Electròlisi de l'aigua

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Esquema d'un Voltàmetre de Hofmann usat per l'electròlisi de l'aigua.

L'electròlisi de l'aigua és la descomposició de l'aigua (H2O) en oxigen (O2) i hidrogen (H2) deguda al pas d'un corrent elèctric a través de l'aigua. Aquest procés electrolític es fa servir en algunes aplicacions industrials quan es necessita obtenir hidrogen.

L'electròlisi en aigua "pura" (destil·lada) és molt baixa, i només pot succeir degut a l'autoionització de l'aigua. L'aigua destil·lada té una conductivitat elèctrica d'una part per milió respecte de l'aigua de mar. Aquesta conductivitat augmenta moltíssim quan s'hi afegeix un electròlit (com una sal, un àcid o una base).

Història[modifica | modifica el codi]

La primera electròlisi de l'aigua va ser realitzada el 2 de maig de 1800 per dos químics britànics, William Nicholson (1753 - 1815) i Sir Anthony Carlisle (1768-1840), només alguns dies després de la invenció de la primera pila elèctrica per Alessandro Volta.

Procés general[modifica | modifica el codi]

Electròlisi

Es fon o es dissol l'electròlit en l'aigua, amb la finalitat que se'n separin els ions (ionització).

Una font d'energia elèctrica, corrent continu amb normalment 6 volts, es connecta, a dos elèctrodes, (connectats als dos pols oposats de la font d'alimentació) o dues làmines, normalment fetes d'un metall inert com el platí o l'acer inoxidable, que es col·loquen dins l'aigua.

Cada elèctrode manté atrets els ions de càrrega elèctrica oposada. Així els ions negatius, o anions, són atrets a l'ànode, mentre que els ions positius, o cations, es desplacen cap al càtode. Aquesta font d'alimentació elèctrica forneix l'energia necessària per separar els ions i incrementar-ne la seva concentració en els elèctrodes.

Animació sobre l'electròlisi de l'aigua

L'hidrogen apareixerà al càtode (l'elèctrode carregat negativament on els electrons són bombats cap l'aigua), i l'oxigen apareixerà a l'ànode (l'elèctrode carregat positivament). El total d'hidrogen generat és dues vegades el d'oxigen, i tots dos són proporcionals al total de càrrega elèctrica que s'ha emès a través de l'aigua.

Si l'aigua no és destil·lada, l'electròlisi no només separa l'oxigen i l'hidrogen, sinó també els altres components que estiguin presents com sals, metalls i alguns altres minerals.

El nombre de molècules d'hidrogen produïdes és d'aquesta manera doble que el nombre de molècules d'oxigen formades. Assumint una temperatura i pressió igual per als dos gasos, el volum de gas d'hidrogen produït per tant duplica el volum de gas d'oxigen produït. El nombre d'electrons empesos a través de l'aigua és dues vegades el nombre generat de molècules d'hidrogen i 4 vegades el nombre de molècules d'oxigen generades.

És un experiment senzill de realitzar. Dos elèctrodes enganxats als pols d'una pila i submergits en un vas d'aigua addicionat amb sal o un altre electròlit és suficient per produir una emissió visible de bombolles d'hidrogen o de diòxid d'oxigen a cadascun dels elèctrodes. La presència d'ions hidròxids (OH-) pot ser detectada per un indicador de pH com la fenolftaleïna o el blau de bromotimol.

Equacions del procés[modifica | modifica el codi]

El corrent continu dissocia la molècula d'aigua (H2O) en ions hidròxids (OH)- i hidrogen H+ : dins la cèl·lula electrolítica i es forma una reacció d'oxi-reducció:

 2 H_{2}O(l) + 2 e^{-} = H_{2}(g) + 2 OH^{-}(aq)\,,

que s'equilibra en les càrregues :

2 H_{2}O(l) = O_{2}(g) + 4 H^{+}(aq) + 4 e^{-}\,,

això dóna l'equació de descomposició per electròlisi següent:

2H_{2}O(l) \rightarrow 2H_{2}(g) + O_{2}(g)\,

Segons la Llei d'Avogadro, el volum recuperat d'hidrogen produït és dues vegades més important que el d'oxigen.

Espontaneïtat del procés[modifica | modifica el codi]

Voltametre d'Hofmann en corrent continu.

La descomposició de l'aigua en H2 i O2 en les condicions normals de temperatura i pressió no està afavorida des del punt de vista termodinàmic, els potencials estàndard de les dues semireaccions són negatius.

2H_{2}O(l) \rightarrow O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) + 4e^{-}\qquad E^{o}_{ }=1,23 V\,
2H_{2}O(l) + 2e^{-} \rightarrow H_{2}(g) + 2OH^{-}(aq)\qquad E^{o}_{ }=0 V\,

d'altra banda, l'energia lliure de Gibbs per al procés en les condicions estàndard tenen un valor molt positiu (al voltant de 474,4 kJ). Aquestes consideracions fan la reacció «impossible» d'efectuar sense afegir els electròlits en la solució.

Elecció de l'electròlit[modifica | modifica el codi]

L'aigua pura condueix poc l'electricitat, cosa que porta a fer servir un additiu hidrosoluble - electròlit – en la cèl·lula d'electròlisi per «tancar» el circuit elèctric. L'electròlit es dissocia en cations i anions

Els cations següents tenen els potencials d'elèctrode inferiors al del H+, i es poden fer servir : Li+, Rb+, K+, Cs+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, et Mg2+, és a dir els metalls alcalins o els metalls alcalinoterris. El sodi i el liti, que formen sals solubles i de baix cost econòmic, són els que es fan servir més sovint.

Si un àcid s'usa com electròlit, el catió alliberat és H+ i aleshores no hi ha competència amb el H+ alliberat per la dissociació de l'aigua. En aquest cas l'anió més utilitzat és el SO42- (l'àcid afegit és l'àcid sulfúric H2SO4), molt difícil d'oxidar. El potencial estàndard d'oxidació d'aquest ió en ió peroxidisulfat és de -2,05 V. À l'ànode (oxidació) :

 2 SO^{2-}_{4} \rightarrow S_{2}O^{2-}_{8} + 2e^{-} \qquad E^{o}_{ox}=-2,05 V \,

Altres àcids forts són sovint enprats com electròlits.

Voltamètre d'Hoffmann[modifica | modifica el codi]

El Voltàmetre de Hofmann es fa servir com a cèl·lula electrolítica de mida reduïda. El formen tres tubs units per la base. El cilindre mitjà és obert per sobre per a permetre l'addició d'aigua i d'electròlit. Un elèctrode de platí s'ubica a l'interior de cadascun dels tubs laterals, a la seva base, i connectat als dos pols d'una font d'alimentació elèctrica. Quan el corrent elèctric passa a través del voltàmetre de Hofmann es forma O2 a l'ànode i H2 al càtode. Cada gas desplaça l'aigua i pot ser recollit en l'extremitat dels dos tubs laterals.

Electròlisi industrial[modifica | modifica el codi]

Hi ha nombrosos models de cèl·lules electrolítiques a més del voltàmetre de Hofmann. Donat que l'energia per volum d'hidrogen és molt minsa, es fabrica, es recull i es crema in situ, ja que l'emmagatzemament i transport d'hidrogen resulta car. L'oxigen gasós format se'l tracta com un subproducte.

Electròlisi a alta temperatura[modifica | modifica el codi]

L'electròlisi a alta temperatura (conegut també com a HTE - high-temperature electrolysis, o electròlisi en fase de vapor) és un mètode, actualment en estudi, per a fer electròlisi per màquina tèrmica. HTE és més eficaç que el procés a temperatura ambient, ja que la calor és més econòmica d'obtenir que l'electricitat i a més les reaccions d'electròlisi tenen més alt rendiment a altes temperatures.

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

Al voltant del 4% de l'hidrogen gasós produït al món es fa mitjançant l'electròlisi, i normalment es fa servir en el lloc on s'elabora. L'hidrogen s'utilitza per la síntesi d'amoníac com adob amb el mètode Haber, i per la conversió del petroli cru en fraccions més lleugeres per hidrocracatge.

Eficàcia i rendiment[modifica | modifica el codi]

El rendiment energètic de l'electròlisi de l'aigua pot variar de manera important. La gamma de rendiment varia entre 50-70 %,[1] en canvi amb altres mètodes s'aconsegueix el 80-94%.[2] Aquests valors es refereixen solament al rendiment de la conversió de l'energia elèctrica en energia química de l'hidrogen. L'energia perduda quan es genera l'electricitat no es comptabilitza. Així, quan es considera una central nuclear convertint la calor de les reaccions nuclears en hidrogen per electròlisi, el rendiment total és de l'ordre del 25-40 %.[3]

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. «Knowledge - Hydrogen in the energy sector» (en anglès). Arxivat de l'original el 7 de febrer de 2007.
  2. «Electrolysis of water». Arxivat de l'original el 19 de febrer de 2006.
  3. «Transport and the hydrogen economy». Arxivat de l'original el 20 de juliol de 2007.

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Electròlisi de l'aigua Modifica l'enllaç a Wikidata