Electrólisis

Ilustración de un aparato de electrólisis utilizado en un laboratorio de la escuela.

En la química y de fabricación , la electrólisis es un método de usar una directo corriente eléctrica (DC) para conducir una reacción química de otra forma no espontánea. La electrólisis es comercialmente muy importante como una etapa en la separación de elementos a partir de fuentes naturales tales como minerales utilizando un celda electrolítica.

Historia

La palabra electrólisis procede del griego ἤλεκτρον [Ɛ̌ːlektron] "ámbar" y λύσις [Lisis] "disolución".

• 1785 - Generador electrostático de Martinus van Marum se utilizó para reducir el estaño , zinc , y antimonio partir de sus sales utilizando la electrólisis.
• 1800 - William Nicholson y Johann Ritter descompone el agua en hidrógeno y oxígeno .
• 1807 - El potasio , sodio , bario , calcio y magnesio fueron descubiertas por Sir Humphry Davy mediante electrólisis.
• 1875 - Paul Émile Lecoq de Boisbaudran descubrió el galio mediante electrólisis.
• 1886 - El flúor fue descubierto por Henri Moissan mediante electrólisis.
• 1886 - Proceso Hall-Héroult desarrollado para la fabricación de aluminio
• 1890 - Proceso de Castner-Kellner desarrollado para la fabricación de hidróxido de sodio

Visión de conjunto

La electrólisis es el paso de una directo corriente eléctrica a través de un iónica sustancia que es ya sea fundido o disuelto en un disolvente adecuado, lo que resulta en las reacciones químicas en los electrodos y la separación de materiales.

Los principales componentes necesarios para lograr la electrólisis son:

• Una Electrolito: una sustancia que contiene gratuitas iones que son los portadores de corriente eléctrica en el electrolito. Si los iones no son móviles, como en una sal sólida entonces no se puede producir electrólisis.
• La corriente continua (CC) Suministro directo: proporciona la energía necesaria para crear o descargar los iones en el electrolito. La corriente eléctrica es transportada por los electrones en el circuito externo.
• Dos electrodos: una conductor eléctrico que proporciona la interfaz física entre el circuito eléctrico que proporciona la energía y la electrólito

Electrodos de metales , grafito y de semiconductores de material son ampliamente utilizados. Elección de electrodo adecuado depende de la reactividad química entre el electrodo y el electrolito y el coste de fabricación.

Proceso de electrólisis

El proceso clave de la electrólisis es el intercambio de los átomos y iones mediante la retirada o la adición de electrones desde el circuito externo. Los productos requeridos de electrólisis están en un estado físico diferente del electrolito y se pueden quitar por algunos procesos físicos. Por ejemplo, en la electrólisis de salmuera para producir hidrógeno y cloro, los productos son gaseosos. Estos productos gaseosos de la burbuja del electrolito y se recogen.

2 NaCl + 2 H ₂ O → 2 NaOH + H + ₂ Cl ₂

Un líquido que contiene iones móviles (electrolitos) es producido por:

• Solvatación o reacción de una compuesto iónico con un disolvente (tal como agua) para producir iones móviles
• Un compuesto iónico se funde (fundida) por calentamiento

Un potencial eléctrico se aplica a través de un par de electrodos sumergidos en el electrolito.

Cada electrodo atrae a los iones que son de lo contrario cargo . Iones cargados positivamente ( cationes ) se mueven hacia el cátodo (negativo) de electrones que proporciona, mientras que los iones cargados negativamente ( aniones ) se mueven hacia el ánodo positivo.

En los electrodos, los electrones son absorbidos o liberados por los átomos y iones. Esos átomos que ganan o pierden electrones para convertirse en iones cargados pasan en el electrolito. Esos iones que ganar o perder electrones para convertirse en átomos no cargados se separan del electrolito. La formación de átomos no cargados de iones se denomina descarga.

La energía necesaria para hacer que los iones migren a los electrodos, y la energía para hacer que el cambio en el estado iónico, es proporcionada por la fuente externa de potencial eléctrico.

La oxidación y la reducción en los electrodos

La oxidación de los iones o moléculas neutras se produce en el ánodo, y el reducción de los iones o moléculas neutras se produce en el cátodo. Por ejemplo, es posible oxidar los iones ferrosos a iones férricos en el ánodo:

Fe 2+
aq → Fe 3+
e aq + ^-

También es posible reducir iones ferricianuro a iones de ferrocianuro en el cátodo:

Fe (CN) 3-
6 + e ^- → Fe (CN) 4-
6

Las moléculas neutrales también pueden reaccionar a ninguno de los electrodos. Por ejemplo: p-benzoquinona se puede reducir a la hidroquinona en el cátodo:

+ 2 e ^- + 2 H ⁺ →

En el último ejemplo, los iones H ⁺ (iones de hidrógeno) también participan en la reacción, y son proporcionados por un ácido en la solución, o el propio disolvente (agua, metanol, etc.). Reacciones de electrólisis que implican iones H ⁺ son bastante comunes en soluciones ácidas. En las soluciones de agua alcalina, las reacciones que implican OH ^- (iones hidróxido) son comunes.

Las sustancias oxidadas o reducidas también puede ser el disolvente (normalmente agua) o los electrodos. Es posible tener los gases de electrólisis que implica.

Cambios de energía durante la electrólisis

La cantidad de energía eléctrica que debe ser añadido es igual al cambio en la energía libre de Gibbs de la reacción más las pérdidas en el sistema. Las pérdidas pueden (en teoría) ser arbitrariamente cercano a cero, por lo que el máximo termodinámico eficiencia es igual a la entalpía de cambio dividido por el cambio de energía libre de la reacción. En la mayoría de los casos, la entrada eléctrica es mayor que el cambio de entalpía de la reacción, por lo que parte de la energía se libera en forma de calor. En algunos casos, por ejemplo, en la electrólisis de vapor de agua en hidrógeno y oxígeno a alta temperatura, es todo lo contrario. El calor se absorbe de los alrededores, y el valor de calentamiento del hidrógeno producido es más alta que la de entrada eléctrica.

Técnicas relacionadas

Las siguientes técnicas están relacionados con la electrólisis:

• Las células electroquímicas, incluyendo el hidrógeno pila de combustible, utilizar las diferencias en Potencial de electrodo estándar con el fin de generar un potencial eléctrico de potencia útil que se puede extraer. Aunque relacionadas a través de la interacción de iones y electrodos, la electrólisis y el funcionamiento de las células electroquímicas son muy diferentes. Una célula química no debe ser pensado como la realización de "electrolisis a la inversa".

Ley de Faraday de la electrólisis

Primera ley de la electrólisis

En 1832, Michael Faraday informó que la cantidad de elementos separados por pasar una corriente eléctrica a través de un fundido o disuelto sal es proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través del circuito. Esto se convirtió en la base de la primera ley de la electrólisis:

Segunda ley de la electrólisis

Faraday descubrió que cuando se pasa la misma cantidad de electricidad a través de diferentes electrolitos conectados en serie, la masa de sustancia liberada / depositada en los electrodos es directamente proporcional a sus pesos equivalentes.

Los usos industriales

Proceso-Heroult Salón para producir aluminio

• Producción de aluminio , de litio , de sodio , de potasio , de magnesio , de calcio
• Culombiométricas técnicas se pueden utilizar para determinar la cantidad de materia transformada durante la electrólisis mediante la medición de la cantidad de electricidad requerida para realizar la electrólisis
• La producción de cloro y de hidróxido de sodio
• Produccion de clorato de sodio y cloruro de potasio
• Producción de compuestos orgánicos perfluorados tales como ácido trifluoroacético
• Produccion de cobre electrolítico como cátodo, de refinado de cobre de menor pureza como una ánodo.

La electrólisis tiene muchos otros usos:

• Electrometalurgia es el proceso de reducción de metales a partir de compuestos metálicos para obtener la forma pura de metal por medio de electrólisis. Por ejemplo, hidróxido de sodio en su forma fundida se separa por electrólisis en sodio y oxígeno, ambos de los cuales tienen usos químicos importantes. (El agua se produce al mismo tiempo).
• La anodización es un proceso electrolítico que hace que la superficie de metales resistentes a la corrosión . Por ejemplo, los barcos se salvan de ser corroído por el oxígeno en el agua por este proceso. El proceso también se utiliza para decorar superficies.
• La batería funciona mediante el proceso inverso a la electrólisis.
• Producción de oxígeno para naves espaciales y submarinos nucleares.
• Galvanoplastia se utiliza en capas de metales para fortalecerlos. Galvanoplastia se utiliza en muchas industrias para fines funcionales o decorativos, como en carrocerías de vehículos y monedas de níquel.
• Producción de hidrógeno para combustible, utilizando una fuente barata de energía eléctrica.
• Grabado electrolítico de superficies metálicas como herramientas o cuchillos con una marca permanente o logotipo.

La electrólisis se utiliza también en la limpieza y conservación de artefactos antiguos. Debido a que el proceso separa las partículas no metálicas de las metálicas, es muy útil para limpiar monedas antiguas y objetos aún más grandes.

Competir medias reacciones en disolución electrólisis

Uso de una célula que contiene electrodos de platino inertes, la electrólisis de soluciones acuosas de algunas sales conduce a la reducción de los cationes (por ejemplo, la deposición de metal con, por ejemplo, sales de zinc) y la oxidación de los aniones (por ejemplo, la evolución de bromo con bromuros). Sin embargo, con sales de algunos metales (por ejemplo, sodio) de hidrógeno se desarrolló en el cátodo, y por sales que contienen algunos aniones (por ejemplo, sulfato SO ₄ ^2-) se desprende oxígeno en el ánodo. En ambos casos esto es debido al agua que está siendo reducida para formar hidrógeno o oxidado para formar oxígeno. En principio, el voltaje requerido para electrolizar una solución de sal puede ser derivada de la potencial de electrodo estándar para las reacciones en el ánodo y el cátodo. La potencial de electrodo estándar es directamente relacionado con la energía libre de Gibbs ,? G, para las reacciones en cada electrodo y se refiere a un electrodo sin que circule corriente. Un extracto de la tabla de potenciales de electrodo estándar se muestra a continuación.

Semirreacción	° E (V)	Ref.
Na + + e - Na (s)	-2.71
Zn 2 + 2 + e - Zn (s)	-0.7618
2H + + 2 e - H 2 (g)	≡ 0
Br 2 (ac) + 2 e - 2br -	1.0873
O 2 (g) + 4H + + 4 e - 2H 2 O	1.23
Cl 2 (g) + 2 e - 2Cl -	1.36
S 2 O 2- 8 + 2 e - 2 SO 2- 4	2.07

En términos de la electrólisis, esta tabla debe interpretarse de la siguiente manera

• especies oxidadas (a menudo un catión) más cerca de la parte superior de la tabla son más difíciles de reducir que las especies oxidadas más abajo. Por ejemplo, es más difícil reducir iones de sodio al metal de sodio de lo que es para reducir iones de zinc a zinc metal.
• especies reducidas (a menudo un anión) cerca de la parte inferior de la tabla son más difíciles de oxidar especies reducidas de más arriba. Por ejemplo, es más difícil de oxidar aniones de sulfato de lo que es para oxidar aniones bromuro.

Usando el La ecuación de Nernst potencial de electrodo se puede calcular para una concentración específica de iones, la temperatura y el número de electrones que participan. Para el agua pura ( pH 7):

• el potencial de electrodo para la producción de hidrógeno es la reducción de -0,41 V
• el potencial del electrodo para el oxígeno produciendo la oxidación es 0,82 V.

Las cifras comparables calculadas de manera similar, por 1M bromuro de zinc, ZnBr _2, son -0,76 V para la reducción a Zn metal y 1,10 V para la producción de bromo oxidación. La conclusión de estos datos es que el hidrógeno debe ser producido en el cátodo y oxígeno en el ánodo de la electrólisis del agua que está en desacuerdo con la observación experimental de que el zinc metálico se deposita y se produce bromo. La explicación es que estos potenciales calculados sólo indican la reacción termodinámicamente preferido. En la práctica tienen que ser tomado muchos otros factores en cuenta, tales como la cinética de algunas de las etapas de reacción implicadas. Estos factores juntos hacen que un potencial más alto se requiere para la reducción y oxidación del agua de lo previsto, y éstos se denominan sobrepotenciales. Experimentalmente se sabe que sobrepotenciales dependen del diseño de la célula y la naturaleza de los electrodos.

Para la electrólisis de una solución de cloruro de sodio neutro (pH 7), la reducción de los iones de sodio es termodinámicamente muy difícil y el agua se reduce la evolución de hidrógeno dejando iones de hidróxido en solución. En el ánodo se observa la oxidación de cloro en lugar de la oxidación de agua, ya que el sobrepotencial para la oxidación de cloruro a cloro es menor que el sobrepotencial para la oxidación de agua a oxígeno . Los iones de hidróxido y disuelto cloro gas reaccionan adicionalmente para formar ácido hipocloroso. Las soluciones acuosas resultantes de este proceso se llama agua electrolizada y se utiliza como un agente desinfectante y de limpieza.

Electrólisis del agua

Un uso importante de la electrólisis del agua es para producir hidrógeno .

2 _H2O (l) → 2 H ₂ (g) + _O2 (g); E ₀ = -1.229 V

El hidrógeno puede ser utilizado como un combustible para la alimentación de motores de combustión interna por motores de combustión o eléctricos a través de células de combustible de hidrógeno (véase Vehículo de hidrógeno). Esto ha sido sugerido como un enfoque para cambiar economías del mundo desde el estado actual de la dependencia casi total sobre los hidrocarburos para la energía (Ver economía del hidrógeno.)

La la eficiencia energética de la electrólisis del agua es muy variable. La eficiencia de un electrolizador es una medida de la entalpía contenida en el hidrógeno (a menos de combustión ir con oxígeno, o alguna otra reacción posterior), en comparación con la energía eléctrica de entrada. / Valores de entalpía de calor para el hidrógeno son bien publicados en textos de ciencia e ingeniería, como 144 MJ / kg. Tenga en cuenta que las pilas de combustible (no electrolizadores) no pueden utilizar esta cantidad de calor / entalpía, que ha dado lugar a cierta confusión en el cálculo de los valores de eficiencia para ambos tipos de tecnología. En la reacción, algo de energía se pierde en forma de calor, un subproducto inútil. Algunos informes citan eficiencias de entre 50% y 70% para los electrolizadores alcalinos; sin embargo, mucho más altas eficiencias de práctica están disponibles con el uso de PEM y la tecnología catalítica, la eficiencia tales como 95%. En los EE.UU. todavía hay una tendencia errónea ocasional a utilizar el "Valor inferior de calefacción 'de eficiencias. Este valor (obsolescencia) no representa la cantidad total de energía en el hidrógeno, por lo tanto, la eficiencia parece ser menor que cuando se utilizan los valores más definidos con precisión. El máximo teórico considera la cantidad total de energía necesaria para la formación del hidrógeno y el oxígeno del agua. Tenga en cuenta que (en contextos más amplios de la eficiencia energética), estos valores se refieren sólo a la eficiencia de la conversión de energía eléctrica en energía química del hidrógeno; la energía que se pierde en la generación de la electricidad no está incluido.

NREL estima que 1 kg de hidrógeno (aproximadamente equivalente a 3 kg o 4 L, del petróleo en términos de energía) podrían ser producidos por el viento impulsado por electrólisis entre 5,55 dólares en el corto plazo y $ 2.27 para el largo plazo.

Cerca del 4% del gas de hidrógeno producido en todo el mundo es creado por electrólisis, y normalmente se utiliza el sitio. El hidrógeno se utiliza para la creación de amoniaco para el fertilizante a través de la Proceso de Haber, y la conversión de fuentes de petróleo pesados a fracciones más ligeras a través hidrocraqueo.

Electrocristalización

Una aplicación especializada de la electrólisis implica el crecimiento de cristales de conductores sobre uno de los electrodos de especies oxidadas o reducidas que se generan in situ. La técnica se ha utilizado para obtener cristales individuales de conductores eléctricos de baja dimensión, tales como sales de transferencia de carga.

Los experimentadores

Pioneros científicos de la electrólisis incluyen:

Pioneros de baterías:

• Alessandro Volta
• Gaston Planté

Más recientemente, la electrólisis de agua pesada se realizó por Fleischmann y Pons en su famoso experimento, lo que resulta en la generación de calor anómalo y el reclamo desacreditado de fusión fría.