072 – Electroliza apei

Electroliza este modul în care industrie produce substanțele care nu pot fi scoase din pământ. Aluminiul este obținut din oxidul său într-o celulă electrolitică, clorul și hidroxidul de sodiu sunt produse prin electroliza saramurii, iar fiecare suprafață cromată sau galvanizată este un electrod care a făcut odată parte dintr-un circuit. Versiunea din acest laborator – scindarea apei în hidrogen și oxigen – este, de asemenea, cea cu cel mai mare viitor: este calea prin care surplusul de electricitate de la generarea eoliană și solară este stocat sub formă de hidrogen și este aceeași reacție pe care o rulează invers o pilă de combustie pentru a elibera din nou acea energie.

Apa este stabilă, și aceasta este dificultatea. Energia sa liberă de formare este de −237 kJ pe mol, așa că desfacerea ei costă cel puțin atât lucru, furnizat aici sub formă de energie electrică. O celulă face acest lucru împărțind sarcina între doi electrozi: la cel negativ, ionii de hidrogen acceptă electroni și pleacă sub formă de gaz de hidrogen; la cel pozitiv, moleculele de apă cedează electroni și pleacă sub formă de oxigen. Două condiții trebuie îndeplinite pentru ca ceva să se întâmple. Soluția trebuie să conducă electricitatea, ceea ce apa pură abia face, așa că se adaugă un electrolit; iar tensiunea aplicată trebuie să depășească minimul termodinamic de 1,23 V. Se dovedește că alegerea electrolitului contează la fel de mult ca și cantitatea acestuia — cel greșit este oxidat în locul apei, iar celula produce un gaz complet diferit.

În acest laborator veți construi celula voi înșivă: două eprubete umplute cu apă și răsturnate peste doi electrozi într-un pahar de un litru, conectate la o sursă de curent continuu. Se adaugă acid sulfuric pentru a face apa să conducă curentul, acesta este lăsat să treacă timp de aproximativ un minut, iar gazul care se adună în fiecare eprubetă împinge apa de deasupra, astfel încât cele două volume pot fi comparate direct. Fiecare eprubetă este apoi identificată prin testul clasic — un tăciune aprins pentru oxigen, un așchie aprinsă pentru hidrogen — iar rezultatul ar trebui să fie că eprubeta de la electrodul negativ a colectat de două ori mai mult gaz decât cealaltă și că cele două gaze se comportă în moduri opuse.

Obiective educaționale

Principiul electrolizei

• Explicație: Energia electrică este utilizată pentru a impulsa o reacție care nu se produce de la sine (o reacție non-spontană) printr-un proces numit electroliză. Prin aplicarea unui curent electric continuu printr-o sursă externă (cum ar fi o baterie) unor electrozi introduși într-un electrolit, se furnizează energia necesară pentru a depăși bariera termodinamică și a forța electronii să circule în direcția opusă celei spontane, transformând substanțele reactante în produși de reacție. Ecuația globală (pentru electroliza apei): 2 H₂O → 2 H₂ + O₂₂O → 2 H₂ + O₂.
• Specificați tensiunea minimă de care are nevoie celula și de unde provine acel număr.

Oxidarea și reducerea la electrozi numiți

• Scrieți semi-reacția care are loc la fiecare electrod și identificați care este oxidare și care este reducere, folosind corect termenii de anod și catod.
• Urmăriți calea electronilor prin circuitul extern și a ionilor prin soluție și explicați de ce amândoi trebuie să transporte același curent.

Stoichiometria făcută vizibilă

• Preziceți raportul de volum de 2 : 1 din ecuația echilibrată înainte ca tuburile să fie comparate și explicați de ce volumele de gaz pot fi comparate direct, în timp ce masele nu pot fi comparate în acest mod.
• Folosește legea lui Faraday pentru a corela sarcina trecută cu cantitatea de gaz produsă.

Alegerea electrolitului

• Explicați de ce apa pură nu poate fi electrolizată în mod util și de ce acidul este un conductor mai degrabă decât un reactant – el nu este consumat în totalitate.
• Comparați electroliții candidați întrebând care dintre ionii lor ar putea fi descărcați în locul apei și spuneți ce ar ieși din celulă dacă ar fi ales cel greșit.

Identificarea produselor

• Efectuați și interpretați cele două teste clasice pentru gaze și precizați ce exclude, precum și ce confirmă fiecare rezultat.
• Oxigenul reaprinde un cărbune care încă mai incandesează deoarece acționează ca un oxidant (un agent oxidant), care întreține și accelerează arderea, reacționând rapid cu combustibilul (carbonul din cărbune). În schimb, hidrogenul stinge cărbunele deoarece hidrogenul însuși este un combustibil (un agent reducător) care, atunci când este prezent în concentrație mare, înconjoară cărbunele și îl izolează de oxigenul din aer, sufocând arderea. În plus, hidrogenul poate suferi o reacție de ardere proprie dacă se aprinde, dar într-un mediu cu cărbune incandescent fără suficient oxigen liber, el acționează pur și simplu ca un gaz care înlocuiește oxigenul.

Asamblare și siguranță

• Asamblați o celulă dintr-o sursă de alimentare, două fire conductoare și doi electrozi cu polaritățile corecte și răsturnați un tub umplut peste un electrod fără a prinde aer în el.
• Manipulează un acid slab concentrat, un circuit sub tensiune și un gaz inflamabil în același experiment și explică de ce testul pentru hidrogen se face pe un volum mic într-un tub orientat în jos.

Protocol

PARTEA A: Electroliza apei

1. Atașați clemele universale de cele 2 suporturi universale din dreapta, câte o clemă pe suport, la aproximativ 20 cm de bază.
2. Umpleți balonul cu 1 L de apă de la robinet.
3. Puneți paharulBerzelius de 1 L în centrul celor 2 suporturi, sub cele 2 cleme.
4. Umpleți cele două eprubete până la refuz cu apă de la robinet.
5. Pune dopurile pe deschiderile eprubetelor.
6. Fixați cele două eprubete de clemele universale prin poziționarea lor cu gura în jos, astfel încât să fie imersate în paharul Berzelius de 1 L umplut cu apă (gura eprubetelor trebuie să rămână imersată în permanență).
7. Odată ce eprubetele sunt atașate la cleme, îndepărtați dopurile de la deschideri. Asigurați-vă că bulele de aer nu s-au blocat la capătul lor superior.
8. Atașați câte un electrod la fiecare eprubetă: electrodul pozitiv (roșu) la eprubeta 1 și electrodul negativ (negru) la eprubeta 2.
9. Veți găsi doi conductori (1 roșu, 1 negru) în fața generatorului de curent.

• Conectați partea plată a firului conductor roșu la borna pozitivă a generatorului de curent (borna roșie din dreapta), iar celălalt capăt (clemă crocodil) la electrodul eprubetei 1.
• Conectați partea plată a firului conductor negru la terminalul negativ al generatorului de curent (borna neagră din stânga), iar celălalt capăt (clește de crocodil) la electrodul eprubetei 2.

10. Măsurați 15 mL de acid sulfuric folosind cilindrul gradat.
11. Toarnă conținutul cilindrului gradat în vasul de laborator de 1 L.
12. Amestecați totul timp de câteva secunde cu bagheta de sticlă.
13. Pornește generatorul de curent. Pornește cronometrul.
14. Lăsați reacția să se desfășoare timp de aproximativ 1 minut. Opriți cronometrul.
15. Oprește generatorul.

PARTEA B: Analiza Produsului

16. Fixați o clemă pe suportul universal din stânga, la aproximativ 40 cm de bază.
17. Scoateți electrozii și clemele tip crocodil din eprubetele imersate.
18. Scoateți eprubeta 1 din apă, mereu cu fundul în sus, și asigurați-vă că orice lichid rezidual curge în vasul de dedesubt. Apoi fixați eprubeta cu fundul în sus de stativul din stânga, folosind clema sa.
19. Aprinde o așchie de lemn, apoi stinge-o scuturând-o, astfel încât să ardă sub formă de cărbune roșu.
20. Adu atele aproape de eprubeta 1 și, menținând deschiderea eprubetei în jos, introdu rapid atele fără a atinge pereții.
21. Aprindeți o a doua așchie de lemn, dar mențineți flacăra aprinsă, apoi aduceți-o aproape de deschiderea eprubetei 1 (pozitivă) și introduceți rapid așchia în eprubetă, fără a atinge pereții.
22. Pune eprubeta 1 înapoi pe stativul metalic de eprubete, pe raftul din dreapta sus.
23. Repetați pașii 18 până la 22 cu eprubeta 2 (negativă).
24. Rezultatele observațiilor se găsesc în tabelul de rezultate.
25. Goliți lichidele în paharul de colectare de pe blatul din dreapta și depuneți atelele folosite în recipientul de deșeuri.

Rezultate anticipate

Gazul apare pe ambii electrozi la câteva secunde după pornirea generatorului, se ridică în tuburile inversate și dislocă apa din ele. Tubul de pe electrodul negativ se umple aproximativ de două ori mai repede decât celălalt, iar cele două gaze reacționează apoi în mod opus la cele două teste.

Cele două semireacții și de unde provine valoarea de 1,23 V

În soluție acidă, catodul reduce ionii de hidrogen, 2 H⁺(aq) + 2 e⁻ → H₂(g) cu E° = 0,00 V, iar anodul oxidează apa, 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e⁻⁻ cu E° = +1,23 V. Adunându-le pe cele două, după dublarea primei ecuații astfel încât electronii să se anuleze, rezultă 2 H₂O → 2 H₂ + O₂ cu E°_celulă = 0,00 − 1,23 = −1,23 V. Semnul minus indică faptul că reacția nu va decurge de la sine; 1,23 V este cea mai mică tensiune care o poate forța.

Merită să verificați acel număr în raport cu termodinamica, deoarece cele două rute trebuie să fie de acord. ΔG = −nFE dă 4 × 96 485 C/mol × 1,23 V = 475 kJ pe mol de oxigen, ceea ce înseamnă 237 kJ pe mol de hidrogen — iar energia liberă standard de formare a apei lichide este de −237,1 kJ/mol. Tensiunea celulei și tabelul termochimic reprezintă același fapt scris în două moduri.

De aici decurg două rafinamente. În primul rând, tensiunea minimă nu depinde de aciditate: scăderea pH-ului deplasează ambele semireacții cu aceeași valoare de −0,0592 V per unitate de pH, deoarece ambele implică H⁺ în aceeași proporție cu electronii, astfel încât diferența lor rămâne la 1,23 V. Acidul face ca celula să fie conductoare; el nu face reacția mai ușoară. În al doilea rând, 1,23 V este valoarea care se aplică dacă mediul înconjurător furnizează termenul de entropie sub formă de căldură. Dacă, în schimb, celula trebuie să fie autosuficientă termic, tensiunea trebuie să acopere întreaga entalpie: E_mulțumesc = ΔH/nF = 285 800 / (2 × 96 485) = 1,48 V. Sub această valoare o celulă de lucru se răcește singură, deasupra ei celula se încălzește — și fiecare celulă reală funcționează deasupra ei, din cauza supratensiunii.

Supratensiunea este motivul pentru care o sursă de alimentare școlară este setată la 6 sau 12 V în loc de 1,3 V. Eliminarea oxigenului de pe un electrod necesită patru electroni, patru legături rupte și formarea unei legături O–O, iar acest mecanism este lent; câteva zecimi de volt în plus față de valoarea termodinamică trebuie furnizate pentru a-l face să se desfășoare la o viteză utilă. Degajarea hidrogenului este mult mai ușoară și costă puțin. Adăugând rezistența soluției însăși, o celulă practică de acest tip funcționează la aproximativ 1,8 - 2,0 V per pereche de electrodi. O clasă care măsoară tensiunea efectivă la bornele celulei și o compară cu 1,23 V nu a făcut o greșeală — a măsurat supratensiunea.

În sfârșit, reține ce face acidul nu Anodul produce patru ioni de hidrogen pentru fiecare moleculă de oxigen, iar catodul consumă patru pentru fiecare două molecule de hidrogen, astfel încât acidul sulfuric are exact aceeași concentrație la sfârșit ca la început. Este un catalizator pentru conducție, nu un reactiv, motiv pentru care lista de echipamente necesită doar 15 ml din acesta pentru un litru de apă.

Câtă benzină și cât de repede

Legea lui Faraday convertește sarcina electrică în substanță: n = It/(zF), unde z este numărul de electroni per moleculă — doi pentru hidrogen, patru pentru oxigen. La 25 °C și presiune atmosferică, un mol de gaz ocupă 24,45 L, astfel încât un amper care curge timp de un minut transportă 60 C și produce 60 / (2 × 96 485) = 3,11 × 10⁻⁴ mol de hidrogen, care este 7,6 mL de hidrogen și 3,8 mL de oxigen pe amper-minut. Această singură regulă răspunde la majoritatea întrebărilor cantitative referitoare la acest laborator. Umplerea unei eprubete de 20 mL cu hidrogen în celea șaizeci de secunde permise de protocol ar necesita aproximativ 2,6 A, iar la 2 V asta înseamnă puțin peste 5 W — așa că un curent redus sau o rulare scurtă oferă câțiva mililitri în fiecare eprubetă, în loc de uneia pline, iar eprubetele ar trebui comparate între ele în loc să se aștepte ca acestea să se umple.

De ce acidul și de ce acest acid

Apa pură conține doar 10⁻⁷ mol/L din fiecare ion și conduce de aproximativ cincisprezece mii de ori mai slab decât baia preparată aici; o celulă construită cu acesta aproape că nu ar lăsa să treacă niciun curent, indiferent de tensiunea aplicată. Acidul sulfuric furnizează ionii mobili care transportă curentul între electrozi și este ales înaintea oricărui alt acid datorită a ceea ce va nu fă: ionul sulfat este mult mai greu de oxidat decât apa (+2,01 V față de +1,23 V), astfel încât nu ia parte la reacție, iar apa rămâne singura specie oxidată la anod. De asemenea, acidul furnizează ionii de hidrogen reduși la catod și, după cum s-a arătat mai sus, este regenerat exact în cantitatea în care este consumat.

De ce nu acid clorhidric? Alegerea electrolitului determină ce se produce. Dacă acidul a furnizat ioni de clorură, clorura ar fi oxidată la electrodul pozitiv în competiție cu apa (2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻), iar acel electrod ar elibera clor în loc de oxigen — un gaz toxic care stinge o așchie incandescentă în loc să o reaprindă. Deși oxidarea apei este favorizată termodinamic (+1,23 V față de +1,36 V), degajarea oxigenului are o supratensiune mult mai mare decât degajarea clorului, astfel încât clorura se descarcă preferențial la densități de curent practice. Ac Acesta este același principiu care permite industriei cloro-alcaline să producă clor din saramură. Un electrolit potrivit pentru electroliza apei este așadar unul ai cărui ioni sunt amândoi mai greu de descărcat decât apa însăși: sulfat, azotat sau perclorat cuplați cu hidrogen, sodiu sau potasiu.

Cele două teste de identificare

Testele sunt alese astfel încât fiecare gaz să dea un rezultat pozitiv la unul dintre ele și un rezultat negativ la celălalt, ceea ce face ca această pereche de teste să fie concludentă, nu doar sugestivă. În tubul 1, o cărbune incandescent se reaprinde, deoarece oxigenul la o temperatură de aproape 100 % este de cinci ori mai bogat decât aerul în care ardea așchia, iar căldura reziduală a cărbunelui este suficientă pentru a relansa combustia; gazul în sine nu este un combustibil, așa că o așchie deja în flacără arde pur și simplu mai puternic. În tubul 2, cărbunele se stinge — hidrogenul este un combustibil, nu un oxidant, și înlocuiește aerul de care are nevoie cărbunele — dar o flacără aprinde hidrogenul acolo unde acesta se amestecă cu aerul la gura tubului, iar micul volum închis arde în câteva milisecunde cu sunetul caracteristic de pocnitură. Un elev care semnalează o pocnitură din tubul 1 sau o cărbune reaprinsă din tubul 2 a schimbat tuburile între ele sau polaritatea.

Luate împreună, testele și raportul de volum stabilesc compoziția apei din trei direcții independente: ce gaz se află la fiecare electrod, în ce proporție și cu ce caracter chimic. Aceasta este o concluzie mai puternică decât oricare dintre cele trei luate în mod individual și este motivul pentru care protocolul cere ambele teste pentru ambele tuburi, în loc de testul evident pentru fiecare în parte.

Rezumatul temei pe intervale de note

Clasele a IX-a și a X-a

Concentrare. Ce este electroliza, ce gaz se degajă la fiecare electrod și cum este identificat fiecare.

Activități. Asamblați celula cu conductorul roșu la borna pozitivă și cel negru la cea negativă și descrieți unde apar bulele. Înregistrați care tub se umple mai repede și cu aproximativ cât. Efectuați ambele teste pe ambele tuburi și treceți cele patru rezultate într-un tabel, apoi folosiți tabelul pentru a denumi gazul din fiecare tub. Scrieți ecuația globală și explicați într-o propoziție de ce tubul cu de două ori mai mult gaz trebuie să fie cel cu hidrogen.

Clasa a XI-a

Concentrare. Reacții de jumătate, stechiometria și rolul electrolitului.

Activități. Scrieți semireacția de la fiecare electrod, echilibrați electronii și combinați-le în ecuația globală, identificând oxidarea și reducerea. Explicați de ce este nevoie de acid și arătați, numărând ionii de hidrogen produși și consumați, că acesta nu este consumat. Calculați concentrația acidului după diluarea în litrul de apă. Având un curent și un timp, folosiți legea lui Faraday pentru a prezice volumul fiecărui gaz și comparați predicția cu volumele observate în tuburi.

Clasa a XII-a / Nivel universitar

Concentrare. Termodinamica, cinetica și eficiența celulei.

Activități. Deduceți tensiunea minimă a celulei din cele două potențiale standard, apoi confirmați-o în mod independent din $\Delta G^\circ$ de formare a apei și arătați că rezultatul nu depinde de pH-ul electrolitului. Calculați tensiunea termoneutră din $\Delta H$ și explicați diferența dintre cele două valori în funcție de entropia reacției. Justificați diferența dintre 1,23 V și tensiunea de care are nevoie o celulă reală, distingând supratensiunea de pierderea ohmică, și explicați de ce electrodul de oxigen suportă aproape întreaga valoare a primeia. Utilizați potențialele standard ale sulfatului și clorurii pentru a justifica alegerea electrolitului și explicați de ce produsul favorizat termodinamic nu este cel obținut din saramură. În cele din urmă, estimați randamentul ciclului complet de stocare a electricității sub formă de hidrogen și recuperare a acesteia într-o pilă de combustie și spuneți ce etapă domină pierderea.

Esențiale de laborator

Instrumente

• Pahar Berzelius (1000 mL)
• Pahar Berzelius pentru recuperare
• Sursă de alimentare de curent continuu (generator de curent)
• Fire de conducție cu cleme tip crocodil, unul roșu și unul negru
• Electrozi × 2
• Baghetă de sticlă
• Cilindru gradat (25 mL)
• Trei standuri universale, fiecare cu câte o clemă
• Eprubete × 2, cu dopuri
• Stativ din metal pentru eprubete
• Cronometru
• Așchii de lemn și un mijloc de a le aprinde
• Recipient de deșeuri pentruatelele folosite

Produse

• Apă de la robinet (1 L pentru paharul Berzelius, plus suficientă pentru a umple ambele eprubete)
• H₂deci₄ 1,0 M (soluție, 15 mL)