2019 február 20 - szerda

2.4.1.5. Elektrolízis

Az elektrolízis módja határozza meg a vízből kinyert hidrogén mennyiségét, mely számunkra nagyon fontos paraméter. Ahhoz, hogy elegendő hidrogént tudjunk kapni a vízből, tudnunk kell, hogyan állíthatunk elő maximális hidrogénmennyiséget minimális energia-befektetéssel. Ehhez viszont tisztában kell lennünk az elektrolízis alapfogalmaival. Ebben segít ez a fejezet.

Polarizáció

A víz erősen poláros anyag, amelyben a molekulán belül elhelyezkedő oxigén atommal a két hidrogén atom hozzávetőleg 123°-os szögben kapcsolódik, és a hidrogén atomok egy-egy elektronja az oxigén atom körül is keringve, akörül nagyobb utat megtéve az oxigén atom oldalán negatív töltéssúlypontot hoz létre, míg a hidrogén atomok oldalán pozitív töltéssúlypont alakul ki.

viz_dipol 2.4.1.5. Elektrolízis

1. ábra. A vízmolekula, mint elemi dipólus

Az egyes vízmolekulák, mint elemi dipólusok külső villamos tér jelenléte nélkül tetszőleges helyzetet vesznek fel az anyagon belül, így a víz, mint szigetelő anyagú test villamos szempontból semleges.

Azonban villamos teret hozva létre a vízmolekulák körül, a dipólusok a villamos tér irányának megfelelően rendeződnek és egy makroszkopikus dipólust hoznak létre.

orient_pol 2.4.1.5. Elektrolízis

2. ábra. A vízmolekulák a külső villamos tér hatására egy makroszkopikus dipólust alkotnak

Ez a rendeződés azért történik meg, mert a dipólust homogén villamos térbe helyezve arra a dipólusnyomaték vektor és a villamos térerősség vektor vektoriális szorzatával megegyező forgatónyomaték hat.

dip_nyom 2.4.1.5. Elektrolízis

3. ábra. A a villamos erőtér vízmolekulákra, mint dipólusokra ható forgató nyomatéka

A villamos teret pl. úgy hozhatjuk létre, hogy a vízbe két elektródalemezt helyezünk, melyekre adott villamos feszültséget kapcsolunk.

Ha az elektródák között csak vákuum lenne, akkor a síkkondenzátor fegyverzeteit képező C0 kapacitású elektródákra kapcsolt feszültség hatására az elektródákon Q = C0 * U villamos töltés halmozódna fel.

A mi esetünkben viszont, amikoris az elektródák közötti teret dipólusos vízmolekulák töltik ki, ugyanazon U feszültség hatására nagyobb mennyiségű töltés halmozódik fel az elektródákon. Ennek oka az, hogy a fentebb már ismertetett módon a vízben polarizáció megy végbe, amely során a víznek az elektródákkal szomszédos felületén megjelenő töltések az elektródákon levő töltések által létrehozott villamos térrel ellentétes irányba mutató teret hoznak létre. A polarizációs töltések tehát lerontják a “kondenzátor” belsejében a villamos teret. A feszültség azonban állandó értékű és a villamos térerősség vonal menti integráljával egyenlő.

szabad_tolt 2.4.1.5. Elektrolízis

4. ábra. Az elektródokon a vákuum ill. a poláros vízmolekulák hatására felhalmozott töltések

Ekkor a villamos erőtér értéke:

E = U / d

ahol:

  • E – a villamos térerősség az elektródák között,
  • U – az elektródákra kapcsolt feszültség
  • d – az elektródák távolsága.

Az U feszültség és természetesen a d távolság változatlan maradt, tehát az E villamos térerősségnek szintén változatlannak kell maradnia. Ez csak úgy valósulhat meg, ha az elektródákon levő töltés mennyisége megnő. További töltések halmozódnak fel az elektródákon a vízmolekulák által létrehozott, ellentétes irányú villamos tér kompenzálása érdekében. Ezt a töltésmennyiséget Qk kötött töltésnek, az elektródákon eredetileg levő töltést pedig Qsz = Q0 szabad töltésnek nevezzük. Az elektródalemezeken felhalmozódott összes – valódi – töltés tehát: Q = Qsz + Qk

A vízzel kitöltött elektródalemezek C kapacitása az ugyanolyan méretű vákuumkondenzátor kapacitásának er-szerese, vagyis a relatív dielektromos állandó mértékével növekszik meg.

A tiszta desztillált víz dielektromos állandója nagy (ervíz = 81), ezért azt szigetelőként használják számos olyan nagyfeszültségű alkalmazásban, ahol még a porcelán se szigetel elég jól (erporcelán = 6).

A mi célunk viszont az, hogy a vízmolekulákat ne csak polarizáljuk, hanem szét is szakítsuk alkotórészeire. Ehhez az egyik megoldás az, hogy addig növeljük a térerőt, vagyis az elektródákra kapcsolt feszültséget, míg a molekulák szét nem szakadnak az alkotórészeikre, hidrogén és oxigén atomokra. Ezt a módszert használta Meyer is a vízbontójában (lásd itt). Mivel a hidrogén kötés a kémiai kötések közül a második legerősebb kötés, ezért igen nagy feszültségre van szükség annak szétszakításához.

Ha nem akarunk nagy feszültséget használni a hidrogénkötés szétszakítására, akkor olyan fémet kell a vízbe juttatnunk, amelynek a standard elektródpotenciálja negatív.

A következő táblázatban a 25 °C-on mérhető elektródpotenciálok láthatók.

Elektródfolyamat (redukció)
e0
 Li+ + e => Li(s)
-3,045 V
 K+ + e =>K(s)
-2,925 V
 Ba2+ + 2 e => Ba(s)
-2,906 V
 Ca2+ + 2 e => Ca(s)
-2,866 V
 Na+ + e => Na(s)
-2,714 V
 Mg2+ + 2 e => Mg(s)
-2,363 V
 Cr3+ + 3 e =>Cr(s)
-1,744 V
 Al3+ + 3 e => Al(s)
-1,662 V
 Zn2+ + 2 e => ZN(s)
-0,763 V
 Fe2+ + 2 e => Fe(s)
-0,440 V
 Cr3+ + e => Cr(s)
-0,408 V
 Ni2+ + 2 e => Ni(s)
-0,250 V
 Pb2+ + 2 e => Pb(s)
-0,126 V
 2 H+ + 2 e => H2(s)
0,000 V
 Cu2+ + e => Cu+
0,153 V
 AgCl(s) + e => Ag(s) + Cl
0,222 V
 Cu2+ + 2 e => Cu(s)
0,337 V
 I2(s) + 2e => 2 I-
0,536 V
 Fe3+ + e => Fe2+
0,771 V
 Hg22+ + 2 e => 2 Hg(l)
0,788 V
 Ag+ + e => Ag(s)
0,799 V
 Pd2+ + 2 e => Pd(s)
0,987 V
 Br2(l) + 2 e => 2 Br-
1,065 V
 Br2(aq) + 2 e => 2 Br-
1,087 V
 1/2 O2(g) + 2 H+ + 2 e => H2O(l)
1,225 V
 Cr2O72- + 14 H+ + 6 e => 2 Cr3+ + 7 H2O(l)
1,330 V
 Cl2(l) + 2 e => 2 Cl
1,360 V
 Au3+ + 3 e => Au(s)
1,498 V
 MnO4 + 8 H+ + 5 e => Mn2+ + 4 H2O(l)
1,510 V
 F2(g) + 2 e =>2 F
2,870 V

1. táblázat. A 25 °C-on mérhető elektródpotenciálok

Vízből a hidrogént csak azok a fémek képesek redukálni (elektronleadásra késztetni), amelyeknek a standardpotenciálja negatív, vagyis az alkáli- és az alkáliföldfémek, valamint az alumínium. Gyakorlatilag azonban sem az alumínium sem a magnézium nem reagál közönséges körülmények között a vízzel, mert a felületüket összefüggő, védő oxidréteg borítja, mely jelentős aktiválási gátat jelent. Az alkálifémek és az alkáliföldfémek többségének oxidjai, hidroxidjai vízoldékonyak, ezért a reakció végbemegy.

A pozitív elektródpotenciálú fémek a hidrogénionokat nem képesek redukálni. Ezek vizes oldatból soha nem fejleszthetnek hidrogéngázt!

A vízbontásnál az egyik leggyakrabban használt fém a kálium, melyet kálium-hidroxid (KOH) alakjában adunk a vízhez, ahol az feloldódik a következő reakció szerint:

KOH + H2O => K+ + OH + H2O

A pozitív töltésű kálium ion és a negatív töltésű hidroxid ion a nagyon jól szigetelő vizet vezetővé teszi.

Az oldatba elektródákat vezetve és azokra feszültséget kapcsolva az elektródák között létrehozzuk a fentebb már leírt villamos erőteret, aminek hatására a vízmolekulák polarizálódnak. De mivel az oldat már ionokat is tartalmaz, ezért redoxi reakciók is lejátszódnak.

Nézzük meg az egyes elektródákon lejátszódó folyamatokat.

A katód reakciói

A negatív elektródán, azaz a katódon megjelenő elektronok semlegesítik a pozitív töltésű kálium ionokat, amikből a redukció során semleges kálium atomok lesznek:

K+ + e => K

A kálium atom reakcióba lép a vízzel, aminek eredményeként a vízmolekula szétszakad hidrogén ionra és hidroxid ionra:

K + H2O => K + H+ + OH

Ezt követően a pozitív töltésű hidrogén ion egy elektront vesz fel a kálium atomtól – oxidálja azt – aminek eredményeként a kálium atom pozitív ionná válik, a hidrogén ion pedig semleges hidrogén atommá.

K – e + H+ + OH => K+ + H + OH

Mivel a hidrogén atom nagyon reagens, ezért nem marad meg atomi állapotában, hanem egy másik kiszakított hidrogén atommal egyesülve H2 molekulát alkot. Az így kialakult H2 gázok buborékokat formálva a víz felhajtóerejének hatására a víz felszíne felé haladnak, míg a negatív töltésű OH ionok a pozitív töltésű anód felé “vándorolnak”.

Mint látjuk, a kálium az elektron vezetőjeként játszik csak szerepet, a katódról átvezeti az elektront a hidrogén ionhoz, ezáltal katalizálja a vízmolekula szétszakításának folyamatát. De vajon miért nem játszódik le ez a reakció a katalizátor nélkül? Az ok az elektródpotenciálban keresendő. Hasonlítsuk össze a kálium és az oxigén elektródpotenciálját a hidrogénhez képest. Ezt mutatja a következő ábra.

KOH_pot 2.4.1.5. Elektrolízis

5. ábra. Az oxigén és a kálium elektródpotenciálja a hidrogénhez képest

A 5. ábrán látható, hogy a hidrogénhez képest az oxigén elektródpotenciálja pozitív, a káliumé pedig negatív előjelű. Az elektródákra kapcsolt feszültség révén kialakult E villamos erőtér hatására a hidrogén atom pozitív töltésű protonja H+ a villamos erőtérrel egyező irányban mozdul el – az elektromosan negatívabb potenciálú kálium felé, míg a hidrogén atom elektronja azzal ellentétes irányban, az oxigén felé halad, aminek hatására kialakul az OH ion.

Ugyanezen E villamos erőtér hatására a kálium atom legkülső elektronhéján lévő elektron e onnét leszakad és a hidrogén felé mozdul el, miközben a kálium atomból pozitív töltésű K+ ion lesz. A kálium felé haladó H+ proton és a hidrogén felé gyorsuló e elektron egyesülése révén hidrogén atomot kapunk.

Amennyiben nincs a vízben katalizátor – jelen esetben kálium, úgy a vízmolekulák hidrogénatomjai a szomszédos vízmolekulák oxigén atomjai felé néznek, s mivel az oxigén standardpotenciálja pozitív, így az oxigén nem készteti elektronleadásra a szomszédos vízmolekula hidrogénjét. Ekkor nem jön létre a hidrogén szétkapcsolódása, azaz disszociációja.

Ezért van szükségünk katalizátorra.

Az anód reakciói

A pozitív elektródán, azaz az anódon a következő reakciók játszódnak le. A katód felől érkező negatív töltésű hidroxid ionok az anódot elérve leadják a felesleges elektronjukat és semleges molekulává válnak.

OH => OH + e

Két semleges OH molekula egymással egyesülve vizet hoz létre, miközben felszabadul egy oxigén atom.

OH + OH => H2O + O

Az oxigén atom a hidrogén atomhoz hasonlóan nagyon reagens, ezért két oxigénatom O2 molekulát alkotva összekapcsolódik. Az így kialakult O2 gázok buborékokat formálva a víz felhajtóerejének hatására a víz felszíne felé haladnak.

Bomlási feszültség

A következő ábrán a vízbontó árama látható a feszültség függvényében.

U_kritikus 2.4.1.5. Elektrolízis

6. ábra. A vízbontó árama a feszültség függvényében

A 6. ábrán látható görbe azt mutatja, hogy egy bizonyos feszültségszint eléréséig nem folyik áram a vízbontóban, így addig a bomlás nem kezdődik el.

Ez a bomlási feszültség elméletileg 1,23 V, ezalatt nem indul be az elektrolízis folyamata. A gyakorlatban azonban ez a minimális feszültség magasabb. A gyakorlati és elméleti feszültségszintek közötti különbséget túlfeszültségnek nevezzük, melynek értéke az elektróda anyagától, az elektrolittól és a hőmérséklettől függ.

A fentebb ismertetett redoxi reakció beindulásához a gyakorlatban minimum 1,47 V szükséges 25 °C-on. A hőmérséklet változásával azonban ez a feszültség arányosan változik. 60 °C-on ez a feszültség leesik 1,23 V-ra. Ennek a két pontnak az ismeretében felírhatunk egy egyenletet, mely meghatározza a bomlási feszültség értékét a hőmérséklet függvényében.

Az egyenes iránytényezője:

m = (1,23 – 1,47) / (60 – 25) = -0,006857

Ebből a bomlási feszültség:

Ub = m * ( T – 25 ) + 1,47

Példaként mondjuk 73 °C-on a bomlási feszültség:

Ub = -0,006857 * ( 73 – 25 ) + 1,47 = 1,14 V

A bomlási feszültség utáni görbe meredeksége az ionvezetés mértékétől függ.

A bomlási feszültség csökkentésének egyik lehetséges módját ismerheted meg az itt olvasható szabadalomból.

Ionvezetés

A következő táblázatban a különböző ionok vizes oldatban mért relatív vezetőképességét láthatjuk.

Kationok
Relatív vezetőképesség
Anionok
Relatív vezetőképesség
H+
7,0
OH
4,0
Li+
0,8
Cl
1,5
Na+
1,0
Br
1,6
K+
1,5
I
1,5
Mg++
2,4
NO3
1,4
Ca++
2,4
acetát
0,8
Zn++
2,1
SO4
3,2

2. táblázat. A különböző ionok vizes oldatban mért relatív vezetőképessége

Az a gyakran használt kifejezés, hogy az ionok “vándorolnak”, nem teljesen fedi a valóságot, mivel az ionok csak nagyon kis utat tesznek meg, egyfajta rezgőmozgást végeznek egyhelyben “állva”.

Valójában az történik, hogy a hidrogén ion a hozzá legközelebbi vízmolekulával összekapcsolódik és H3O+ iont alkot, majd ez a H3O+ ion a másik oldalán elenged egy hidrogén iont.

H+ + H2O => H3O+ => H2O + H+

Ez a hidrogén ion látszólagos mozgását okozza, miközben egyetlen ion sem mozdult el a helyéről, mindössze a kapcsolódások térbeli elhelyezkedése változott meg. Ez a folyamat végighullámzik az egész oldaton a villamos erőtér irányával párhuzamosan.

Hogy jobban el tudd képzelni ezt a folyamatot, nézd meg a következő ábrát.

H3O_Mozgas 2.4.1.5. Elektrolízis

7. ábra. A H+, azaz a H3O+ ion látszólagos “vándorlása” a katód felé

Az OH ion hasonlóképpen “vándorol” az anód felé, azaz a hozzá legközelebbi vízmolekulával összekapcsolódik és H3O2 iont alkot, majd ez a H3O2 ion a másik oldalán elenged egy OH iont.

OH + H2O => H3O2 => H2O + OH

Ez a “vándorlás” a villamos erőtér irányával ellentétes irányú.

A 2. táblázatban azt látjuk, hogy a H+ ion és az OH ion jóval “mozgékonyabb”, mint a többi ion. Ennek oka az, hogy a többi ion ténylegesen változtatja a helyét, nem csak a kötések változnak a térben. Mivel a vízmolekulák között kell vándorolnia a többi ionnak, pl. a K+ ionnak, ezért nagyobb ellenállást kell leküzdenie, ami végső soron az adott ion vezetőképességének a csökkenéséhez vezet.

Ionkoncentráció

Szó volt arról, hogy mikor a KOH-t beleszórjuk a vízbe, akkor az teljes mértékben feloldódik, azaz K+ és OH ionokra disszociál. Azt gondolhatnánk, hogy minél több KOH van a vízben – tehát minél töményebb az oldat – annál jobb lesz a víz vezetőképessége, hiszen a több ion jobban vezet. Ez azonban csak egy bizonyos koncentrációig igaz, afölött viszont már csökken az oldat vezetőképessége. Ennek oka a következő:

A KOH molekulák feloldódva pozitív és negatív töltésű ionokra (K+ és OH) esnek szét. Amikor még nem kapcsolunk feszültséget az elektródákra, azaz nem hozunk létre villamos erőteret az oldatban, akkor a következő ábrán látható helyzet alakul ki.

Ion_Oldas_utan 2.4.1.5. Elektrolízis

8. ábra. A vízben feloldódott ionok elhelyezkedése külső villamos erőtér nélkül

A pozitív töltésű ion (K+) körül gömbszerűen helyezkednek el mind a negatív (OH), mind pedig a pozitív ionok. Ezt ion atmoszférának hívjuk. Egyfajta egyensúlyi állapot jön létre, ahol az ionok megfelelő távolságra és viszonylag egyenletesen helyezkednek el egymástól. A helyzet azonban megváltozik, mikor létrehozzuk a villamos erőteret.

Ion_E_utan 2.4.1.5. Elektrolízis

9. ábra. A vízben oldott ionok egymásra gyakorolt hatása a villamos erőtérben

A pozitív töltésű ion (K+) a külső villamos tér hatására balra mozdul el. Az ion atmoszféra az ion mögött “ellazul”, míg az ion haladási irányában egy ellentétes irányú erő épül fel a negatív töltésű ionok révén.

Ha híg az oldat, akkor egymástól viszonylag távol helyezkednek el a K+ ionok, így azok egymásra és a negatív töltésű OH ionokra gyakorolt hatása elhanyagolható.

Az oldat koncentrációjának növekedésével viszont egyre több K+ ion lesz az oldatban, ami az OH vagyis H3O2 ionokat magához vonzva először segíti azok haladását, utána viszont visszahúzza, ezáltal csökkentve az E villamos tér erejét.

A 10. ábrán az erős és a gyenge elektrolitok moláris vezetőképességének változását láthatjuk a koncentráció függvényében.

vezetokep 2.4.1.5. Elektrolízis

10. ábra. A moláris vezetőképesség változása a koncentráció függvényében erős és gyenge elektrolitoknál

A gyenge elektrolit oldat azt jelenti, hogy az elektrolit csak részben disszociál az ionjaira, míg az erős elektrolit oldatban az elektrolitok teljesen disszociálnak. A KOH erős elektrolit oldatot eredményez, mivel minden KOH molekula szétbomlik K+ és OH ionokra.

Mint látjuk, a moláris vezetőképesség a koncentráció növekedésével a fent leírt hatás következtében mind az erős, mind pedig a gyenge elektrolit oldatokban csökken.

Az oldat fajlagos vezetőképességének (k) értékét a koncentráció (c) függvényében a következő ábra mutatja.

K_c 2.4.1.5. Elektrolízis

11. ábra. Az oldat fajlagos vezetőképességének (k) értéke a koncentráció (c) függvényében

Az elektrolit oldat fajtájától függ, hogy a vezetőképesség milyen koncentrációig növekszik. Ez a növekedés kb. 25 és 40 %-os koncentrációértékeknél fordul át csökkenésbe a különböző savaknál, míg a KOH oldat esetében kb. 4,2 %-os koncentrációnál.

Maradék feszültség

Mikor az elektródákról lekapcsoljuk a feszültséget, akkor az elektródákon mérhető feszültség először rohamosan csökken, majd ez a csökkenés lassul, végül pár másodperc elteltével beáll kb. 0,8 V-ra, függetlenül attól, hogy hány voltról kezdett csökkenni. (A lekapcsolás pillanatában természetesen a feszültség meghaladta a minimális 1,47 V-ot, hiszen azt tételezzük fel, hogy előtte az elektrolízis folyamata zajlott.)

Ez a 0,8 V-os feszültség azért van jelen, mert a vízmolekulák polarizálódtak és kialakult a fentebb már említett Qk kötött töltés (lásd a 4. ábrát). Az elektrolit oldatban lévő ionok ezeket a töltéseket viszont nem tudják kiegyenlíteni, mert a kritikus 1,23 V-os feszültség alatt az elektrolit ellenállása jelentősen megnövekszik.

Azok a töltések, melyek nem tudtak eltávozni az elektródák felületéről, feszültséget hoznak létre. Ezt a feszültséget maradék feszültségnek nevezzük.

Többlemezes elektrolizáló

A villamos erőtér hatására a pozitív töltésű K+ ionok a negatív töltésű katód felé vándorolnak, s ott egy, a katód felé egyre sűrűsödő réteget alkotnak.

K_ion1 2.4.1.5. Elektrolízis

12. ábra. A K+ ionok koncentrációja a katód felé közeledve növekszik

Az egyenletesebb ioneloszlás érdekében megtehetjük azt, hogy a két szélső elektródalemez közé további elektróda lemezeket kapcsolunk. Ekkor a K+ ionok az elektrolit oldatban ugyan hasonló görbét mutatnak, de az eloszlásuk sokkal egyenletesebb lesz, azaz az egyes “katódok” mentén kevesebb ion gyülemlik fel.

K_ion2 2.4.1.5. Elektrolízis

13. ábra. A K+ ionok koncentrációja több lemez esetén egyenletesebben oszlik el az elektrolit oldatban

Ezzel a megoldással nő a felszabaduló gázok mennyisége ugyanakkora áramerősség mellett. Ez azzal magyarázható, hogy a katódtól az anód felé áramló OH ionok a felesleges elektronjukat már az L2 lemezen leadják, s mivel az L2 lemez nincs összekötve a katóddal, ezért ezek az elektronok nem tudnak egyből a katódra jutni, hanem az L4 anód felé vándorolnak. Az L2 jobb oldala katódként viselkedik, azaz ott hidrogén szabadul fel, míg a baloldala anódként, azaz ott oxigén szabadul fel. Ez a folyamat addig ismétlődik, míg az elektron el nem éri az L4 anódot.

Nem lehet akármennyi lemezt a katód és az anód közé tenni, mivel a d távolság növekedésével – ugyanakkora feszültség mellett – a villamos erőtér csökken, ami egy bizonyos szint alatt már a hatásfok rovására megy. Ezen kívül a vízmolekulák polarizálódása miatt a köztes lemezeken is kialakulnak a Qk kötött töltések, amik a folyamat ellen hatnak, lévén hogy ezek a Qk töltések szintén rendelkeznek saját, a fő erőtérrel ellentétesen ható erőterekkel. Egy bizonyos lemezszám után ezek a kis erőterek egyre jobban rontják az elektrolízis hatásfokát.

Oldatok vezetőképességének meghatározása

Az elektródák között található oldat ellenállását a következő, elektrotechnikában jól ismert képlettel számolhatjuk ki:

R = r * d / A

ahol:

  • R – az oldat ellenállása a két elektróda között (W)
  • r – az oldat fajlagos ellenállása (W * cm)
  • d – az elektródák közötti távolság (cm)
  • A – az elektróda felülete (cm2)

A fajlagos vezetés (k) a fajlagos ellenállás reciproka:

k = 1 / r

ezért:

R = d / (A * k)

A k értéke viszont nem egy konstans, mint pl. a fémeknél, hanem az oldat koncentrációjának függvényében változik. Ezért az elektrolit oldatok vezetését inkább az oldat molekulavezetésével szokás jellemezni. A molekulavezetés (lm) az oldat fajlagos vezetéséből számítható:

lm = k / c

ahol:

  • lm – a molekulavezetés (S * cm2 / mol)
  • k – a fajlagos vezetés (S/cm)
  • c – az oldat koncentrációja (mol/cm3 oldat)

Az erős és a gyenge elektrolit oldatok esetében különböző módon kell számolni a moláris vezetőképességet. Mivel minket a KOH érdekel, ezért csak az erős elektrolitok molekulavezetésével fogunk foglalkozni.

A képletből látszik, hogy a koncentráció (c) növekedésével a molekulavezetés (lm) arányosan csökken. Ha a 10. ábrát megnézzük, láthatjuk, hogy az erős elektrolit oldatoknál a nagyon híg oldat kivételével ez a csökkenés lineáris.

Az oldat koncentrációja és a molekulavezetés közötti empirikus kapcsolatot a következő képlet fejezi ki:

lm = l0 – k * gyok 2.4.1.5. Elektrolízisc

ahol:

  • lm – a molekulavezetés (S * cm2/mol)
  • l0 – a végtelen hígítású oldat molekulavezetése (S * cm2/mol)
  • k – az adott oldatra jellemző tapasztalati érték (pl. kKOH = 13037)
  • c – az oldat ionkoncentrációja (mol/cm3)

A végtelen hígítású elektrolit oldat molekulavezetése az elektrolitban lévő töltéshordozó ionok ionmozgékonyságának az összege:

l0 = lIK + lIA

A következő táblázat néhány ion ionmozgékonyságát mutatja.

Kation
lIK
Anion
lIA
H+
349,7 S * cm2/mol
OH
200,0 S * cm2/mol
Li+
38,68 S * cm2/mol
F
55,4 S * cm2/mol
Na+
50,20 S * cm2/mol
Cl
76,32 S * cm2/mol
K+
68,0 S * cm2/mol
ClO3
64,0 S * cm2/mol
Rb+
77,8 S * cm2/mol
ClO4
68,0 S * cm2/mol
Cs+
77,2 S * cm2/mol
Br
78,4 S * cm2/mol
NH4+
73,7 S * cm2/mol
I
76,9 S * cm2/mol

3. táblázat. Néhány ion ionmozgékonyságának értéke végtelen híg oldatok esetében 25 °C-on

A koncentrációt a következőképpen számítjuk ki:

c = mKOH / ( mtKOH * Voldat )

ahol:

  • c – az oldat koncentrációja (mol/cm3)
  • mKOH – a szilárd halmazállapotú KOH tömege (g)
  • mtKOH – a KOH molekulatömege (= 56,1)
  • Voldat – az oldat térfogata (ml)

Az oldat térfogatát a következőképpen határozhatjuk meg:

Voldat = ( mKOH + mvíz ) / soldat

ahol:

  • mvíz – a víz tömege (g). 1 liter víz tömege 1000 g
  • soldat – a KOH oldat sűrűsége (g/cm3)

A KOH oldat sűrűsége (soldat) a tömegszázalék függvénye, ezt az értéket pl. a Négyjegyű Függvénytáblázatból kaphatjuk meg.

A KOH tömegszázalékát a következőképpen határozhatjuk meg:

m% = ( mKOH * 100 ) / ( mKOH + mvíz )

A jobb érthetőség kedvéért nézzünk egy konkrét példát.

Tegyük fel, hogy 1 dl (100 g) vízben feloldunk 4,2 g KOH-t. Az oldatba vezetett elektróda magassága h = 2 cm, hosszúsága pedig l = 3 cm. Az elektródák közötti távolság legyen d = 1 mm (0,1 cm). Ekkor az oldat tömegszázaléka:

m% = ( mKOH * 100 ) / ( mKOH + mvíz )

m% = (4,2 g * 100 ) / ( 4,2 g + 100 g ) = 4,03 %

A Függvénytábla alapján megállapítottuk, hogy a 4,03 %-os KOH oldat sűrűsége:

soldat = 1,035 g/cm3.

Az oldat térfogata:

Voldat = ( mKOH + mvíz ) / soldat

Voldat = ( 4,2 g + 100 g ) / 1,035 g/cm3 = 100,67 cm3 = 100,67 ml

Az oldat KOH koncentrációja ezek szerint:

c = mKOH / ( mtKOH * Voldat )

c = 4,2 g / ( 56,1* 100,67 cm3 ) = 7,4368 * 10-4 mol/cm3

A végtelen hígítású oldat molekulavezetése a 3. táblázat alapján:

l0 = lIK + lIA = lH+ + lOH

l0 = 349,7 S * cm2/mol + 200,0 S * cm2/mol = 549,7 S * cm2/mol

A 4,03 %-os KOH oldat molekulavezetése pedig:

lm = l0 – k * gyok 2.4.1.5. Elektrolízisc

lm = 549,7 S * cm2/mol – (13037 * gyok 2.4.1.5. Elektrolízis7,4368 * 10-4 mol/cm3)

lm = 194,2 S * cm2/mol

Az oldat fajlagos vezetése:

k = lm * c

k = 194,2 S * cm2/mol * 7,4368 * 10-4 mol/cm3

k = 0,144 S/cm

Az elektródalemez felülete:

A = h * l = 2 cm * 3 cm = 6 cm2

Az elektródák közötti ellenállás ekkor:

R = d / (A * k)

R = 0,1 cm / (6 cm2 * 0,144 S/cm)

R = 0,115 1/S = 0,115 W

Faraday törvénye

Faraday az elektrolízises kísérletei során rájött arra, hogy az oldatból kiváló anyag tömege csak az oldatba vezetett áramerősségtől, az elektrolízis idejétől és az oldatra jellemző állandótól függ.

m = k * I * t

ahol:

  • m – a felszabadult anyag tömege (g)
  • k – elektrolízis állandó
  • I – az alkalmazott áramerősség (A)
  • t – az elektrolízis időtartama (s)

Egy mól z töltésű ion semlegesítéséhez z * 96 485 C töltés szükséges, vagyis az elektrolízishez szükséges töltés egyenesen arányos az elektrolizálandó anyag mennyiségével és töltésével:

F = (I * t) / z * n

ahol:

  • F – Faraday féle szám (F = 96 485 C/mól)
  • n – az ionok száma
  • z – egy molekula felszabadításához szükséges elektronok száma

Ezt a két törvényt egyesítve a következő egyenletet kapjuk:

\Large m =\frac {M * I * t}{z * F}

ahol:

  • M – a móltömeg

A vízbontás során a kivált anyag gáz halmazállapotú, ezért a fenti képletben a móltömeget behelyettesítve a következő egyenletet kapjuk:

\Large V = \frac{( R * T * I * t * 10^3) }{ ( F * p * z )}

ahol:

  • V – a gáz térfogata (liter)
  • R – Moláris gázállandó (= 8,31432 J/(mól*K))
  • T – az elektrolit oldat hőmérséklete (K)
  • I – az elektrolit oldatba vezetett áram erőssége (A)
  • t – az elektrolízis időtartama (s)
  • F – Faraday féle szám (F = 96 485 C/mól)
  • p – az elektrolit oldat feletti levegő nyomása (Pa)
    • (A levegő nyomása 1,013 * 105 Pa)
  • z – egy molekula felszabadításához szükséges elektronok száma
    • zH2=2, azaz 2 mól elektron szükséges egy mól hidrogén felszabadításához
    • zO2=4, azaz 4 mól elektron szükséges egy mól oxigén felszabadításához

Légköri nyomáson és 25 °C-on a képlet a következőképpen egyszerűsödik:

V = ( 8,31432 J/(mól*K) * 298 K* I * t * 103) / ( 96 485 C/mól * 1,013 * 105 * z )

V = 0,000253 * I * t / z

Az elektrolízis hatásfoka

A hatásfokot általánosan a rendszer kimenetén megjelenő és a befektetett energia hányadosaként jellemezzük. Az elektrolízis hatásfokát kétféleképpen határozhatjuk meg, egyrészt energetikai szempontból, másrészt pedig a Faraday hatásfokként.

henergetikai = Eki / Ebe

Az elektrolízisnél az energetikai hatásfokot a következő képlettel határozzuk meg:

henergetikai = ( VH2 * H0 ) / ( Ueff * Ieff * t )

ahol:

  • VH2 – az előállított hidrogén mennyisége (liter)
  • H0 – a hidrogén kalorimetrikus értéke (= 12,745 * 103 J/liter)
  • Ueff – az elektródákra kapcsolt effektív feszültség (V)
  • Ieff – az elektrolizálón átfolyó effektív áramerősség (A)
  • t – az elektrolízis időtartama (s)

A Faraday hatásfok meghatározásához a ténylegesen előállított hidrogén mennyiségét el kell osztani a számított elméleti hidrogéngáz mennyiségével:

hFaraday = VH2 (termelt) / VH2 (számított)

ahol:

  • VH2 (termelt) – a termelődő hidrogéngáz lemért mennyisége
  • VH2 (számított) – az elméletileg kiszámított hidrogén mennyisége

Egy érdekes momentum, hogy mikor többlemezes elektrolizáló készüléket használunk, akkor a Faraday hatásfok meghaladhatja a 100 %-ot!

Az elektrolízis hatásfoka sok tényezőtől függ, például az elektrolit anyagától és koncentrációjától, az alkalmazott elektródák anyagától, méretétől és formájától, az elektrolizáló tartály méretétől és formájától, az elektrolízishez használt áram nagyságától, hullámformájától és frekvenciájától (ha nem egyenáramot használunk), az elektrolízis hőmérsékletétől stb.

Browngáz

A Browngáz a di-atomi és mon-atomi hidrogén és oxigéngázok keveréke.

A Browngáz legegyszerűbb előállítási módja az elektrolízis, mely az elektromos áram segítségével a vizet hidrogénra és oxigénra bontja. A lebontás pillanatában a hidrogén és oxigén úgynevezett mon-atomi állapotban van, azaz nem kapcsolódnak semmilyen más atomhoz, csak önmagukban vannak, mint H és O.

A hagyományos elektrolizálók arra ösztökélik ezeket a mon-atomi hidrogén- és oxigénatomokat, hogy azok di-atomi állapotba menjenek át. A di-atomi állapot azt jelenti, hogy a hidrogénatomok H2 molekulákat, az oxigénatomok pedig O2 molekulákat alkotnak. A di-atomi állapot egy alacsonyabb energiaszintű állapot, s az energiakülönbség hő formájában jelentkezik, mely az elektrolizálót melegíti, s amely így nem elérhető a további felhasználás során.

De mi történik akkor, ha a H és O atomok jelentős része nem alakít ki di-atomi molekulakötéseket. A hagyományos elektrolízis endotermikus (hőelnyelő) folyamat. De ha csak kevés di-atomi molekula keletkezik, akkor az elektrolizáló nem melegszik fel, mivel nincs exotermikus (hőkibocsátó) folyamat, mely a buborékok vízre gyakorolt hatásakor jön létre. Ezen kívül az elektrolízis során keletkezett gáz mennyisége is jelentősen megnövekszik, mivel a mon-atomi móltömeg kétszerese a di-atomi móltömegnek ugyanakkora súlyú víztömeg elektrolizálása során.

Mi történik ezen mon-atomi gázok elégetése során? Mikor csak H és O ég el, akkor a láng sokkal hidegebb, mivel a lángnak nem kell energiát közölnie a H2 és O2 molekulák szétválasztására. Ha csak a H és O atomok vannak jelen az égés során, akkor csak annyi történik, hogy azok a gázállapotból az 1860-szor sűrűbb folyékony halmazállapotba alakulnak át, vagyis vízzé, s ez csak kevés hőtermeléssel jár. Ez a folyamat viszont vákuumot hoz létre robbanásszerű összeroppanást idézve elő. És ha a H és O atomok egyből vizet formálnak, akkor (4 mól hidrogén és 2 mól oxigén esetén) 442.4 Kcal energiát kapunk, ellentétben a 115.7 Kcal-val, amit 2H2:O2 esetén kapnánk.

Ez az extra energia a Browngázoknál furcsa jelenségeket idéz elő, mint például a wolfram nemesítését, melyhez egyébként a nap felszínén található hőmérsékletre lenne szükség. A hagyományos 2H2:O2 lángok nem tudnának ekkora hőt biztosítani. Ez a különleges, magas energiaszintű reakció érdekes hatásokat eredményez, például a Browngáz lángja képes lézerszerű lyukat égetni a fába, fémbe és a porcelánba. Ezen kívül a láng hőmérséklete különböző anyagoknál eltérő.

A mon-atomi hidrogénből (H) és mon-atomi oxigénből (O) álló Browngáz lángjával nem kell energiát közölnünk, mivel az atomok már eleve a legegyszerűbb és legmagasabb energiaszintű állapotukban vannak. Ez azt jelenti, hogy a “tökéletes” Browngáz 3.8-szer több hőenergiával rendelkezik, mint a “közönséges” H2 és O2 gázok (442.4 Kcal / 115.7 Kcal). Így “plazma” típusú hőmérsékleteket és hatásokat érhetünk el, mivel a potenciális atomi energia jelen van, még ha nem is jelentkezik hő formájában.

A Browngázokról szóló rövid ismertetőt angolul itt olvashatod el. (A teljes szöveget nem fordítottam le, csak a lényegesebb részeket.)

Számítások

A következő dinamikus táblázat segítségével meghatározhatod, hogy ha desztillált vízbe adott mennyiségű KOH-t oldasz fel, akkor mekkora lesz az oldat ellenállása, mennyi áram folyik rajta keresztül, mennyi lesz az elméleti gáztermelés stb. A bemeneti adatok a következők:

  • Vvíz – a desztillált víz térfogata literben
  • mKOH – a feloldott KOH mennyisége grammokban
  • A – az elektródalemez elektrolittal érintkező felülete cm2-ben
  • d – az anód és a katód közötti távolság mm-ben. Ha kettőnél több lemezt használsz, akkor a két szélső lemez közötti távolságot jelenti.
  • n – az elektródalemezek száma (minimum kettőnek kell lennie)
  • U – a két szélső elektródára kapcsolt feszültség értéke V-ban
  • T – az elektrolit oldat hőmérséklete °C-ban
  • p – az elektrolit oldat felett lévő levegő nyomása (normál körülmények között 0.1 MPa)
  • t – az elektrolízis időtartama másodpercekben
 Vvíz=l  mKOH=g  A=cm2  d=mm  n=db
U=V
T=°C
p=MPa
t=s
	

4. táblázat. Az elektrolit oldat paraméterei és a fejlődő gázok elméleti mennyisége

A cél az, hogy a lehető legkisebb feszültségen és a lehető legkisebb áram felhasználásával tudjuk előállítani a szükséges mennyiségű hidrogéngázt. A gyakorlatban használt elektrolizálók hatásfoka 50-71% között változik.

A következő sorokban különböző, a hagyományos egyenáramú elektrolízistől eltérő elektrolizálási módszerekről olvashatsz.

  • Andrija Puharich a 70-es évek végén az autójával – melynek üzemanyaga víz volt – beutazta Amerikát és Mexikót. Puharich alaposan tanulmányozta a vízbontás lehetőségeit, mivel a legenergiatakarékosabb módszert akarta kifejleszteni – és végül is siker koronázta a fáradozásait.
  • BingoFuel elektrolizáló készülék nagy áramokkal és viszonylag nagy feszültségen bontja a vizet.
  • Kanarev professzor egy olyan elektrolizálót dolgozott ki, melynek segítségével egy köbméter hidrogént mindössze 0.4 kWh energia segítségével állíthatunk elő. Ez 1000%-os hatásfok-növekedést eredményez.
  • Sanley A. Meyer nagyfeszültséget használva bontotta le a vizet hidrogénra és oxigénra. Az általa alkalmazott módszer nagyon jó hatásfokot biztosított, a víz lebontására használt energiának a több százszorosát tudta kinyerni a hidrogén elégetésekor.
  • Váltakozó polaritású nagyfeszültségű vízbontás. Itt is nagyfeszültséget használ a szabadalom szerzője, és megoldja azt a kérdést is, hogy ne jussanak a szétvált vízmolekulák felszabadult elektronjai a nagyfeszültségű körbe.
  • Horváth István magyar származású feltaláló is kidolgozott egy vízbontási elvet, mely olyan jó hatásfokú volt, hogy a 4000 cm3-es autóját könnyűszerrel, kis energia-befektetéssel tudta vele üzemeltetni.
  • Horváth István előző oldalon ismertetett szabadalmát két évvel később egy újabb szabadalom követte, mely látszólag az előző tökéletesítése volt, bár itt már nem csak az elektrolízist alkalmazta, hanem a radiolízist is.

A következő oldalon a víz és a mágnesesség kapcsolatáról olvashatsz.

Hozzászólok!

A weblap további használatával Ön beleegyezik a sütik használatába. További információ

A süti beállítások ennél a honlapnál engedélyezett a legjobb felhasználói élmény érdekében. Amennyiben a beállítás változtatása nélkül kerül sor a honlap használatára, vagy az "Elfogadás" gombra történik kattintás, azzal a felhasználó elfogadja a sütik használatát.

Bezárás