Hva er en elektrolysecelle?

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


En elektrolysecelle er en elektrokjemisk enhet der elektrisk energi forbrukes for å drive en ikke-spontan oksidasjonsreduksjon eller redoksreaksjon. Det er det motsatte av en galvanisk eller voltaisk celle , som genererer elektrisk energi fra en spontan redoksreaksjon.

Mange av de ikke-spontane reaksjonene som finner sted i elektrolyseceller involverer nedbrytning av en kjemisk forbindelse til dens bestanddeler eller til enklere kjemiske substanser. Denne klassen av elektrisk drevne lyserings- eller nedbrytningsprosesser kalles elektrolyse, som er der elektrolyseceller får navnet sitt.

Elektrolytiske celler lar elektrisk energi omdannes til kjemisk potensiell energi. De danner også grunnlaget for mange metallurgiske prosesser uten hvilke samfunnet slik vi kjenner det i dag ikke ville eksistert.

Elektrolytiske celler versus elektrokjemiske celler

Et konsept relatert til elektrolyseceller er elektrokjemiske celler. Det er en liten splittelse rundt konseptet til sistnevnte. Noen forfattere mener at alle celler der en oksidasjons-reduksjonsreaksjon er forbundet med en elektrisk strøm mellom to elektroder representerer en elektrokjemisk celle, uavhengig av om reaksjonen er spontan eller ikke. Sett fra dette synspunktet har elektrolyseceller vært en spesiell type elektrokjemiske celler.

På den annen side definerer en annen gruppe forfattere elektrokjemiske celler som de der en spontan oksidasjonsreduksjonsreaksjon genererer en elektrisk strøm. I dette tilfellet vil elektrolyseceller være det stikk motsatte av elektrokjemiske celler.

Uavhengig av dette dilemmaet er det klart at det som kjennetegner en elektrolysecelle er at den involverer en redoksreaksjon som ikke er spontan, og derfor krever tilførsel av energi fra en ekstern kilde for å kunne oppstå.

Celler, halve celler og halve reaksjoner

Som navnet tilsier, involverer hver oksidasjons-reduksjonsreaksjon to separate, men innbyrdes beslektede prosesser, oksidasjon og reduksjon. Oksidasjon er tap av elektroner mens reduksjon er gevinsten av dem. Siden det i en netto kjemisk reaksjon ikke kan være noen foreldreløse elektroner uten et atom å leve av, kan ikke oksidasjon og reduksjon skje uten hverandre. Det er imidlertid ikke obligatorisk at begge prosessene skjer på samme sted.

Dette siste faktum representerer eksistensberettigelsen til elektrokjemiske celler og også (eller i forlengelse) av elektrolyseceller. En elektrolysecelle er ikke noe mer enn en eksperimentell enhet der oksidasjons- og reduksjonsprosessene til en redoksreaksjon er fysisk atskilt, men som tillater strømmen av elektroner fra der oksidasjon skjer til der reduksjon skjer gjennom en elektrisk leder. De separate avdelingene der disse halvreaksjonene finner sted kalles halvceller , og den spesifikke plasseringen eller overflaten der hver halvreaksjon oppstår kalles en elektrode .

Hver elektrokjemisk eller elektrolytisk celle er definert av egenskapene til elektrodene, av den spesielle halvreaksjonen som oppstår i hver av dem og av sammensetningen og konsentrasjonen av løsningene som er tilstede i hver halvcelle. Videre bestemmes spontaniteten til oksidasjons-reduksjonsreaksjonen av det såkalte cellepotensialet (representert som E- celle ).

Et positivt cellepotensial innebærer en spontan reaksjon, mens hvis det er negativt, vil reaksjonen ikke være spontan. Derfor kan vi igjen definere en elektrolysecelle som en som har et negativt cellepotensial, som krever elektrisk energi for å fungere.

Drift av elektrolyseceller

Følgende figur viser komponentene i en typisk generisk elektrolysecelle.

drift av elektrolysecellen

Som man kan se består cellen av to elektroder ( anoden og katoden ) som er nedsenket i en elektrolyttløsning (som sørger for at den leder elektrisitet, lukker den elektriske kretsen) og som også er koblet sammen ved hjelp av elektriske ledere som går gjennom en likestrømkilde (den grå boksen som er koblet til den elektriske veggen).

Halvreaksjonene som oppstår i denne generiske elektrolysecellen er vist på høyre side av bildet. Som man kan se, er cellepotensialet (det for den totale reaksjonen) negativt, så elektroner (som også er negative) har ikke en tendens til å strømme fra anoden til katoden.

Men når strømkilden er slått på, genererer den en potensialforskjell som motvirker og overskrider cellepotensialet, noe som får elektronene til å bevege seg gjennom lederen, noe som forårsaker oksidasjons-reduksjonsreaksjonen.

Per definisjon, i en elektrolysecelle, er anoden elektroden der oksidasjon skjer og er vanligvis representert til venstre. I stedet er katoden der reduksjonen skjer og er avbildet til høyre, slik at elektroner alltid strømmer fra anoden til katoden.

En enkel måte å huske dette på (på spansk) er at «vokaler går med vokaler og konsonanter går med konsonanter»:

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

Bruk av elektrolytiske celler

Du kan si at elektrolyseceller er avgjørende for vår moderne livsstil. Dette skyldes for det første de mange essensielle industriene som er helt avhengig av elektrolytiske prosesser, og for det andre at de danner grunnlaget for vår evne til å lagre elektrisk energi i form av kjemisk potensiell energi. Noen av de viktigste bruksområdene for elektrolyseceller er:

Produksjon og rensing av metaller

Noen av de viktigste metallene for mennesker, som aluminium og kobber, produseres industrielt ved hjelp av elektrolyseceller. De representerer også en av få måter å oppnå aktive metaller som alkalimetaller (litium, natrium og kalium) og noen svært viktige jordalkalimetaller som magnesium.

Halogen produksjon

Halogener som fluor og klor er av stor betydning i kjemisk industri. De er essensielle reagenser for produksjon av mange petroleumsderivater som PVC og Teflon, i tillegg til å brukes i utallige syntetiske prosesser for medisiner som redder liv hver dag. Hovedkilden til disse halogenene er elektrolyse av salter som inneholder deres ioner.

Energilagring

Som nevnt ovenfor er elektrolyseceller i stand til å lagre elektrisk energi i form av kjemisk energi. Det mest håndgripelige eksemplet på dette er ladeprosessen for alle oppladbare batterier. Uten elektrolyseceller ville ikke litiumbatteriene som driver det store flertallet av mobile enheter vi bruker hver dag vært oppladbare. Elektrolysen av vann er grunnlaget for produksjon av gassformig hydrogen , som kan brukes som rent drivstoff i en rakett som Blue Origins Blue Shephard , Jeff Bezos’ luftfartsselskap, eller som en kilde til elektrisk energi i brenselcellene til noen modeller av elbiler.

Eksempler på elektrolyseceller

elektrolyse av vann

Elektrolysen av vann utføres ved å føre en strøm gjennom en 0,1 M svovelsyreløsning. Halvereaksjonene involvert og den totale reaksjonen er:

Eksempel på elektrolyse: elektrolysecelle av vann

Elektrolyse av smeltet natriumklorid

I smeltet natriumklorid fungerer ionene som ladningsbærere som leder elektrisitet. Slik produseres natrium på industrielt nivå.

Elektrolyseeksempel: Natriumkloridelektrolysecelle

Referanser

-Annonse-

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

Artículos relacionados

Flammefargetesten