Brontekst bekijken van Elektrolyse

[[Bestand:Elektrolyseapparat.jpg|thumb|Elektrolysetoestel]]
'''Elektrolyse''' is een [[scheikunde|chemische]] reactie waarbij onder invloed van een [[elektrische stroom]] [[samengestelde stof]]fen worden ontleed.

== Geschiedenis ==
In [[1800]] introduceerde de [[Italië|Italiaanse]] [[natuurkundige]] [[Alessandro Volta]] de eerste elektrische [[Batterij (elektrisch)|batterij]]. De Brit [[Humphry Davy]] gebruikte deze [[zuil van Volta]] om [[zouten]] in hun [[Chemisch element|elementen]] te scheiden door middel van elektrolyse. Met een groot aantal batterijen in [[Serieschakeling|serie]] geschakeld was hij in 1807 in staat om de [[Alkalimetaal|alkalimetalen]] [[kalium]] en [[natrium]] vrij te maken. Het jaar daarop volgden [[calcium]], [[strontium]], [[barium]] en [[magnesium]] – de laatste alleen in de onzuivere vorm. 

In [[1832]] ontdekte [[Michael Faraday]] dat in een [[Keukenzout|zoutoplossing]] stoffen ontleed worden als er een [[elektrische stroom]] doorheen gestuurd wordt en dat die ontleding afhankelijk is van de stroom. Later werd deze ontdekking bekend als de ''eerste [[elektrolysewet van Faraday]]''.

Hierna ontdekte Faraday ook dat de [[Massa (natuurkunde)|massa]] van de gevormde elementen [[recht evenredig]] was met de [[atoommassa]] van de betrokken elementen. Hierdoor werd het vermoeden van het bestaan van [[elektron]]en versterkt. Deze ontdekking werd bekend als de ''tweede elektrolysewet van Faraday''.

== Principe ==
[[Bestand:Elektrolyse Allgemein.jpg|200px|thumb|Principe van elektrolyse: elektronen verlaten de kathode en ontmoeten daar kationen; bij de anode staan anionen elektronen af.]]
Het te ontleden materiaal wordt, indien het nog niet vloeibaar was, opgelost of gesmolten zodat de [[ion (deeltje)|ionen]] vrij kunnen bewegen. In de vloeistof worden twee [[elektrode]]n gedompeld: de [[kathode]] en de [[anode]]. Tussen deze elektroden wordt een [[elektrische spanning]] aangebracht. Hierdoor zullen positief geladen deeltjes ([[kation]]en) naar de kathode bewegen en negatief geladen deeltjes ([[anion]]en) naar de anode. Aan de kathode vindt een [[reductiereactie]] plaats. Hierbij staat de kathode elektronen af aan stoffen in de oplossing. Aan de anode vindt een [[oxidatiereactie]] plaats, waarbij de elektrode elektronen opneemt van stoffen in de oplossing. De energie die nodig is voor het scheiden, is afhankelijk van de concentratie van de oplossing en neemt toe naarmate de concentratie van de oplossing hoger wordt.

== Elektrolyse van water ==
Tijdens elektrolyse van [[water]] (<chem>H2O</chem>) wordt water opgesplitst in [[Diwaterstof|waterstof]] (<chem>H2</chem>) en [[Dizuurstof|zuurstof]] (<chem>O2</chem>). Waterstof komt vrij aan de kathode, zuurstof aan de anode.

:<chem>2 H2O + energie -> 2H2 + O2</chem>

=== Bestanddelen van water ===
[[Zuivere stof|Zuiver]] water bestaat voornamelijk uit moleculair <chem>H2O</chem>. Maar door de [[autoprotolyse van water]] komen er ook <chem>H3O+</chem> <chem>(H^+)</chem> en <chem>OH-</chem> ionen voor.

Autoprotolyse reactie van water: 
:<chem>2 H2O <=> H3O+ + OH-</chem>

Onder [[standaardomstandigheden]] zal slechts weinig van het <chem>H2O</chem> omgezet worden.

:<math>K_\text{eq} = \frac{[OH^-][H_3O^+]}{[H_2O]^2} = \frac{K_\text{w}}{[H_2O]^2}</math>

Experimenteel werd aangetoond dat <math>K_\text{w} = 10^{-14}</math> onder standaardomstandigheden. Hieruit volgt dat de [[Concentratie (oplossing)|concentratie]] van zowel <chem>H3O^+</chem> als <chem>OH^-</chem> gelijk is aan <math>10^{-7}</math>[[Molaire concentratie|M]] mol/l. Hierdoor is de [[PH|zuurgraad]] van water:
:<math>\mathrm{pH}=-\log_{10}([H_3O^+])=7</math>

Als in zuiver water twee elektrodes worden ingebracht en hierop een voldoend groot elektrisch [[potentiaalverschil]] wordt aangebracht, start de elektrolyse. Om te weten welk potentiaalverschil nodig is, wordt er gekeken naar de [[halfreactie]]s aan de anode en de kathode bij een pH van 7.

Aan de anode:       
:<chem>4 OH^- -> O2 + 2 H2O + 4 e^-</chem>         
met <math>E^0 = 0{,}815\,\text{V}</math>.

Aan de kathode:
:<chem>2 H3O^+ + 2 e^- -> H2 + 2 H2O</chem>
met <math>E^0 = -0{,}414\,\text{V}</math>.

Bij een potentiaalverschil groter dan <math>0{,}815 - (-0{,}414)=1{,}229\,\text{V}</math> zal de elektrolyse doorgaan. De [[elektrode]] met de hoogste [[potentiaal]] zal de anode zijn, met de laagste de kathode. Als men echter de [[elektrische spanning]] te hoog opdrijft, zullen de bellen met <chem>O2</chem> en <chem>H2</chem> ([[knalgas]]) het contact met het water belemmeren, waardoor de reactie weer vertraagt. Door de pH aan de anode en kathode aan te passen kan de elektrische spanning die men minimaal moet aanleggen, verlagen. Uiteraard moet men er ook rekening mee houden dat de [[Concentratie (oplossing)|concentraties]] van <chem>H3O^+</chem> en <chem>OH^-</chem> zullen veranderen.

(a) Anode, pH = 0       
:<chem>2 H2O -> O2 + 4 H^+ + 4 e^-</chem>            
<math>E^0 = 1{,}229 V</math>

(b) Anode, pH = 14
:<chem>4 OH^- -> O2 + H2O + 4 e^-</chem> 
<math>E^0 = 0{,}401 V</math>

(c) Kathode, pH = 0
:<chem>4 H^+ + 4 e^- -> 2 H2</chem>
<math>E^0 = 0{,}0 V</math>

(d) Kathode, pH = 14
:<chem>4 H2O + 4 e^- -> 2 H2 + 4 OH^-</chem>
<math>E^0 = -0{,}828 V</math>

Als de pH aan beide elektrodes gelijk is, moet er steeds een potentiaalverschil groter dan 1,229 V worden aangelegd. Als er echter gewerkt kan worden met een pH-verschil tussen de anode en de kathode, kan dit potentiaalverschil verkleind worden. Optimaal zou zijn als de pH aan de kathode 0 is en bij de anode 14. Dit zou het benodigde potentiaalverschil tussen de elektrodes verlagen tot 0,401 V. Dit pH-verschil is echter niet eenvoudig te verwezenlijken. Bovendien zal er om dit pH-verschil aan te leggen, extra energie nodig zijn.

Een vaak gebruikte methode om het [[Efficientie|rendement]] van elektrolyse te verhogen is het toevoegen van [[zouten]]. Zoals eerder vermeld zijn er in zuiver water in totaal slechts <math>2\cdot 10^{-7}</math> M ionen. Door het aantal ionen te verhogen wordt de oplossing meer geleidend, waardoor het rendement stijgt. Een vaak gebruikt [[Chemisch inert|inert]] elektrolyt is [[natriumsulfaat]] of [[zwavelzuur]].

Verder kan het rendement van elektrolyse verhoogd worden door te roeren, zodat aan beide elektrodes de gewenste [[Oplossing (scheikunde)|oplossing]] beschikbaar is. Een verschillende [[temperatuur]] en [[Druk (grootheid)|druk]] kunnen eventueel ook de productie van [[waterstofgas]] verbeteren. Een hogere druk op het reactiemengsel zorgt er voor dat het geproduceerde waterstofgas reeds onder druk staat, waardoor een externe [[Compressor (gas)|compressor]] overbodig is. Waterstofgas onder druk heeft het voordeel dat het een hogere [[energiedichtheid]] heeft, waardoor er meer energie kan worden opgeslagen. 

Een verhoging van de temperatuur zorgt ervoor dat de [[activeringsenergie]] voor het splitsen van de watermolecule gedeeltelijk al verkregen is. De [[Elektrische stroom|stroom]] die bij elektrolyse loopt, is [[Rechtevenredig|evenredig]] met de productie van <chem>H2</chem>. Door de temperatuur te verhogen zal het spanningsverschil over de cel dalen. Dus zal de efficiëntie toenemen als de temperatuur stijgt. Eveneens kan de vorm van de elektrodes aangepast worden om het reactieoppervlak te vergroten. Ook kan er een ander materiaal gekozen worden. Zo worden alkaline elektrodes gebruikt, omdat deze beter tegen [[corrosie]] bestand zijn. Daarnaast kunnen er ook [[katalysator]]en worden toegevoegd.

Het rendement van moderne elektrolyse-centrales ligt tussen 70 en 80%. Maar verwacht wordt dat tegen 2030 de [[efficiëntie]] zal stijgen tot 82-86%.

== Toepassingen ==
In de industrie wordt elektrolyse op grote schaal toegepast om metalen te winnen uit mineralen en om de metalen te zuiveren. Ook de werking van [[brandstofcel]]len is op het principe van elektrolyse gebaseerd. Daarnaast is het [[galvaniseren]] van metalen objecten een toepassing van elektrolyse in de praktijk. Zoutelektrolyse wordt inmiddels vaak gebruikt in zwembaden voor het aanmaken van [[natriumhypochloriet]] ("chloor") voor desinfectie. [[Kaliumchloraat|Kalium-]] en [[natriumchloraat]] kunnen worden bereid door elektrolyse, omdat de aan de elektroden gevormde stoffen ([[dichloor]], [[hydroxide]]-ionen en [[hydronium]]ionen) in de oplossing verder reageren tot [[chloraat]]ionen (en bij langer doorgaan [[perchloraat]]).

Een [[solid oxide electrolyser cell]] (SOEC) is een [[solid oxide fuel cell]] in regeneratieve modus voor de elektrolyse van water met een vast oxide of keramiek elektrolyt voor de productie van waterstofgas.<ref>[https://web.archive.org/web/20090711161522/http://www.risoe.dk/rispubl/reports/ris-r-1608_327-338.pdf Durability of solid oxide electrolysis cells for hydrogen production]</ref>

[[Hoge-drukelektrolyse]] is de elektrolyse van water door de ontleding van water (H<sub>2</sub>O) in zuurstofgas (O<sub>2</sub>) en waterstofgas (H<sub>2</sub>) onder druk.

Het elektrolytisch proces kan ook worden ingezet om roest te verwijderen van metaal. Hierbij wordt een offermetaal (ijzer of staal, de [[anode]]) en een zoutwateroplossing (bijv. [[Natriumcarbonaat|soda)]] gebruikt om de roest van een metalen voorwerp te verwijderen. Dit principe wordt veelvuldig toegepast door hobbyisten.

In de [[scheepvaart]] wordt handig gebruik gemaakt van (passieve) elektrolyse; aangezien zeewater zout is kan men een [[Staal (legering)|stalen]] [[scheepsromp]] beschermen tegen roestvorming door gelijktijdig een [[Opofferingsmetaal|opofferingsanode]] aan het schip te bevestigen, dat hangt in het zeewater. Zie [[Kathodische bescherming]].

== Zie ook ==
* [[Hydrolyse]]
* [[Ontleding van water]]
* [[Toestel van Hofmann]]
* [[Wet van Nernst]]

{{Appendix}}
{{Commons|Electrolysis}}
{{Navigatie elektrochemie}}
{{Woordenboek}}

[[Categorie:Waterstofproductie]]
[[Categorie:Elektrolyse| ]]