmen tilfører elektrolytten som driver redoks-reaksjonen ved elektrodene.

Stoffomsetning

Mengdene av de stoffer som omsettes ved hver av elektrodene, er gitt ved Faradays første og annen lov: 1) Når en elektrisk strøm ledes gjennom en elektrolytt, er den stoffmengden som omsettes ved hver elektrode, proporsjonal med den ladningen som har passert, og 2) Like store ladninger som blir sendt gjennom to forskjellige elektrolytter, vil omsette ekvivalente mengder av de to forbindelsene.

Dette kan illustreres ved elektrolyse av ulike kobbersalter. Atommassen for kobber er 63 gmol^-1. For å få avsatt et mol kobbermetall fra en enverdig kobberløsning (Cu⁺-ioner) på katoden, må en ladning på 96 485 C (coulomb) ledes gjennom elektrolytten, Cu⁺ + e^- = Cu. Fra en toverdig kobberløsning behøves imidlertid den dobbelte ladningen, Cu²⁺ + 2e^- = Cu. Man kaller 96 485 Cmol^-1 faradaykonstanten (F), og den tilsvarer ladningen av ett mol (6,023 ·10²³) elektroner.

Energiutbytte

Den spenning som elektrodene må påtrykkes for at elektrolyse skal finne sted i en gitt elektrolyttløsning, kan beregnes termodynamisk og er opptil et par volt. For å få mer praktiske spenninger ved industrielle anlegg kobles flere elektrolyseceller i serie. Den totale elektriske energi som brukes, er proporsjonal med spenningen (volt) og ladningen (coulomb). I praksis er energiutbyttet mindre enn det teoretiske på grunn av overspenning og bireaksjoner. Se også overspenning.

Prosesstyper i industrien

Elektrolyse av vannløsninger kalles våt-elektrolyse. Eksempler på slike tekniske prosesser er fremstilling av klor og natronlut, kaliumklorat, hydrogen, og utvinning og raffinering av kobber, sink, kadmium og nikkel. Plettering av metaller (sølvplett, fornikling etc.) er også elektrolyseprosesser (se elektroplettering).

Et eksempel

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

2H₂O(l) → H₂(g) + 2OH^-(aq)

Ved anoden oksideres kloridioner til klorgass:

2Cl^-(aq) → Cl₂(g)

Nettoreaksjonen blir:

4H₂O(l) + 2Cl^-(aq) → H₂(g) + 2OH^-(aq) + Cl₂(g)

Fremstilling av hydrogen ved elektrolyse av vann er en reversibel prosess og derfor et alternativ til batterier for lagring av elektrisk energi.

Metaller som ville reagere med vann, f.eks. natrium, magnesium, aluminium og titan, kan fremstilles ved elektrolyse i vannfri saltsmelte, såkalte smelte-elektrolyse.

Elektrolyse i hudpleien, se epilasjon.