Elektroliz

Bir okul laboratuvarında kullanılan Hofmann elektroliz cihazının çizimi ⓘ

Kimya ve imalatta elektroliz, kendiliğinden gerçekleşmeyen bir kimyasal reaksiyonu yürütmek için doğrudan elektrik akımı (DC) kullanan bir tekniktir. Elektroliz, elektrolitik bir hücre kullanılarak cevherler gibi doğal olarak oluşan kaynaklardan elementlerin ayrıştırılmasında bir aşama olarak ticari açıdan önemlidir. Elektrolizin gerçekleşmesi için gereken gerilime ayrışma potansiyeli denir. "Lizis" kelimesi ayırmak veya parçalamak anlamına gelir, bu nedenle terim olarak elektroliz "elektrik yoluyla parçalama" anlamına gelecektir. ⓘ

Elektrolizle arıtılmış (%99,97+) saflıkta demir parçaları ve karşılaştırma için yüksek saflıkta (99,9999 % = 6N) 1 cm³ hacminde demirden bir küp. ⓘ

Elektroliz; elektrik akımı yardımıyla, bir sıvı içinde çözünmüş kimyasal bileşiklerin ayrıştırılması işlemi. Bu değişiklik, maddenin elektron vermesinden (yükseltgenme); ya da almasından (indirgenme) kaynaklanır. Elektroliz işlemi, elektroliz kabı ya da tankı denen bir aygıt içinde uygulanır. Bu aygıt, çözünerek artı ve eksi yüklü iyonlara ayrılmış bir bileşiğin (→Elektrolit) içine birbirine değmeyecek biçimde daldırılmış iki elektrottan oluşur. Elektrotlar bir akım kaynağına bağlandığında meydana gelen gerilim (elektriki alan), iyonları karşıt yüklü elektroda (kutup) doğru hareket ettirir. Karşıt kutupta yükünü dengeleyen atom veya moleküller elektrotta çökelir veya elektrolit içindeki moleküllerle yeni reaksiyonlara girer. Yeni reaksiyona girme meyli daha fazladır. Örneğin sofra tuzu içeren elektrolitte anotta klor açığa çıkarken nötr sodyum atomları su moleküllerini etkileyerek katottan hidrojen açığa çıkmasına sebep olurlar ve elekrolitte sodyum hidroksit oluşur. ⓘ

Elektroliz konusundaki 1800 yılında Anthony Carlisle ve William Nicholson, 1807 yılında Humphry Davy ve 1833 yılında Faraday'ın keşifleri ve, 1887 yılında Svante Arrhenius tarafından geliştirilen iyon teorisi, zamanımızın atom fiziğine temel teşkil etmişlerdir. ⓘ

ⓘ

Etimoloji

"Elektroliz" kelimesi 1834 yılında Michael Faraday tarafından, 17. yüzyıldan beri elektriksel olaylarla ilişkilendirilen Yunanca ἤλεκτρον [ɛ̌ːlektron] "amber" ve "çözünme" anlamına gelen λύσις [lýsis] kelimeleri kullanılarak ortaya atılmıştır. Bununla birlikte, kimyasal reaksiyonları incelemek ve saf elementler elde etmek için bir araç olarak elektroliz, Faraday tarafından terimin icat edilmesinden ve resmi tanımından önce gelir. ⓘ

Tarih

On dokuzuncu yüzyılın başlarında William Nicholson ve Anthony Carlisle, Volta'nın deneylerini ilerletmeye çalıştılar. Voltaik bir yığının her iki tarafına iki tel bağladılar ve diğer uçları suyla dolu bir tüpe yerleştirdiler. Teller bir araya getirildiğinde her bir telin kabarcıklar ürettiğini fark ettiler. Bunlardan biri hidrojen, diğeri ise oksijendi. ⓘ

1785 yılında Martin van Marum adlı Hollandalı bir bilim adamı, daha sonra elektroliz olarak bilinen bir süreç kullanarak kalay, çinko ve antimonu tuzlarından indirgemek için kullandığı bir elektrostatik jeneratör yarattı. Bilmeden elektrolizi üretmiş olsa da, William Nicholson ve Anthony Carlisle elektrolizin nasıl çalıştığını 1800 yılına kadar keşfedemedi. ⓘ

1791 yılında Luigi Galvani kurbağa bacakları ile deneyler yaptı. Hayvan kaslarını birbirine benzemeyen iki metal levha arasına yerleştirmenin elektrikle sonuçlandığını iddia etti. Bu iddialara yanıt veren Alessandro Volta kendi testlerini gerçekleştirdi. Bu, Humphry Davy'nin elektroliz konusundaki fikirlerine ışık tutacaktı. Ön deneyler sırasında Humphry Davy, iki element bir araya gelerek bir bileşik oluşturduğunda elektrik enerjisinin açığa çıktığını varsaydı. Humphry Davy, Elektroliz üzerine yaptığı ön deneylerden Ayrışma Tabloları oluşturmaya devam edecekti. Ayrışma Tabloları, belirli bileşikleri parçalamak için gereken enerjiler hakkında fikir verecektir. ⓘ

1817'de Johan August Arfwedson bazı örneklerinde başka bir element olan lityum bulunduğunu tespit etti; ancak bu bileşeni izole edemedi. Ancak 1821 yılında William Thomas Brande elektroliz yöntemini kullanarak bu elementi ayrıştırabildi. İki yıl sonra, lityum ve lityum hidroksit üretmek için elektrolizle birlikte lityum klorür ve potasyum klorür kullanarak süreci kolaylaştırdı. ⓘ

Humphry Davy'nin araştırmalarının ilerleyen yıllarında Michael Faraday onun asistanı oldu. Michael Faraday, Humphry Davy'nin yanında elektroliz süreci üzerinde çalışırken iki elektroliz yasası keşfetti. ⓘ

Maxwell ve Faraday döneminde elektropozitif ve elektronegatif faaliyetlerle ilgili endişeler ortaya çıktı. ⓘ

Kasım 1875'te Paul Émile Lecoq de Boisbaudran, galyum hidroksitin elektrolizini kullanarak galyumu keşfetti ve 3,4 mg galyum üretti. Bir sonraki Aralık ayında, galyum keşfini Paris'teki Académie des sciences'a sundu. ⓘ

26 Haziran 1886'da Ferdinand Frederick Henri Moissan, gaz halinde saf flor elementi oluşturmak için susuz hidrojen florür üzerinde elektroliz gerçekleştirme konusunda nihayet kendini rahat hissetti. Henri Moissan, hidrojen florür kullanmadan önce elektroliz ile florür tuzları kullanıyordu. Böylece 28 Haziran 1886'da Académie des sciences önünde yeni flor elementini keşfettiğini göstermek için deneyini gerçekleştirdi. Florür tuzlarının elektrolizi yoluyla elementel flor bulmaya çalışırken Paulin Louyet ve Jérôme Nicklès de dahil olmak üzere birçok kimyager hayatını kaybetti. ⓘ

1886'da Amerika'dan Charles Martin Hall ve Fransa'dan Paul Héroult alüminyumun elektrolizi için Amerikan patentlerine başvurdular; Héroult patentini Mayıs'ta, Hall ise Temmuz'da teslim etti. Hall, kardeşine ve ailesine yazdığı mektuplarla yönteminin Fransız patenti sunulmadan önce keşfedildiğini kanıtlayarak patentini almayı başardı. Bu, Hall-Héroult süreci olarak bilinmeye başladı ve alüminyumun fiyatı pound başına dört dolardan otuz sente düştüğü için birçok endüstriye fayda sağladı. ⓘ

Zaman Çizelgesi

• 1785 - Martinus van Marum'un elektrostatik jeneratörü, elektroliz kullanarak kalay, çinko ve antimonu tuzlarından indirgemek için kullanıldı.
• 1800 - William Nicholson ve Anthony Carlisle (ve ayrıca Johann Ritter), suyu hidrojen ve oksijene ayrıştırdı.
• 1808 - Potasyum (1807), sodyum (1807), baryum, kalsiyum ve magnezyum Humphry Davy tarafından elektroliz kullanılarak keşfedildi.
• 1821 - Lityum, lityum oksidin elektroliziyle elde eden İngiliz kimyager William Thomas Brande tarafından keşfedildi.
• 1834 - Michael Faraday iki elektroliz yasasını yayınladı, bunlara matematiksel bir açıklama getirdi ve elektrot, elektrolit, anot, katot, anyon ve katyon gibi terminolojiyi tanıttı.
• 1875 - Paul Émile Lecoq de Boisbaudran elektroliz kullanarak galyumu keşfetti.
• 1886 - Flor, Henri Moissan tarafından elektroliz kullanılarak keşfedildi.
• 1886 - Alüminyum üretimi için Hall-Héroult süreci geliştirildi
• 1890 - Sodyum hidroksit yapımı için Castner-Kellner süreci geliştirildi. ⓘ

Genel Bakış

Elektroliz, elektrotlarda kimyasal reaksiyonlar üreten ve malzemelerin ayrışmasını sağlayan bir elektrolitten doğrudan elektrik akımı geçirilmesidir. ⓘ

Elektrolizi gerçekleştirmek için gereken ana bileşenler bir elektrolit, elektrotlar ve harici bir güç kaynağıdır. Ürünlerin karşı elektrotun çevresine yayılmasını önlemek için bir bölme (örneğin bir iyon değiştirme membranı veya bir tuz köprüsü) isteğe bağlıdır. ⓘ

Elektrolit, serbest iyonlar içeren ve elektrik akımı taşıyan kimyasal bir maddedir (örn. iyon ileten bir polimer, çözelti veya iyonik sıvı bileşik). Çoğu katı tuzda olduğu gibi iyonlar hareketli değilse, elektroliz gerçekleşemez. Sıvı bir elektrolit şu şekilde üretilir:

• Hareketli iyonlar üretmek için iyonik bir bileşiğin bir çözücü (su gibi) ile çözünmesi veya reaksiyona girmesi
• Isıtılarak eritilen iyonik bir bileşik ⓘ

Elektrotlar, aralarında elektrolit aracılığıyla bir akım akacak şekilde bir mesafeyle ayrılmış olarak daldırılır ve elektrik devresini tamamlayan güç kaynağına bağlanır. Güç kaynağı tarafından sağlanan bir doğru akım, elektrolitteki iyonların ilgili zıt yüklü elektroda doğru çekilmesine neden olan reaksiyonu yönlendirir. ⓘ

Metal, grafit ve yarı iletken malzemeden elektrotlar yaygın olarak kullanılmaktadır. Uygun elektrot seçimi, elektrot ve elektrolit arasındaki kimyasal reaktiviteye ve üretim maliyetine bağlıdır. Tarihsel olarak, elektroliz için reaktif olmayan anotlar istendiğinde, grafit (Faraday'ın zamanında plumbago olarak adlandırılırdı) veya platin seçilirdi. Bunların anotlar için en az reaktif malzemelerden bazıları olduğu görülmüştür. Platin diğer malzemelere kıyasla çok yavaş aşınır ve grafit parçalanır ve sulu çözeltilerde karbondioksit üretebilir, ancak bunun dışında reaksiyona katılmaz. Katotlar aynı malzemeden yapılabileceği gibi, anottaki oksidasyon nedeniyle anot aşınması daha fazla olduğundan daha reaktif bir malzemeden de yapılabilir. ⓘ

Elektroliz süreci

Elektrolizin temel süreci, uygulanan akım nedeniyle elektronların çıkarılması veya eklenmesi yoluyla atomların ve iyonların değişimidir. Elektrolizin istenen ürünleri genellikle elektrolitten farklı bir fiziksel durumdadır ve fiziksel işlemlerle (örneğin bir elektrotun üzerinde gaz toplanması veya elektrolitten bir ürünün çökeltilmesi yoluyla) uzaklaştırılabilir. ⓘ

Ürünlerin miktarı akımla orantılıdır ve iki veya daha fazla elektrolitik hücre aynı güç kaynağına seri olarak bağlandığında, hücrelerde üretilen ürünler eşdeğer ağırlıklarıyla orantılıdır. Bunlar Faraday'ın elektroliz yasaları olarak bilinir. ⓘ

Her elektrot zıt yüklü iyonları çeker. Pozitif yüklü iyonlar (katyonlar) elektron sağlayan (negatif) katoda doğru hareket eder. Negatif yüklü iyonlar (anyonlar) elektron çıkaran (pozitif) anoda doğru hareket eder. Bu süreçte elektronlar etkin bir şekilde katoda reaktan olarak verilir ve anotta ürün olarak alınır. Kimyada elektron kaybına oksidasyon, elektron kazanımına ise redüksiyon denir. ⓘ

Bir elektrotun yüzeyindekiler gibi nötr atomlar veya moleküller elektron kazandıklarında veya kaybettiklerinde iyon haline gelirler ve elektrolit içinde çözünerek diğer iyonlarla reaksiyona girebilirler. ⓘ

İyonlar elektron kazandıklarında veya kaybettiklerinde ve nötr hale geldiklerinde, elektrolitten ayrılan bileşikler oluşturacaklardır. Cu²⁺ gibi pozitif metal iyonları katot üzerinde bir tabaka halinde birikir. Bunun için kullanılan terimler elektrokaplama, elektrowinning ve elektro rafinasyondur. ⓘ

Bir iyon nötr hale gelmeden elektron kazandığında veya kaybettiğinde, elektronik yükü süreç içinde değişir. ⓘ

Örneğin, tuzlu suyun elektrolizi, elektrolitten kabarcıklar halinde çıkan ve toplanan hidrojen ve klor gazları üretir. Başlangıçtaki genel reaksiyon şu şekildedir:

2 NaCl + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ + Cl_{2 ⓘ}

Anottaki reaksiyon, klor iyonlarından klor gazı elde edilmesiyle sonuçlanır:

2 Cl- → Cl₂ + 2 e- ⓘ

Katottaki reaksiyon hidrojen gazı ve hidroksit iyonları ile sonuçlanır:

2 H₂O + 2 e- → H₂ + 2 OH- ⓘ

Elektrotlar arasında bir bölme olmadan, katotta üretilen OH- iyonları elektrolit boyunca anoda yayılmakta serbesttir. OH- üretimi nedeniyle elektrolit daha bazik hale geldikçe, anotta hipoklorit üreten hidroksit ile reaksiyona girmeye başladıkça çözeltiden daha az Cl₂ çıkar:

Cl₂ + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H₂O ⓘ

Cl₂'nin çözeltideki NaOH ile etkileşime girmesi için ne kadar çok fırsatı olursa, çözeltinin yüzeyinde o kadar az Cl₂ ortaya çıkar ve hipoklorit üretimi o kadar hızlı ilerler. Bu durum çözelti sıcaklığı, Cl₂ molekülünün çözelti ile temas halinde olduğu süre ve NaOH konsantrasyonu gibi faktörlere bağlıdır. ⓘ

Aynı şekilde, hipoklorit konsantrasyonu arttıkça, onlardan kloratlar üretilir:

3 NaClO → NaClO₃ + 2 NaCl ⓘ

Suyun kendi kendine iyonlaşması ve katotta hipokloritin ayrışması gibi başka reaksiyonlar da meydana gelir, ikincisinin hızı difüzyon ve elektrolitle temas halindeki katodun yüzey alanı gibi faktörlere bağlıdır. ⓘ

Ayrışma potansiyeli

Ayrışma potansiyeli veya ayrışma voltajı, elektrolizin gerçekleşmesi için gerekli olan bir elektrolitik hücrenin anot ve katotu arasındaki minimum voltajı (elektrot potansiyelindeki fark) ifade eder. ⓘ

Elektrolizin termodinamik olarak tercih edildiği voltaj, Nernst denklemi kullanılarak hesaplanan elektrot potansiyellerinin farkıdır. Aşırı potansiyel olarak adlandırılan ek voltajın uygulanması reaksiyon hızını artırabilir ve genellikle termodinamik değerin üzerinde gereklidir. Özellikle oksijen, hidrojen veya klor gibi gazları içeren elektroliz reaksiyonları için gereklidir. ⓘ

Elektrotlarda oksidasyon ve redüksiyon

İyonların veya nötr moleküllerin oksidasyonu anotta gerçekleşir. Örneğin, anotta demir iyonlarını ferrik iyonlara oksitlemek mümkündür:

Fe²⁺
(aq) → Fe³⁺
(aq) + e-

İyonların veya nötr moleküllerin indirgenmesi katotta gerçekleşir. Katotta ferrisiyanür iyonlarını ferrosiyanür iyonlarına indirgemek mümkündür:

Fe(CN)^3-
₆ + e- → Fe(CN)^4-
_{6 ⓘ}

Nötr moleküller de elektrotlardan herhangi birinde reaksiyona girebilir. Örneğin: p-benzokinon katotta hidrokinona indirgenebilir:

+ 2 e- + 2 H⁺ →

Son örnekte, H⁺ iyonları (hidrojen iyonları) da reaksiyonda yer alır ve çözeltideki asit veya çözücünün kendisi (su, metanol, vb.) tarafından sağlanır. H⁺ iyonlarını içeren elektroliz reaksiyonları asidik çözeltilerde oldukça yaygındır. Sulu alkali çözeltilerde OH- (hidroksit iyonları) içeren reaksiyonlar yaygındır. ⓘ

Bazen çözücülerin kendileri (genellikle su) elektrotlarda oksitlenir veya indirgenir. Gazları içeren elektroliz bile mümkündür, örneğin bir gaz difüzyon elektrodu kullanarak. ⓘ

Elektroliz sırasında enerji değişimleri

Eklenmesi gereken elektrik enerjisi miktarı, reaksiyonun Gibbs serbest enerjisindeki değişim artı sistemdeki kayıplara eşittir. Kayıplar (teoride) keyfi olarak sıfıra yakın olabilir, bu nedenle maksimum termodinamik verimlilik entalpi değişiminin reaksiyonun serbest enerji değişimine bölünmesine eşittir. Çoğu durumda, elektrik girişi reaksiyonun entalpi değişiminden daha büyüktür, bu nedenle bir miktar enerji ısı şeklinde açığa çıkar. Bazı durumlarda, örneğin buharın yüksek sıcaklıkta hidrojen ve oksijene elektrolizinde, bunun tersi doğrudur ve ısı enerjisi emilir. Bu ısı çevreden emilir ve üretilen hidrojenin ısıtma değeri elektrik girdisinden daha yüksektir. ⓘ

Varyasyonlar

Darbeli akım, DC'den farklı ürünlerle sonuçlanır. Örneğin, darbeli akım, seyreltik sülfürik asit gibi sulu asidik bir çözeltinin elektrolizinde anotta üretilen ozonun oksijene oranını artırır. Etanolün darbeli akımla elektrolizi, öncelikle bir asit yerine bir aldehit ortaya çıkarır. ⓘ

İlgili süreçler

Galvanik hücreler ve bataryalar, faydalı güç sağlayan bir elektrik potansiyeli üretmek için kendiliğinden enerji açığa çıkaran redoks reaksiyonları kullanır. İkincil bir pil şarj edildiğinde, redoks reaksiyonu tersine çalışır ve sistem bir elektrolitik hücre olarak düşünülebilir. ⓘ

Endüstriyel kullanımlar

Alüminyum üretimi için Hall-Heroult prosesi ⓘ

• Alüminyum, lityum, sodyum, potasyum, magnezyum, kalsiyum ve bazı durumlarda bakırın elektrometalurjisi.
• Kloralkali prosesi olarak adlandırılan klor ve sodyum hidroksit üretimi.
• Sodyum klorat ve potasyum klorat üretimi.
• Elektroflorinasyon işlemi ile trifloroasetik asit gibi perflorlu organik bileşiklerin üretimi.
• Rafine bakırdan bakır saflaştırılması.
• Uzay araçları, nükleer denizaltılar ve taşıtlar için hidrojen gibi yakıtların üretimi.
• Eski madeni paraların ve diğer metalik nesnelerin pasının giderilmesi ve temizlenmesi. ⓘ

Üretim süreçleri

Üretimde, elektroliz aşağıdakiler için kullanılabilir:

• Elektrokaplama, ince bir metal filmin bir alt tabaka malzemesi üzerinde biriktirildiği yerdir. Elektrokaplama, araç içi gövdeler ve nikel paralar gibi işlevsel veya dekoratif amaçlarla birçok endüstride kullanılmaktadır.
• Elektrokimyasal işleme (ECM), elektrolitik bir katodun bir iş parçasından anodik oksidasyon yoluyla malzeme çıkarmak için şekillendirilmiş bir araç olarak kullanıldığı işlemdir. ECM genellikle çapak alma veya aletler ya da bıçaklar gibi metal yüzeylerin kalıcı bir işaret veya logo ile aşındırılması için bir teknik olarak kullanılır. ⓘ

Çözelti elektrolizinde yarışan yarı reaksiyonlar

İnert platin elektrotlar içeren bir hücre kullanılarak, bazı tuzların sulu çözeltilerinin elektrolizi katyonların indirgenmesine (örneğin çinko tuzları ile metal birikimi gibi) ve anyonların oksidasyonuna (bromun bromürlerle evrimi gibi) yol açar. Bununla birlikte, bazı metallerin tuzları (sodyum gibi) ile katotta hidrojen gelişir ve bazı anyonlar içeren tuzlar için (sülfat SO2-
₄) anotta oksijen açığa çıkar. Her iki durumda da bunun nedeni suyun hidrojen oluşturmak üzere indirgenmesi veya oksijen oluşturmak üzere oksitlenmesidir. Prensip olarak, bir tuz çözeltisini elektrolize etmek için gereken voltaj, anot ve katottaki reaksiyonlar için standart elektrot potansiyelinden türetilebilir. Standart elektrot potansiyeli, her bir elektrottaki reaksiyonlar için Gibbs serbest enerjisi, ΔG, ile doğrudan ilişkilidir ve akım akmayan bir elektrotu ifade eder. Standart elektrot potansiyelleri tablosundan bir alıntı aşağıda gösterilmiştir. ⓘ

Yarım tepki	E° (V)	Ref.
Na+ + e- ⇌ Na(s)	-2.71
Zn2+ + 2 e- ⇌ Zn(s)	-0.7618
2 H+ + 2 e- ⇌ H2(g)	≡ 0
Br2(aq) + 2 e- ⇌ 2 Br-	+1.0873
O2(g) + 4 H+ + 4 e- ⇌ 2 H2O	+1.23
Cl2(g) + 2 e- ⇌ 2 Cl-	+1.36
S 2O2- 8 + 2 e- ⇌ 2 SO2- 4	+2.07

Elektroliz açısından bu tablo aşağıdaki gibi yorumlanmalıdır:

• Tablodan aşağıya doğru inildikçe E° daha pozitif hale gelir ve soldaki türlerin indirgenme olasılığı daha yüksektir: örneğin, çinko iyonlarının çinko metaline indirgenme olasılığı, sodyum iyonlarının sodyum metaline indirgenme olasılığından daha yüksektir.
• Tabloda yukarı doğru ilerledikçe E° daha negatif hale gelir ve sağdaki türlerin oksitlenme olasılığı daha yüksektir: örneğin, sodyum metalinin sodyum iyonlarına oksitlenme olasılığı, çinko metalinin çinko iyonlarına oksitlenme olasılığından daha yüksektir. ⓘ

Nernst denklemi kullanılarak elektrot potansiyeli belirli bir iyon konsantrasyonu, sıcaklık ve ilgili elektron sayısı için hesaplanabilir. Saf su için (pH 7):

• hidrojen üreten indirgeme için elektrot potansiyeli -0,41 V'tur,
• oksijen üreten oksidasyon için elektrot potansiyeli +0,82 V'tur.

Benzer şekilde 1 M çinko bromür, ZnBr₂ için hesaplanan karşılaştırılabilir rakamlar, Zn metaline indirgeme için -0,76 V ve brom üreten oksidasyon için +1,10 V'tur. Bu rakamlardan çıkan sonuç, suyun elektrolizinden katotta hidrojen ve anotta oksijen üretilmesi gerektiğidir ki bu da çinko metalinin çökeldiği ve brom üretildiği deneysel gözlemiyle çelişmektedir. Bunun açıklaması, hesaplanan bu potansiyellerin yalnızca termodinamik olarak tercih edilen reaksiyonu göstermesidir. Pratikte, ilgili bazı reaksiyon adımlarının kinetiği gibi diğer birçok faktörün dikkate alınması gerekir. Bu faktörler birlikte suyun indirgenmesi ve yükseltgenmesi için tahmin edilenden daha yüksek bir potansiyelin gerekli olduğu anlamına gelir ve bunlar aşırı potansiyel olarak adlandırılır. Deneysel olarak, aşırı potansiyellerin hücrenin tasarımına ve elektrotların yapısına bağlı olduğu bilinmektedir. ⓘ

Nötr (pH 7) bir sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi için, sodyum iyonunun indirgenmesi termodinamik olarak çok zordur ve su indirgenerek hidrojene dönüşür ve çözeltide hidroksit iyonları kalır. Anotta suyun oksidasyonundan ziyade klorun oksidasyonu gözlenir çünkü klorürün klora oksidasyonu için aşırı potansiyel, suyun oksijene oksidasyonu için aşırı potansiyelden daha düşüktür. Hidroksit iyonları ve çözünmüş klor gazı hipokloröz asit oluşturmak üzere reaksiyona girer. Bu işlemden elde edilen sulu çözeltilere elektrolize su denir ve dezenfektan ve temizlik maddesi olarak kullanılır. ⓘ

Araştırma trendleri

Karbondioksitin elektrolizi

CO₂'nin elektrokimyasal indirgenmesi veya elektrokatalitik dönüşümü metan, etilen, etanol vb. gibi katma değerli kimyasallar üretebilir. Karbondioksitin elektrolizi format veya karbon monoksit verir, ancak bazen etilen gibi daha ayrıntılı organik bileşikler verir. Bu teknoloji, organik bileşiklere giden karbon-nötr bir yol olarak araştırılmaktadır. ⓘ

Asitlenmiş suyun elektrolizi

Suyun elektrolizi sırasıyla 2'ye 1 oranında hidrojen ve oksijen üretir.

2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g) E° = +1.229 V ⓘ

Su elektrolizinin enerji verimliliği büyük ölçüde değişir. Bir elektrolizörün verimliliği, giren elektrik enerjisine kıyasla hidrojenin içerdiği entalpinin (oksijenle yanma veya başka bir reaksiyona girmek için) bir ölçüsüdür. Hidrojen için ısı/entalpi değerleri bilim ve mühendislik metinlerinde 144 MJ/kg olarak yayınlanmaktadır. Yakıt hücrelerinin (elektrolizörlerin değil) bu ısı/entalpi miktarının tamamını kullanamadığını ve bu durumun her iki teknoloji türü için verimlilik değerleri hesaplanırken bazı karışıklıklara yol açtığını unutmayın. Reaksiyonda bir miktar enerji ısı olarak kaybolur. Bazı raporlarda alkali elektrolizörler için %50 ila %70 arasında verimlilik değerleri verilmektedir; ancak polimer elektrolit membran elektrolizi ve katalitik teknoloji kullanımıyla %95 verimlilik gibi çok daha yüksek pratik verimlilikler elde edilebilmektedir. ⓘ

Ulusal Yenilenebilir Enerji Laboratuvarı, 1 kg hidrojenin (enerji açısından kabaca 3 kg veya 4 litre petrole eşdeğer) rüzgarla çalışan elektrolizle yakın vadede 5,55 ABD Doları, uzun vadede ise 2,27 ABD Doları arasında bir fiyata üretilebileceğini tahmin etmektedir. ⓘ

Dünya çapında üretilen hidrojen gazının yaklaşık %4'ü elektroliz yoluyla üretilmekte ve normalde yerinde kullanılmaktadır. Hidrojen, Haber süreci yoluyla gübre için amonyak üretiminde ve ağır petrol kaynaklarının hidrokraking yoluyla daha hafif fraksiyonlara dönüştürülmesinde kullanılmaktadır. Son zamanlarda, hidrojenli araçlardaki hidrojen yakıt hücreleri için hidrojen yakalamak amacıyla yerinde elektroliz kullanılmaktadır. ⓘ

Karbon/hidrokarbon destekli su elektrolizi

Son zamanlarda, enerji girdisini azaltmak için, karbon (kömür), alkoller (hidrokarbon çözeltisi) ve organik çözeltinin (gliserol, formik asit, etilen glikol, vb.) suyun birlikte elektrolizi ile kullanılması uygulanabilir bir seçenek olarak önerilmiştir. Hidrojen üretimi için karbon/hidrokarbon destekli su elektrolizi (CAWE olarak adlandırılır) süreci bu işlemi tek bir elektrokimyasal reaktörde gerçekleştirecektir. Bu sistemin enerji dengesi, %60'ı karbon veya hidrokarbonun kimyasal enerjisinden gelen sadece %40 civarında elektrik girdisine ihtiyaç duyabilir. Bu proses katı kömür/karbon partiküllerini veya tozunu bulamaç şeklinde asit/alkali elektrolit içinde dağılmış yakıtlar olarak kullanır ve karbon içeren kaynak aşağıdaki teorik genel reaksiyonlar gibi elektroliz prosesine yardımcı olur:

Karbon/Kömür bulamacı (C + 2H₂O) → CO₂ + 2H₂ E′ = 0,21 V (tersinir voltaj) / E′ = 0,46 V (termo-nötr voltaj) ⓘ

veya ⓘ

Karbon/Kömür bulamacı (C + H₂O) → CO + H₂ E′ = 0,52 V (tersinir voltaj) / E′ = 0,91 V (termo-nötr voltaj) ⓘ

Dolayısıyla, bu CAWE yaklaşımı, gerçek hücre aşırı potansiyelinin, geleneksel su elektrolizi için 1,5 V'a kıyasla önemli ölçüde 1,0 V'un altına düşürülebilmesidir. ⓘ

Elektrokristalizasyon

Elektrolizin özel bir uygulaması, yerinde üretilen oksitlenmiş veya indirgenmiş türlerden elektrotlardan biri üzerinde iletken kristallerin büyümesini içerir. Bu teknik, yük transfer tuzları ve doğrusal zincirli bileşikler gibi düşük boyutlu elektrik iletkenlerinin tek kristallerini elde etmek için kullanılmıştır ⓘ