Elektrolys av vatten - Electrolysis of water

Enkel installation för demonstration av elektrolys av vatten hemma

Ett AA -batteri i ett glas kranvatten med salt som visar väte som produceras vid den negativa terminalen

Elektrolys av vatten är processen med att använda elektricitet för att sönderdela vatten till syre och vätgas genom en process som kallas elektrolys . Vätgas som frigörs på detta sätt kan användas som vätebränsle , eller blandas om med syret för att skapa oxigvätgas , som används vid svetsning och andra applikationer.

Ibland kallas vattensplittring , elektrolys kräver en minsta potentialskillnad på 1,23 volt .

Historia

Enhet som uppfanns av Johann Wilhelm Ritter för att utveckla elektrolys av vatten

Jan Rudolph Deiman och Adriaan Paets van Troostwijk använde 1789 en elektrostatisk maskin för att tillverka elektricitet som släpptes ut på guldelektroder i en Leyden -burk med vatten. År 1800 uppfann Alessandro Volta den voltaiska högen , och några veckor senare använde de engelska forskarna William Nicholson och Anthony Carlisle den för elektrolys av vatten. År 1806 rapporterade Humphry Davy resultaten av omfattande destillerat vattenelektrolysförsök som drog slutsatsen att salpetersyra producerades vid anoden från upplöst atmosfärisk kvävgas. Han använde ett högspänningsbatteri och icke-reaktiva elektroder och kärl som guldelektrodkottar som fördubblades som kärl överbryggade av fuktig asbest. När Zénobe Gramme uppfann Grammaskinen 1869 blev elektrolys av vatten en billig metod för produktion av väte. En metod för industriell syntes av väte och syre genom elektrolys utvecklades av Dmitry Lachinov 1888.

Princip

En likströmskälla är ansluten till två elektroder eller två plattor (vanligtvis tillverkade av en inert metall som platina eller iridium ) som placeras i vattnet. Väte kommer att dyka upp vid katoden (där elektroner kommer in i vattnet), och syre kommer att visas vid anoden . Om vi antar idealisk faradaisk effektivitet är mängden väte som genereras dubbelt så mycket syre, och båda är proportionella mot den totala elektriska laddningen som lösningen leder . I många celler uppstår emellertid konkurrerande sidreaktioner , vilket resulterar i olika produkter och mindre än idealisk faradaisk effektivitet.

Elektrolys av rent vatten kräver överskottsenergi i form av överpotential för att övervinna olika aktiveringsbarriärer. Utan överskott av energi sker elektrolysen av rent vatten mycket långsamt eller inte alls. Detta beror delvis på den begränsade självjoniseringen av vatten . Rent vatten har en elektrisk konduktivitet som är ungefär en miljonedel av havsvattnet. Många elektrolytiska celler kan också sakna de nödvändiga elektrokatalysatorerna . Elektrolysens effektivitet ökas genom tillsats av en elektrolyt (såsom ett salt , en syra eller en bas ) och användning av elektrokatalysatorer .

För närvarande används den elektrolytiska processen sällan i industriella tillämpningar eftersom väte för närvarande kan produceras billigare från fossila bränslen .

Ekvationer

Diagram som visar den övergripande kemiska ekvationen .

I rent vatten vid den negativt laddade katoden sker en reduktionsreaktion , med elektroner (e ^- ) från katoden som ges till vätekatjoner för att bilda vätgas. Den halv reaktion , viktad med syra, är:

Reduktion vid katod: 2 H ⁺ ( aq ) + 2e ^- → H ₂ ( g )

Vid den positivt laddade anoden inträffar en oxidationsreaktion som genererar syrgas och ger elektroner till anoden för att slutföra kretsen:

Oxidation vid anod: 2 H ₂ O ( l ) → O ₂ ( g ) + 4 H ⁺ ( aq ) + 4e ^-

Samma halvreaktioner kan också balanseras med basen som anges nedan. Alla halvreaktioner måste inte balanseras med syra eller bas. Många gör, som oxidation eller minskning av vatten som anges här. För att lägga till halva reaktioner måste de båda balanseras med antingen syra eller bas. De syrabalanserade reaktionerna dominerar i sura (låga pH) lösningar, medan de basbalanserade reaktionerna dominerar i basiska (höga pH) lösningar.

Genom att kombinera antingen ett halvt reaktionspar ger samma totala sönderdelning av vatten till syre och väte:

Total reaktion: 2 H ₂ O ( l ) → 2 H ₂ ( g ) + O ₂ ( g )

Antalet vätemolekyler som produceras är alltså dubbelt så många syremolekyler. Under antagande av lika temperatur och tryck för båda gaserna har den producerade vätgasen därför dubbelt så stor volym som den producerade syregasen. Antalet elektroner som skjuts genom vattnet är dubbelt så många genererade vätemolekyler och fyra gånger antalet genererade syremolekyler.

Termodynamik

Pourbaix -diagram för vatten, inklusive jämviktsregioner för vatten, syre och väte vid STP. Den vertikala skalan är elektrodpotentialen för väte eller icke-interagerande elektrod relativt en SHE- elektrod, den horisontella skalan är elektrolytens pH (annars icke-interagerande). Försummar man överpotential , ovanför den översta raden är jämviktsvillkoret syrgas och syre kommer att bubbla av elektroden tills jämvikt uppnås. På samma sätt, under bottenlinjen, är jämviktsvillkoret vätgas och väte kommer att bubbla av från elektroden tills jämvikt uppnås.

Nedbrytningen av rent vatten till väte och syre vid standardtemperatur och tryck är inte gynnsamt i termodynamiska termer.

Således är standardpotentialen för vattenelektrolyscellen (E ^o _cell = E ^o _katod -E ^o _anod ) -1,229 V vid 25 ° C vid pH 0 ([H ⁺ ] = 1,0 M). Vid 25 ° C med pH 7 ([H ⁺ ] = 1,0 × 10 ⁻⁷ M) är potentialen oförändrad baserat på Nernst -ekvationen . Den termodynamiska standardcellpotentialen kan erhållas från beräkningar av fri energi i standardtillstånd för att hitta ΔG ° och sedan använda ekvationen: ΔG ° = −n FE ° (där E ° är cellpotentialen och F Faraday-konstanten , dvs 96,485.3321233 C/ mol). För två vattenmolekyler elektrolyserade och därmed bildas två vätemolekyler, n = 4 och ΔG ° = 474,48 kJ/2 mol (vatten) = 237,24 kJ/mol (vatten), och ΔS ° = 163 J/K mol (vatten), och AH ° = 571,66 kJ / 2 mol (vatten) = 285,83 kJ / mol (vatten), och slutligen 141,86 MJ / kg (H ₂ ). Beräkningar avseende individuella elektrodjämviktspotentialer kräver dock vissa korrigeringar med hänsyn till aktivitetskoefficienterna. I praktiken när en elektrokemisk cell "drivs" mot slutförande genom att tillämpa rimlig potential styrs den kinetiskt. Därför kräver aktiveringsenergi, jonrörlighet (diffusion) och koncentration, trådmotstånd, ythinder inklusive bubbelbildning (orsakar blockering av elektrodområdet) och entropi en större tillämpad potential för att övervinna dessa faktorer. Mängden ökning av potential som krävs kallas överpotential .

Val av elektrolyt

Hoffman voltmeter ansluten till en likströmseffektförsörjningen

Om de ovan beskrivna processerna sker i rent vatten kommer H ⁺ katjoner att förbrukas/reduceras vid katoden och OH ^- anjoner kommer att förbrukas/oxideras vid anoden. Detta kan verifieras genom att tillsätta en pH -indikator till vattnet: vattnet nära katoden är basiskt medan vattnet nära anoden är surt. De negativa hydroxidjoner som närmar sig anoden kombineras mestadels med de positiva hydroniumjonerna (H ₃ O ⁺ ) för att bilda vatten. De positiva hydroniumjoner som närmar sig katoden kombineras mestadels med negativa hydroxidjoner för att bilda vatten. Relativt få hydronium/hydroxidjoner når katoden/anoden. Detta kan orsaka en koncentration överpotential vid båda elektroderna.

Rent vatten är en ganska bra isolator eftersom den har en låg autoionization , K _w = 1,0 x 10 ^-14 vid rumstemperatur och därmed rent vatten leder ström dåligt, 0,055 | iS • cm ^-1 . Om inte en mycket stor potential tillämpas för att orsaka en ökning av autojoniseringen av vatten, fortsätter elektrolysen av rent vatten mycket långsamt begränsad av den totala konduktiviteten.

Om en vattenlöslig elektrolyt tillsätts stiger konduktiviteten för vattnet avsevärt. Elektrolyten lossnar i katjoner och anjoner; anjonerna rusar mot anoden och neutraliserar uppbyggnaden av positivt laddad H ⁺ där; på samma sätt rusar katjonerna mot katoden och neutraliserar uppbyggnaden av negativt laddad OH ^- där. Detta möjliggör kontinuerligt flöde av el.

Elektrolyt för vattenelektrolys

Var noga med att välja en elektrolyt eftersom en anjon från elektrolyten konkurrerar med hydroxidjonerna om att ge upp en elektron . En elektrolytanjon med mindre standardelektrodpotential än hydroxid oxideras istället för hydroxiden och ingen syrgas kommer att produceras. En katjon med en större standardelektrodpotential än en vätejon kommer istället att reduceras och ingen vätgas kommer att produceras.

Följande katjoner har lägre elektrodpotential än H ⁺ och är därför lämpliga att använda som elektrolytkatjoner: Li ⁺ , Rb ⁺ , K ⁺ , Cs ⁺ , Ba ²⁺ , Sr ²⁺ , Ca ²⁺ , Na ⁺ och Mg ^{2 +} . Natrium och litium används ofta, eftersom de bildar billiga, lösliga salter.

Om en syra används som elektrolyt är katjonen H ⁺ , och det finns ingen konkurrent för H ^{+ som} skapas genom att koppla bort vatten. Den mest använda anjonen är sulfat ( SO²⁻
₄), eftersom det är mycket svårt att oxidera, med standardpotentialen för oxidation av denna jon till peroxydisulfatjonen +2.010 volt.

Starka syror, såsom svavelsyra (H ₂ SO ₄ ) och starka baser, såsom kaliumhydroxid (KOH) och natriumhydroxid (NaOH) används ofta som elektrolyter på grund av deras starka ledande förmågor.

En fast polymerelektrolyt kan också användas såsom Nafion och när den appliceras med en speciell katalysator på varje sida av membranet kan den effektivt dela upp vattenmolekylen med så lite som 1,5 volt. Flera andra fasta elektrolytsystem har prövats och utvecklats med flera elektrolyssystem som nu finns kommersiellt tillgängliga och som använder fasta elektrolyter.

Elektrolys av rent vatten

Elektrolytfri ren vattenelektrolys har uppnåtts med hjälp av djupt sub-Debye-längd nanogap elektrokemiska celler . När gapavståndet mellan katod och anod är ännu mindre än Debye-längden (1 mikron i rent vatten, cirka 220 nm i destillerat vatten) kan dubbelskiktsområdena från två elektroder överlappa varandra, vilket leder till jämnt högt elektriskt fält fördelat inuti hela gapet . Ett sådant högt elektriskt fält kan avsevärt förbättra jontransporten inuti vattnet (huvudsakligen på grund av migration), ytterligare stärka självjoniseringen av vatten och hålla hela reaktionen kvar och visa liten motstånd mellan de två elektroderna. I detta fall kopplas de två halvreaktionerna ihop och begränsas av elektronöverföringssteg (elektrolysström mättad vid ytterligare minskning av elektrodavståndet).

Tekniker

Grundläggande demonstration

Två ledningar , som löper från batteriets terminaler, placeras i en kopp vatten med en mängd elektrolyt för att upprätta konduktivitet i lösningen. Användning av NaCl (bordsalt) i en elektrolytlösning resulterar i klorgas snarare än syre på grund av en konkurrerande halvreaktion . Med rätt elektroder och korrekt elektrolyt, såsom natron ( natriumbikarbonat ), kommer väte och syrgas att strömma från de motsatt laddade elektroderna . Syre samlas vid den positivt laddade elektroden ( anoden ) och väte samlas vid den negativt laddade elektroden ( katoden ). Notera att väte är positivt laddat i H ₂ O molekyl, så det hamnar vid den negativa elektroden. (Och vice versa för syre.)

Observera att en vattenlösning av vatten med kloridjoner, när den elektrolyseras, kommer att resultera i att antingen OH ^- om koncentrationen av Cl ^- är låg, eller att klorgas företrädesvis släpps ut om koncentrationen av Cl ^- är större än 25 viktprocent i lösningen.

Matchningstest som används för att detektera närvaron av vätgas

Hofmann voltameter

Hofmann-voltametern används ofta som en småskalig elektrolytisk cell. Den består av tre sammanfogade upprättstående cylindrar. Den inre cylindern är öppen upptill för att tillåta tillsats av vatten och elektrolyt. En platinaelektrod är placerad vid botten av var och en av de två sidocylindrarna, anslutna till de positiva och negativa terminalerna hos en källa till elektricitet . När strömmen förs genom Hofmann -voltametern bildas gasformigt syre vid anoden (positivt) och gasformigt väte vid katoden (negativ). Varje gas förskjuter vatten och samlas upp på toppen av de två yttre rören, där den kan dras av med en avstängningskran.

Industriell

Många industriella elektrolysceller liknar mycket Hofmann -voltametrar , med komplexa platinaplattor eller bikakor som elektroder. I allmänhet är den enda gången väte avsiktligt produceras från elektrolys för den specifika användningsområdet, såsom är fallet med oxvätebrännare eller när väte eller syre med extremt hög renhet önskas. De allra flesta väte produceras från kolväten och innehåller som ett resultat spår av kolmonoxid bland andra föroreningar. Kolmonoxidrenheten kan vara skadlig för olika system inklusive många bränsleceller .

Högt tryck

Högtryckselektrolys är elektrolys av vatten med en komprimerad väteeffekt runt 12–20 MPa (120–200 Bar , 1740–2900 psi ). Genom att trycksätta vätet i elektrolysatorn elimineras behovet av en extern vätekompressor ; den genomsnittliga energiförbrukningen för intern komprimering är cirka 3%.

Hög temperatur

Högtemperaturelektrolys (även HTE eller ångelektrolys) är en metod som för närvarande undersöks för vattenelektrolys med en värmemotor . Elektrolys vid hög temperatur kan vara att föredra framför traditionell rumstemperaturelektrolys eftersom en del av energin levereras som värme, vilket är billigare än elektricitet, och eftersom elektrolysreaktionen är mer effektiv vid högre temperaturer.

Alkaliskt vatten

En vattenjonisator (även känd som en alkalisk jonisator ) är en hushållsapparat som påstår sig höja dricksvattnets pH genom att använda elektrolys för att separera den inkommande vattenströmmen till sura och alkaliska komponenter. Det behandlade vattnets alkaliska ström kallas alkaliskt vatten . Förespråkarna hävdar att konsumtion av alkaliskt vatten resulterar i en mängd olika hälsofördelar, vilket gör det liknande det alternativa hälsopraxis för alkaliska dieter . Sådana påståenden bryter mot grundläggande principer för kemi och fysiologi . Det finns inga medicinska bevis för några hälsofördelar med alkaliskt vatten. Omfattande vetenskapliga bevis har fullständigt debunked dessa påståenden.

Maskinerna blev ursprungligen populära i Japan och andra östasiatiska länder innan de blev tillgängliga i USA och Europa.

Polymerelektrolytmembran

Ett protonbytarmembran, eller polymerelektrolytmembran (PEM), är ett semipermeabelt membran som vanligtvis är tillverkat av jonomerer och utformat för att leda protoner samtidigt som det fungerar som en elektronisk isolator och reaktantbarriär, t.ex. mot syre och vätgas. [1] Detta är deras väsentliga funktion när de införlivas i ett membranelektrodaggregat (MEA) i en bränslecell för protonbytarmembran eller till en protonbytarmembranelektrolysator: separering av reaktanter och transport av protoner samtidigt som den blockerar en direkt elektronisk väg genom membranet.

PEM kan tillverkas av antingen rena polymermembran eller av kompositmembran, där andra material är inbäddade i en polymermatris. Ett av de vanligaste och kommersiellt tillgängliga PEM -materialen är fluorpolymeren (PFSA) [2] Nafion, en DuPont -produkt. [3] Medan Nafion är en jonomer med en perfluorerad ryggrad som Teflon, [4] finns det många andra strukturella motiv som används för att göra jonomerer för protonbytesmembran. Många använder polyaromatiska polymerer, medan andra använder delvis fluorerade polymerer.

Protonbytarmembran kännetecknas främst av protonkonduktivitet (σ), metanolpermeabilitet (P) och termisk stabilitet. [5]

PEM -bränsleceller använder ett fast polymermembran (en tunn plastfilm) som är genomtränglig för protoner när den är mättad med vatten, men den leder inte elektroner.

Nickel/järn

År 2014 tillkännagav forskare ett elektrolyssystem av billigt, rikligt nickel och järn i stället för ädelmetallkatalysatorer, såsom platina eller iridium. Nickelmetall/nickeloxidstrukturen är mer aktiv än ren nickelmetall eller ren nickeloxid ensam. Katalysatorn sänker den nödvändiga spänningen avsevärt . Även nickel -järnbatterier undersöks för användning som kombinerade batterier och elektrolys för väteproduktion. Dessa "battolysers" kunde laddas och laddas ur som konventionella batterier och skulle producera väte när de var fulladdade.

Nanogap elektrokemiska celler

År 2017 rapporterade forskare att de använde nanogap- elektrokemiska celler för att uppnå högeffektiv elektrolytfri ren vattenelektrolys vid rumstemperatur. I elektrokemiska celler i nanogap är de två elektroderna så nära varandra (ännu mindre än Debye-längd i rent vatten) att masstransporthastigheten kan vara ännu högre än elektronöverföringshastigheten, vilket leder till två halvreaktioner kopplade ihop och begränsad av elektronöverföringssteg. Experiment visar att den elektriska strömtätheten från rent vattenelektrolys kan vara ännu större än den från 1 mol/L natriumhydroxidlösning. Mekanismen, "Virtual Breakdown Mechanism", skiljer sig helt från den väletablerade traditionella elektrokemiska teorin, på grund av en sådan nanogap-storlekseffekt.

Ansökningar

Ungefär fem procent av den vätgas som produceras världen över skapas genom elektrolys. För närvarande producerar de flesta industriella metoder väte från naturgas istället vid ångreformeringsprocessen . Majoriteten av vätet som produceras genom elektrolys är en biprodukt vid produktion av klor och kaustisk soda . Detta är ett utmärkt exempel på en konkurrens om sidreaktion .

2NaCl + 2H ₂ O → Cl ₂ + H ₂ + 2NaOH

I kloralkaliprocessen (elektrolys av saltlösning) är en vatten/natriumkloridblandning bara hälften av elektrolysen av vatten eftersom kloridjonerna oxideras till klor istället för att vatten oxideras till syre. Termodynamiskt skulle detta inte förväntas eftersom kloridjonens oxidationspotential är mindre än vatten, men kloridreaktionens hastighet är mycket större än vatten, vilket får den att dominera. Vätet som produceras från denna process bränns antingen (omvandlas till vatten), används för framställning av specialkemikalier eller olika andra småskaliga applikationer.

Vattenelektrolys används också för att generera syre till den internationella rymdstationen .

Vätgas kan senare användas i en bränslecell som lagringsmetod för energi och vatten.

Dessutom har många bilföretag nyligen börjat forska om att använda vatten som bränslekälla, omvandla det till väte och syre via vattenelektrolys och använda väte som bränsle i ett vätefordon , men har inte lyckats särskilt mycket på grund av de instabila egenskaperna hos väte som bränslekälla.

Effektivitet

Industriell produktion

Effektiviteten av moderna vätegeneratorer mäts genom energi som förbrukas per standardvolym av väte (MJ / m ³ ), under antagande av standardtemperatur och -tryck av H ₂ . Ju lägre energi som används av en generator, desto högre blir dess effektivitet; en 100%effektiv elektrolysator skulle förbruka 39,4 kilowattimmar per kilo (142 MJ/kg) väte , 12 749 joule per liter (12,75 MJ/m ³ ). Praktisk elektrolys (med en roterande elektrolysator vid 15 bar tryck) kan förbruka 50 kW⋅h/kg (180 MJ/kg) och ytterligare 15 kW⋅h (54 MJ) om vätet komprimeras för användning i vätgasbilar.

Leverantörer av elektrolysatorer tillhandahåller effektivitet baserat på entalpi . För att bedöma den påstådda effektiviteten hos en elektrolysator är det viktigt att fastställa hur den definierades av säljaren (dvs. vilket entalpi -värde, vilken strömtäthet etc.).

Det finns två huvudtekniker tillgängliga på marknaden, alkaliska och protonbytesmembran (PEM) elektrolysatorer. Alkaliska elektrolysatorer är billigare när det gäller investeringar (de använder i allmänhet nickelkatalysatorer), men mindre effektiva; PEM-elektrolysatorer är däremot dyrare (de använder i allmänhet dyra platinagruppmetallkatalysatorer) men är mer effektiva och kan fungera vid högre strömtätheter och kan därför vara billigare om väteproduktionen är tillräckligt stor.

Konventionell alkalisk elektrolys har en verkningsgrad på cirka 70%. Med hänsyn till den accepterade användningen av det högre värmevärdet (eftersom ineffektivitet via värme kan omdirigeras tillbaka till systemet för att skapa den ånga som krävs av katalysatorn) är den genomsnittliga arbetseffektiviteten för PEM -elektrolys cirka 80%. Detta förväntas öka till mellan 82–86% före 2030. Teoretisk effektivitet för PEM -elektrolysatorer förutspås upp till 94%.

H ₂ produktionskostnad ($ -gge obeskattad) vid varierande naturgaspriser

Med tanke på den industriella produktionen av väte och med hjälp av dagens bästa processer för vattenelektrolys (PEM eller alkalisk elektrolys) som har en effektiv elektrisk verkningsgrad på 70–80%, producerar 1 kg väte (som har en specifik energi på 143 MJ/kg) kräver 50–55 kW⋅h (180–200 MJ) el. Till en elkostnad på $ 0,06/kW · h, som anges i US Department of Energy väteproduktionsmål för 2015, är vätekostnaden $ 3/kg. Med intervallet av naturgaspriser från 2016 som visas i grafen ( Hydrogen Production Tech Team Roadmap, november 2017 ) sätter kostnaden för ångmetan-reformerat (SMR) väte mellan $ 1,20 och $ 1,50, kostpriset för väte via elektrolys är fortfarande över dubbla DOE -priser för vätgas 2015. Det amerikanska DOE -riktpriset för väte 2020 är $ 2,30/kg, vilket kräver en elkostnad på $ 0,037/kW · h, vilket kan uppnås med tanke på 2018 PPA -anbud för vind och sol i många regioner. Detta sätter de $ 4 / bensin gallon ekvivalent (BBE) H ₂ utmatad objektiv väl inom räckhåll, och nära till en något förhöjd produktionskostnad för SMR naturgas.

I andra delar av världen ligger priset på SMR -väte mellan 1–3 dollar/kg i genomsnitt. Detta gör produktionen av väte via elektrolyskostnader redan konkurrenskraftiga i många regioner, som beskrivs av Nel Hydrogen och andra, inklusive en artikel från IEA som undersöker villkoren som kan leda till en konkurrensfördel för elektrolys.

Överpotential

Verkliga vattenelektrolysatorer kräver högre spänningar för att reaktionen ska kunna fortsätta. Den del som överstiger 1,23 V kallas överpotential eller överspänning och representerar varje form av förlust och nonidealitet i den elektrokemiska processen.

För en väl utformad cell den största överpotentialen är reaktionsöverspänningen för fyraelektron oxidation av vatten till syre vid anoden; elektrokatalysatorer kan underlätta denna reaktion, och platina legeringar är teknikens ståndpunkt för denna oxidation. Att utveckla en billig, effektiv elektrokatalysator för denna reaktion skulle vara ett stort framsteg och är ett ämne för aktuell forskning; det finns många tillvägagångssätt, bland dem ett 30-årigt recept på molybdensulfid , grafenkvantprickar , kolnanorör , perovskit och nickel/nickeloxid. Tri -molybdenfosfid (Mo3P) har nyligen befunnits som en lovande icke -dyrbar metall- och jordartig kandidat med enastående katalytiska egenskaper som kan användas för elektrokatalytiska processer. Den katalytiska prestandan för Mo3P -nanopartiklar testas i väteutvecklingsreaktionen (HER), vilket indikerar en startpotential på så lågt som 21 mV, H2 -bildningshastighet och utbytesströmtäthet på 214,7 µmol s − 1 g − 1 cat (vid endast 100 mV överpotential) respektive 279,07 µA cm − 2, som är bland de närmaste värdena som ännu observerats till platina. Den enklare två-elektronreaktionen för att producera väte vid katoden kan elektrokatalyseras med nästan ingen överpotential av platina, eller i teorin ett hydrogenasenzym . Om andra, mindre effektiva material används för katoden (t.ex. grafit ) kommer stora överpotentialer att visas.

Termodynamik

Elektrolys av vatten under standardförhållanden kräver ett teoretiskt minimum av 237 kJ elektrisk energiinmatning för att dissociera varje mol vatten, vilket är standard Gibbs fri energi för bildning av vatten. Det kräver också energi för att övervinna förändringen i reaktionens entropi. Därför kan processen inte fortsätta under 286 kJ per mol om ingen extern värme/energi tillsätts.

Eftersom varje mol vatten kräver två mol elektroner , och med tanke på att Faraday -konstanten F representerar laddningen av en mol elektroner (96485 C/mol), följer det att den minsta spänning som krävs för elektrolys är cirka 1,23 V. Om elektrolys är utförs vid hög temperatur, minskar denna spänning. Detta gör det möjligt för elektrolysatorn att arbeta med mer än 100% elektrisk effektivitet. I elektrokemiska system betyder detta att värme måste tillföras reaktorn för att upprätthålla reaktionen. På detta sätt kan termisk energi användas för en del av elektrolysbehovet. På liknande sätt kan den nödvändiga spänningen reduceras (under 1 V) om bränslen (t.ex. kol, alkohol, biomassa) reageras med vatten (PEM -baserad elektrolysator vid låg temperatur) eller syrejoner (elektrolytbaserad elektrolytbaserad elektrolyt vid hög temperatur ). Detta resulterar i att en del av bränslets energi används för att "hjälpa" elektrolysprocessen och kan minska den totala kostnaden för väte som produceras.

Med tanke på entropikomponenten (och andra förluster) krävs emellertid spänningar över 1,48 V för att reaktionen ska kunna fortgå vid praktiska strömtätheter ( termoneutral spänning ).

När det gäller vattenelektrolys representerar Gibbs fri energi det minsta arbete som krävs för att reaktionen ska kunna fortsätta, och reaktionsentalpin är mängden energi (både arbete och värme) som måste tillhandahållas så att reaktionsprodukterna har samma temperatur som reaktant (dvs. standardtemperatur för de ovan angivna värdena). Potentiellt skulle en elektrolysator som arbetar med 1,48 V vara 100% effektiv.

Se även

Referenser

externa länkar

• "Elektrolys av vatten" . Experiment på elektrokemi . Hämtad 20 november 2005 .
• "Elektrolys av vatten" . Gör Chem 044 . Arkiverad från originalet den 14 mars 2006 . Hämtad 20 november 2005 .
• EERE 2008 - 100 kgH2/dag Handelsstudie
• NREL 2006 - Teknisk rapport för elektrolys