Hvad er en elektrolysecelle?

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


En elektrolytisk celle er en elektrokemisk enhed, hvori elektrisk energi forbruges til at drive en ikke-spontan oxidationsreduktion eller redoxreaktion. Det er det modsatte af en galvanisk eller voltaisk celle , som genererer elektrisk energi fra en spontan redoxreaktion.

Mange af de ikke-spontane reaktioner, der finder sted i elektrolytiske celler, involverer nedbrydning af en kemisk forbindelse til dens bestanddele eller til enklere kemiske stoffer. Denne klasse af elektrisk drevne lyse- eller nedbrydningsprocesser kaldes elektrolyse, hvilket er hvor elektrolytiske celler får deres navn.

Elektrolytiske celler tillader elektrisk energi at blive omdannet til kemisk potentiel energi. De danner også grundlaget for mange metallurgiske processer, uden hvilke samfundet, som vi kender det i dag, ikke ville eksistere.

Elektrolytiske celler versus elektrokemiske celler

Et koncept relateret til elektrolytiske celler er elektrokemiske celler. Der er en lille opdeling omkring begrebet sidstnævnte. Nogle forfattere mener, at alle celler, hvor en oxidations-reduktionsreaktion er forbundet med en elektrisk strøm mellem to elektroder, repræsenterer en elektrokemisk celle, uanset om reaktionen er spontan eller ej. Set fra dette synspunkt har elektrolytiske celler været en særlig type elektrokemiske celler.

På den anden side definerer en anden gruppe forfattere elektrokemiske celler som dem, hvor en spontan oxidationsreduktionsreaktion genererer en elektrisk strøm. I dette tilfælde ville elektrolytiske celler være det stik modsatte af elektrokemiske celler.

Uanset dette dilemma er det klart, at det, der kendetegner en elektrolytisk celle, er, at den involverer en redoxreaktion, der ikke er spontan, og derfor kræver et input af energi fra en ekstern kilde for at opstå.

Celler, halve celler og halve reaktioner

Som navnet antyder, involverer hver oxidations-reduktionsreaktion to separate, men indbyrdes forbundne processer, oxidation og reduktion. Oxidation er tabet af elektroner, mens reduktion er gevinsten af ​​dem. Da der i en nettokemisk reaktion ikke kan være forældreløse elektroner uden et atom at leve af, kan oxidation og reduktion ikke ske uden hinanden. Det er dog ikke obligatorisk, at begge processer foregår på samme sted.

Denne sidste kendsgerning repræsenterer raison d’être for elektrokemiske celler og også (eller i forlængelse heraf) for elektrolyseceller. En elektrolytisk celle er intet andet end en eksperimentel enhed, hvor oxidations- og reduktionsprocesserne i en redoxreaktion er fysisk adskilt, men som tillader strømmen af ​​elektroner fra hvor oxidation sker til hvor reduktion sker gennem en elektrisk leder. De separate rum, hvor disse halvreaktioner finder sted, kaldes halvceller , og den specifikke placering eller overflade, hvor hver halvreaktion finder sted, kaldes en elektrode .

Enhver elektrokemisk eller elektrolytisk celle er defineret af elektrodernes karakteristika, af den særlige halvreaktion, der forekommer i hver af dem, og af sammensætningen og koncentrationen af ​​opløsningerne til stede i hver halvcelle. Ydermere er spontaniteten af ​​oxidations-reduktionsreaktionen bestemt af det såkaldte cellepotentiale (repræsenteret som E- celle ).

Et positivt cellepotentiale indebærer en spontan reaktion, mens hvis det er negativt, vil reaktionen ikke være spontan. Derfor kan vi igen definere en elektrolysecelle som en, der har et negativt cellepotentiale, som kræver elektrisk energi for at fungere.

Drift af elektrolyseceller

Den følgende figur viser komponenterne i en typisk generisk elektrolysecelle.

drift af elektrolysecellen

Som det kan ses, består cellen af ​​to elektroder ( anoden og katoden ), der er nedsænket i en elektrolytopløsning (som sikrer, at den leder elektricitet, lukker det elektriske kredsløb), og som også er forbundet ved hjælp af elektriske ledere passerer gennem en jævnstrømskilde (den grå boks, der er forbundet til den elektriske væg).

De halvreaktioner, der forekommer i denne generiske elektrolytiske celle, er vist på højre side af billedet. Som det kan ses, er cellepotentialet (det for den samlede reaktion) negativt, så elektroner (som også er negative) har ikke en tendens til at strømme fra anoden til katoden.

Men når strømkilden er tændt, genererer den en potentialforskel, der modvirker og overstiger cellepotentialet, hvilket får elektronerne til at bevæge sig gennem lederen, hvilket får oxidations-reduktionsreaktionen til at forekomme.

Per definition, i en elektrolysecelle, er anoden den elektrode, hvor oxidation forekommer og er normalt repræsenteret til venstre. I stedet er katoden der, hvor reduktionen sker og er afbildet til højre, så elektroner strømmer altid fra anoden til katoden.

En nem måde at huske dette på (på spansk) er, at “vokaler går med vokaler og konsonanter går med konsonanter”:

Ánode , Oxidation og venstre starter med en vokal, så de går alle sammen; hvorimod Cathode , Reduction og Right alle starter med en konsonant, så de går også sammen.

Anvendelse af elektrolytiske celler

Man kan sige, at elektrolytiske celler er afgørende for vores moderne livsstil. Det skyldes for det første de mange væsentlige industrier, der er helt afhængige af elektrolytiske processer, og for det andet, at de danner grundlaget for vores evne til at lagre elektrisk energi i form af kemisk potentiel energi. Nogle af de vigtigste anvendelser af elektrolytiske celler er:

Produktion og rensning af metaller

Nogle af de vigtigste metaller for mennesker, såsom aluminium og kobber, fremstilles industrielt ved hjælp af elektrolyseceller. De repræsenterer også en af ​​de få måder at opnå aktive metaller såsom alkalimetaller (lithium, natrium og kalium) og nogle meget vigtige jordalkalimetaller såsom magnesium.

Halogen produktion

Halogener som fluor og klor har stor betydning i den kemiske industri. De er essentielle reagenser til produktionen af ​​mange råoliederivater som PVC og Teflon, ligesom de bruges i utallige syntetiske processer til lægemidler, der redder liv hver dag. Hovedkilden til disse halogener er elektrolyse af salte, der indeholder deres ioner.

Energilagring

Som nævnt ovenfor er elektrolytiske celler i stand til at lagre elektrisk energi i form af kemisk energi. Det mest håndgribelige eksempel på dette er opladningsprocessen for alle genopladelige batterier. Uden elektrolytiske celler ville lithiumbatterierne, der driver langt de fleste mobile enheder, vi bruger hver dag, ikke være genopladelige. Elektrolysen af ​​vand er grundlaget for produktionen af ​​gasformig brint , som kan bruges som rent brændstof i en raket som Blue Origin’s Blue Shephard , Jeff Bezos’ rumfartsvirksomhed, eller som en kilde til elektrisk energi i brændselscellerne i nogle modeller af elbiler.

Eksempler på elektrolyseceller

elektrolyse af vand

Elektrolysen af ​​vand udføres ved at lede en strøm gennem en 0,1 M svovlsyreopløsning. De involverede halvreaktioner og den samlede reaktion er:

Eksempel på elektrolyse: elektrolysecelle af vand

Elektrolyse af smeltet natriumchlorid

I smeltet natriumchlorid fungerer ionerne som ladningsbærere, der leder elektricitet. Sådan produceres natrium på industrielt niveau.

Elektrolyseeksempel: Natriumchloridelektrolysecelle

Referencer

-Reklame-

mm
Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

Artículos relacionados

Flammefarvetesten