électrolyse

L'électrolyse est un processus chimique dans lequel le courant électrique force une réaction redox . Il est utilisé, par exemple, pour extraire des métaux ou pour fabriquer des substances qui seraient plus coûteuses ou difficilement extractibles par des procédés purement chimiques. Des exemples d'électrolyse importante sont la production d' hydrogène , d' aluminium , de chlore et de soude caustique .

L'électrolyse nécessite une source de tension continue , qui fournit l'énergie électrique et pilote les réactions chimiques. Une partie de l' énergie électrique est convertie en énergie chimique . Les batteries , accumulateurs ou piles à combustible ont exactement le but opposé, la conversion de l'énergie chimique en énergie électrique : ils servent de source d'énergie. Lorsque vous chargez un accumulateur, une électrolyse a lieu, ce qui inverse les processus chimiques lors de la décharge. Les électrolyses peuvent donc servir à stocker de l'énergie, par exemple dans l'électrolyse de l' eau , qui se traduit par de l' hydrogène et de l' oxygène , qui ont été proposés comme vecteurs d' énergie dans une économie d' hydrogène . En inversant l' électrolyse de l'eau dans une pile à combustible, environ 40% de l'énergie électrique utilisée à l'origine peut être récupérée.

Le dépôt de métaux à partir d'une solution contenant les ions métalliques correspondants par un courant appliqué de l'extérieur est également une électrolyse. Cela peut être utilisé pour produire des couches métalliques, par exemple lors du chromage ; ce type d'électrolyse fait l'objet d'une galvanoplastie . La dissolution électrolytique et la redéposition des métaux sont utilisées pour le nettoyage, par ex. B. de cuivre , et est appelé raffinage électrolytique .

Dans les réactions chimiques qui ont lieu lors de l'électrolyse, des électrons sont transférés. Il y a donc toujours des réactions d'oxydoréduction , l' oxydation ayant lieu à l' anode ( pôle électrique ) et la réduction ayant lieu à la cathode ; Les processus d'oxydation et de réduction sont séparés spatialement au moins partiellement les uns des autres.

l'histoire

L'électrolyse a été découverte en 1800, où la première batterie utile inventée par Alessandro Volta a été utilisée, la pile voltaïque . L'électrolyse nouvellement découverte a permis à Humphry Davy de produire plusieurs métaux de base sous forme élémentaire pour la première fois en 1807 et 1808, par exemple le sodium et le calcium . Michael Faraday a examiné l'électrolyse de plus près et a découvert ses lois fondamentales , à savoir la dépendance des masses converties sur la quantité de charge et la masse molaire . À sa suggestion, les termes électrolyse, électrode , électrolyte , anode , cathode , anion et cation ont été créés. Après l'invention de puissants générateurs électriques , l'électrolyse a conduit à un développement rapide de la science et de la technologie à la fin du 19e siècle, par ex. B. dans la production électrolytique d' aluminium , de chlore et d' alcalis , et dans l'explication du comportement des électrolytes, qui comprennent également les acides et les bases .

principe

Électrolyse (général)
Exemple d'électrolyse avec une solution d'iodure de zinc (tout matériau d'électrode)

Un courant électrique continu passe à travers deux électrodes dans un liquide conducteur (voir électrolyte ). L'électrolyse produit des produits de réaction sur les électrodes à partir des substances contenues dans l'électrolyte.

La source de tension provoque un manque d'électrons dans l'électrode connectée au pôle positif ( anode ) et un excès d'électrons dans l'autre électrode connectée au pôle négatif ( cathode ). La solution entre la cathode et l'anode contient des ions chargés positivement et négativement comme électrolytes. Les ions chargés positivement (cations) ou les substances électroniquement neutres absorbent les électrons à la cathode et sont ainsi réduits. Le processus inverse a lieu à l'anode, la libération d'électrons dans l'électrode. B. anions, sont oxydés. La quantité d'électrons transférés à l'anode est la même que celle transférée à la cathode.

Les substances sont transportées vers les électrodes par transfert de masse convectif (diffusion dans le liquide avec écoulement superposé du liquide) et, en ce qui concerne les ions, en plus par migration (migration due à l'action du champ électrique entre les électrodes).

La tension minimale qui doit être appliquée pour l'électrolyse est appelée tension de décomposition (U z ou E z ). Cette tension ou une tension plus élevée doit être appliquée pour que l'électrolyse ait lieu du tout. Si cette tension minimale n'est pas atteinte, l'électrolyte ou ses interfaces avec les électrodes, également appelées double couche électrochimique , ont un effet isolant.

Pour chaque substance, pour chaque conversion d'ions en molécules diatomiques ou polyatomiques, la tension de décomposition et le potentiel de dépôt peuvent être déterminés à l'aide du potentiel redox . Le potentiel redox fournit des informations supplémentaires, telles que la décomposition électrolytique d'électrodes métalliques dans l'acide ou la réduction de la tension de décomposition en modifiant la valeur du pH . En utilisant le potentiel redox, on peut calculer que la formation anodique d'oxygène lors de l'électrolyse de l'eau dans une solution basique (tension de décomposition: 0,401 V) a lieu à une tension plus basse qu'en acide (tension de décomposition: 1,23 V) ou neutre ( tension de décomposition: 0,815 V) solution A la cathode, cependant, l'hydrogène se forme plus facilement dans des conditions acides que dans des conditions neutres ou basiques.

S'il y a plusieurs cations réductibles dans une solution d'électrolyte, les cations qui ont un potentiel plus positif (moins négatif) dans la série redox (série de tension) sont réduits en premier . Lorsqu'une solution saline aqueuse est électrolysée, il se forme normalement de l'hydrogène et non du sodium au niveau de la cathode. Même s'il existe plusieurs types d'anions qui peuvent être oxydés, ceux qui sont aussi proches que possible de la tension nulle dans la série redox, c'est-à-dire ont un potentiel redox positif plus faible, entrent en jeu.

Une fois la tension de décomposition dépassée, l'intensité du courant augmente proportionnellement à l'augmentation de la tension. Selon Faraday, la quantité en poids d'une substance formée électrolytiquement est proportionnelle à la charge électrique qui a circulé (intensité du courant multipliée par le temps, voir les lois de Faraday ). Une charge électrique de 96485 C (1 C = 1 A · s) est nécessaire pour la formation de 1 g d'hydrogène (environ 11,2 litres, deux électrons sont nécessaires pour former une molécule d'hydrogène) à partir d'une solution aqueuse  . Avec un courant de 1 A, la formation de 11,2 litres d'hydrogène prend 26 heures et 48 minutes.

En plus du potentiel redox, la surtension (la surtension) est également importante. En raison des inhibitions cinétiques sur les électrodes, une tension significativement plus élevée est souvent requise que celle qui peut être calculée à partir du calcul du potentiel redox. Les effets de surtension peuvent - en fonction des propriétés du matériau des électrodes - modifier également la série redox, de sorte que d'autres ions sont oxydés ou réduits que ce qui aurait été prévu sur la base du potentiel redox.

Peu de temps après la coupure de l'électrolyse, un ampèremètre peut être utilisé pour détecter une surtension dans l'autre sens. Dans cette courte phase, le processus inverse d'électrolyse, la formation d'une cellule galvanique, commence. Ici, l'électricité n'est pas utilisée pour la mise en œuvre, mais l'électricité est produite pendant une courte période; ce principe est utilisé dans les piles à combustible .

Parfois, il est conseillé de séparer le compartiment cathodique et le compartiment anodique l'un de l'autre pour éviter des réactions chimiques indésirables et pour permettre l'échange de charge entre l'anode et le compartiment cathodique uniquement à travers un diaphragme poreux - souvent une résine échangeuse d'ions. Ceci est très important dans l'électrolyse technique pour la production de soude caustique . La connaissance des conductivités molaires limites peut également être importante pour suivre le métabolisme et les vitesses de migration des ions .

Si vous forcez une séparation de molécules ou de liaisons individuelles par électrolyse, un élément galvanique agit en même temps, dont la tension contrecarre l'électrolyse. Cette tension est également connue sous le nom de tension de polarisation .

Électrodes

Il n'y a que quelques matériaux d'anode qui restent inertes pendant l'électrolyse, c'est-à-dire qui ne vont pas en solution, par ex. B. platine et carbone . Certains métaux ne se dissolvent pas malgré leur potentiel redox fortement négatif, cette propriété est appelée «passivité». En solution acide, selon l' équation de Nernst, la majorité des métaux devraient se dissoudre avec la formation de cations et d'hydrogène. À l'exception du cuivre, de l'argent, de l'or, du platine et du palladium, presque toutes les paires de cations métal / métal ont un potentiel redox négatif et ne conviendraient pas à l'électrolyse en milieu acide, car l'équilibre (atome métallique et protons) pour la formation de cations et l'hydrogène est déplacé. Dans l'environnement d'acide sulfurique, le plomb est un matériau de cathode peu coûteux et populaire; le plomb et l'oxyde de plomb peuvent être utilisés comme anode (également utilisé dans les batteries de voiture). Le sulfate de plomb est peu soluble, de sorte que les électrodes de plomb se dissolvent à peine.

Du fait de leur passivité, le fer et le nickel peuvent parfois également être utilisés comme anodes en milieu acide, mais ces matériaux d'anode sont également de préférence utilisés en milieu basique. Une anode en fer qui a été traitée avec de l'acide nitrique concentré ne se dissout pas; aucun ion fer (II) ou fer (III) ne se dissout par passivation. Une couche d'oxyde de fer très mince et stable (similaire à l'aluminium) s'est formée, ce qui empêche l'électrode de se dissoudre davantage. Cependant, les ions chlorure ou des températures plus élevées peuvent annuler la passivité.

Par rapport aux autres matériaux d'anode, les anodes en fer n'ont qu'une très faible surtension dans le développement de l'oxygène, c'est pourquoi elles sont de préférence utilisées dans la production d'oxygène.

Des phénomènes d'inhibition au niveau de l'anode, qui conduisent à une surtension lors de la formation d'oxygène, sont observés avec les anodes en carbone et en platine. La surtension peut être utilisée pour générer du chlore au lieu de l'oxygène lors de l'électrolyse d'une solution saline aqueuse.

Au niveau des cathodes de zinc, de plomb et surtout de mercure, les protons présentent une surtension considérable et la formation d'hydrogène n'a lieu qu'à une tension beaucoup plus élevée. La surtension considérable d'hydrogène à la cathode de mercure, à laquelle le sodium est lié sous forme d'amalgame et ainsi retiré de l'équilibre, est utilisée pour la production technique de soude caustique. En raison de la surtension considérable à cette électrode pendant la formation d'hydrogène, la série redox change; au lieu des protons, les ions sodium sont maintenant réduits sur la cathode à mercure.

Matériaux d'électrode appropriés:

métal Utilisé comme cathode Utilisé comme anode Electrolyses fréquentes
Graphite (brûlé) + + + + Electrolyse en fusion (Na, Li, Ca)
Graphite (brûlé) - + + Électrolyse de l'aluminium
Carbone (lisse) - + Production de fluor
platine + - Acide persulfurique
le fer + + + Électrolyse de l'eau
le fer + - Electrolyse en fusion (Na, Li, Ca)
Alliage plomb-argent - + Faible surtension d'oxygène / pile à combustible
mener - + Electrolyse en solution d'acide sulfurique
mener - + Acide perchlorique
aluminium + - Electrolyse zinc, cadmium
Titane (Ru) - + + Très résistant à l'électrolyse au NaCl
Mercure + - Électrolyse alcaline
Étain + cuivre + - Composés organiques

(++) Bien adapté, (+) adapté, (-) pas adapté

Surcharge

Des surtensions peuvent survenir aussi bien à la cathode qu'à l'anode et ainsi augmenter la tension requise par rapport aux calculs selon l' équation de Nernst . Les surtensions sont parfois importantes en cas de formation de gaz (par exemple formation d'hydrogène et d'oxygène). Les gaz générés au niveau des électrodes (voir ci-dessous) forment à leur tour un potentiel électrochimique qui contrecarre la tension appliquée. Une polarisation électrochimique réversible se produit . La polarisation due à la formation des couches superficielles est également observée lors de la charge des accumulateurs et lors de la protection active contre la corrosion cathodique .

L'énergie de surtension appliquée est perdue sous forme de chaleur, elle ne contribue donc pas au métabolisme pendant l'électrolyse. Les surtensions varient en fonction du type de métal et des propriétés de surface des électrodes. L'intensité du courant et la température influencent également la surtension. Une intensité de courant croissante augmente légèrement la surtension, tandis qu'une augmentation de la température abaisse la surtension.

Les tableaux suivants donnent un bref aperçu de la surtension dans le dégagement anodique de l'oxygène et le dégagement cathodique de l'hydrogène (les tests ont été réalisés à différentes valeurs de pH, pour le calcul des variations de pH voir l' équation de Nernst )

Formation d'oxygène de surtension

Conditions: 1 N-aq. KOH, 20 ° C, mesure après 20 min.

Courant / région Courant / région Courant / région
0,01 A / cm 2 0,1 A / cm 2 1 A / cm 2
métal Tension (V) Tension (V) Tension (V)
le cuivre 0,66 0,73 0,77
argent 0,71 0,94 1,06
or 1,05 1,53 1,63
le fer 0,48 0,56 0,63
graphite 0,96 1.12 2,20
nickel 0,75 0,91 1,04
platine 1,32 1,50 1,55
palladium 1,01 1.12 1,28
mener 0,97 1,02 1,04

Formation d'hydrogène en surtension

Conditions: 1 N aq. HCl, 16 ° C

Courant / région Courant / région Courant / région
0,01 A / cm 2 0,1 A / cm 2 1 A / cm 2
métal Tension (V) Tension (V) Tension (V)
le cuivre 0,75 0,82 0,84
argent 0,66 0,76 -
or 0,25 0,32 0,42
le fer 0,53 0,64 0,77
graphite 0,76 0,99 1,03
nickel 0,42 0,51 0,59
platine 0,35 0,40 0,40
Platine plaquée platine 0,03 0,05 0,07
mener 1,24 1,26 1,22
étain 0,98 0,99 0,98
Mercure 1,15 1,21 1,24
tungstène 0,35 0,47 0,54

Dans le cas d'autres réductions électrolytiques (sans formation de gaz), la surtension de diffusion peut également devenir importante. Si après quelques minutes la concentration de la substance à convertir électrolytiquement devant l'électrode chute, il faut appliquer plus de tension pour obtenir le même ampérage. La surtension de diffusion peut être réduite par une agitation continue ou avec des électrodes à disque ou cylindre rotatif.

La surtension d'hydrogène et d'oxygène ne reste pas constante sur de nombreux métaux. Ils augmentent même parfois légèrement après 60 minutes.

Résistance cellulaire

La résistance électrique d'une cellule d'électrolyse gêne la circulation du courant ( loi d'Ohm ) et doit donc être minimisée, sinon de l'énergie est perdue sous forme de chaleur. La résistance d'une cellule électrolytique dépend de la distance entre les électrodes, de la taille de la surface de l'électrode et de la conductivité .

En général, ce qui suit s'applique au calcul de la résistance d'une cellule électrolytique:

Dans l'eau distillée, la conductivité est très faible - la résistance est très élevée - et l'électrolyse est difficile.

Conductivité de certaines solutions
Matériel Température ( K ) Conductivité (1 / (ohm cm))
Eau distillée 273 10 −6 à 10 −7
1 M KCl (aq.) 293 0,102
0,1 M KCl (aq.) 293 0,017
1 M de NaCl 291 0,074
HCl 1 M (aq.) 298 0,332
1 M KOH (aq.) 291 0,184
4 M NaOH (aq.) 0,3500
1 MH 2 SO 4 (aqueux) 0,3700

La conductivité des solutions de faibles concentrations peut être calculée en utilisant la conductivité électrolytique spécifique ou la conductivité équivalente des ions. La conductivité des solutions de très haute concentration doit être déterminée expérimentalement. Bien que la conductivité des acides forts soit plus élevée que dans les solutions basiques de même concentration, de nombreuses électrolyses - dues aux processus de dissolution anodique ou à la formation d'oxygène retardée ou à l'oxydation des halogènes dans le domaine acide - sont principalement effectuées en milieu basique.

La densité actuelle

Afin d'augmenter l'efficacité économique des procédés électrolytiques, les procédés doivent être réalisés aux densités de courant les plus élevées possibles. Ceci est réalisé en augmentant la conductivité en ajoutant du sel ou en augmentant la température (la conductivité spécifique augmente d'environ 1 à 2% pour chaque degré d'augmentation de la température). La densité de courant est souvent limitée par le courant limite de diffusion. À partir de la connaissance du courant limite de diffusion, des chiffres clés sans dimension peuvent être déterminés afin de pouvoir calculer la conversion même pour des systèmes plus grands. Il existe une densité de courant optimale imputée pour chaque électrolyse, ce n'est en grande partie pas la densité de courant maximale.

Afin d'obtenir les dépôts métalliques les plus propres et les plus compacts possibles, une faible densité de courant doit être utilisée. Ceci est particulièrement important pour les couvertures en or, en argent et en cuivre. Les dépôts métalliques à des densités de courant élevées forment ce qu'on appelle des pointes, des poteaux, des arbres et ceux-ci peuvent conduire à des courts-circuits.

Souvent, en particulier en chimie organique, les processus thermiques sont supérieurs aux processus électrolytiques en raison du taux métabolique plus élevé par unité de temps.

Vitesses de migration ionique

Pendant l'électrolyse, les cations peuvent être réduits sur la cathode et les anions peuvent être oxydés sur l'anode. Étant donné que les changements de charge dus à la réduction ou à l'oxydation se produisent juste devant l'électrode, la différence de charge dans l'espace d'électrode doit être compensée par des processus de migration. Les cations et les anions doivent être présents à la même concentration dans l'espace d'électrode; il ne doit y avoir aucun excès d'ions positifs ou négatifs. L'équilibrage des ions dans une cellule électrolytique se fait par migration ionique. La vitesse de migration dépend de la tension de cellule appliquée et du type d'ions. La perte de cations devant la cathode peut être compensée par la migration des cations en excès depuis le compartiment anodique ou, au contraire, par un excès d'anions depuis le compartiment cathodique. En règle générale, il y a un compromis entre les deux directions de migration. Les vitesses de migration peuvent être calculées à partir des conductivités limites des types d'ions. Le changement de la composition ionique peut être déterminé directement avec le nombre de transfert.

Il existe des ions comme H + ou OH - qui migrent très rapidement dans une solution électrolytique. En raison des différentes vitesses de migration, des types d'ions peuvent s'accumuler dans les demi-cellules de la cellule d'électrolyse pendant l'électrolyse.

Avec une augmentation de température de 1 ° C, la conductivité augmente d'environ 1 à 2,5%. L'augmentation de la vitesse de migration pourrait être justifiée par une viscosité plus faible de la coque de solvatation autour des ions ou même par une diminution de la coque de solvatation autour des ions.

Pour lier les paramètres de vitesse de migration , de mobilité ionique (qui n'est pas une vitesse!), D'intensité du champ électrique , de conductivité équivalente / conductivité limite (lambda) et du courant partiel provoqué par les ions dans le champ électrique, voir:

comme:

Exemples

Electrolyse de l'eau

L'électrolyse de l' eau la décompose en éléments oxygène et hydrogène . Comme toutes les électrolyses, elle consiste en deux réactions partielles qui ont lieu sur les deux électrodes (compartiments cathode et anode). Le schéma réactionnel global de cette réaction redox est:

Le courant électrique divise l' eau en hydrogène et en oxygène .

Les électrodes sont immergées dans l'eau, qui est rendue plus conductrice par l'ajout d' acide ou de lessive . Les réactions partielles sont

Compartiment cathodique : 2 H 3 O + + 2 e - → H 2 + 2 H 2 O (pour les solutions acides) ou: 2 H 2 O + 2 e - → H 2 + 2 OH - (pour les solutions basiques)

Compartiment anodique: 6 H 2 O → O 2 + 4 H 3 O + + 4 e - (pour les solutions acides) ou: 4 OH - → O 2 + 2 H 2 O + 4 e - (pour les solutions basiques)

En tant qu'expérience de démonstration, cette réaction peut être effectuée dans l'appareil de décomposition de l'eau de Hofmann .

L'électrolyse de l'eau peut gagner en importance en tant que vecteur d'énergie stockable pour la production d'hydrogène. L' efficacité énergétique de l'électrolyse de l'eau est supérieure à 70%.

Électrolyse de l'iodure de zinc

L'électrolyse de l'iodure de zinc le décompose en éléments zinc et iode . Comme toutes les électrolyses, celle-ci consiste également en deux réactions partielles qui ont lieu sur les deux électrodes (cathode et compartiment anodique). Le schéma réactionnel global de cette réaction redox est:

L'iodure de zinc a été divisé en zinc et en iode par un courant électrique .

Les réactions au niveau des espaces d'électrodes individuels sont les suivantes:

Réaction cathodique : Zn 2+ + 2 e - → Zn

Réaction anodique: 2 I - → I 2 + 2 e -

L'apport d'énergie amène les ions individuels à se déplacer dans la direction des électrodes. Les cations zinc migrent vers la cathode, deux électrons sont absorbés par les cations zinc (réduction) et du zinc élémentaire se forme. Les anions iodés migrent vers l'anode et sont oxydés en iode élémentaire.

Applications

Extraction de substance

Un argent - Cristal électrodéposé avec des structures dendritiques clairement visibles .

Les métaux aluminium et magnésium sont produits par voie électrolytique à l' aide d' une électrolyse au sel fondu . Le cuivre , l' argent et l' or sont également obtenus par voie électrochimique , ainsi que le zinc et le nickel dans une large mesure . D'autres métaux alcalins et la plupart des métaux alcalino-terreux sont également obtenus par électrolyse au sel fondu.

Tant au cours de ce processus que lors de l'électrolyse en milieu aqueux, en fonction de la matière de départ, les halogènes fluor , brome et chlore sont libérés, qui sont utilisés à grande échelle pour d'autres synthèses .

Dans l' électrolyse chlore-alcali , le chlore, l'hydrogène et la soude caustique sont produits à partir de sel gemme .

Galvanoplastie

Le dépôt électrolytique de métaux est l'une des applications les plus importantes, que ce soit pour la production de revêtements métalliques en galvanoplastie ( galvanoplastie , chromage, etc.) ou pour la production et le renforcement de pistes conductrices dans la production de circuits imprimés .

Raffinage électrolytique

Le raffinage électrolytique est un procédé de purification des métaux. Le nettoyage est réalisé en ce qu'une anode est libérée d'un métal brut par électrolyse et est déposée sélectivement sous forme de métal pur sur une cathode. Les impuretés restent dissoutes dans l'électrolyte ou précipitent sous forme de boue d'anode . Les boues anodiques et l'électrolyte sont traités en raison de leurs composants précieux. Le raffinage électrolytique est notamment utilisé pour la purification du cuivre , du nickel , de l' argent et du plomb .

Lors de l' affinage électrolytique du cuivre , du cuivre électrolytique d'une pureté> 99,5% est obtenu et est principalement utilisé pour les conducteurs électriques . Dans le raffinage du cuivre, la tension de la cellule est de quelques dixièmes de volt (principalement causée par les surtensions et la résistance de la cellule), la densité de courant est comprise entre 150 et 240 A / m 2 . La boue anodique contient notamment les métaux précieux or et argent, mais aussi du sélénium et de l' antimoine . Les métaux les moins nobles, tels que le fer, le nickel, le cobalt et le zinc, restent dans l'électrolyte.

Dans le raffinage électrolytique du plomb , le raffinage du plomb brut est utilisé pour séparer l'arsenic, l'antimoine et le bismuth.

Électrolyse Kolbe

L' électrolyse de Kolbe est le plus ancien exemple de réaction électrochimique organique . Lors de cette électrolyse, deux molécules d' acide carboxylique sont couplées à l'élimination du CO 2 .

Autres utilisations de l'électrolyse

  • Chimie analytique : En voltamétrie et polarographie , des informations sur la composition chimique de l'électrolyte sont obtenues en mesurant le courant d'électrolyse en fonction de la tension. En électrogravimétrie et coulométrie , la conversion d'électrolytes par courant électrique est utilisée pour obtenir des informations sur la teneur en métal d'un échantillon.
  • Purification des eaux usées : en plus de la précipitation d'hydroxyde et de la purification des eaux usées avec des échangeurs d'ions, des méthodes de nettoyage électrochimique sont utilisées pour purifier les eaux usées contaminées des industries de la métallurgie, de la galvanoplastie, de la teinture et de l'industrie pharmaceutique. Au niveau de l'anode, les sels de cyanure et les composés organiques sont rendus inoffensifs par oxydation. Au niveau de la cathode z. B. plomb, arsenic et cuivre éliminés par réduction, le chromate est réduit en Cr 3+ .
  • Ablation électrochimique : L' ablation électrochimique (ECM) est également appelée travail électrochimique des métaux. La pièce à usiner est connectée en tant qu'anode et le métal se dissout alors en raison de sa proximité étroite avec la cathode. La forme de la cathode peut influencer le détachement au niveau de l'anode. Les métaux appropriés sont l'aluminium, le cobalt, le molybdène, le nickel, le titane, le tungstène, l'acier et les alliages de fer. Le nitrate de sodium ou l'hydroxyde de sodium est utilisé comme électrolyte .
  • Séparation isotopique : Il y a du deutérium dans l'eau naturelle . Puisque le deutérium réagit beaucoup plus lentement que l'hydrogène à la cathode pour former la molécule de gaz mixte deutérium hydrogène, le deutérium peut être enrichi électrolytiquement.
  • Chargement des batteries : lorsque les batteries sont déchargées, l'énergie chimique est convertie en énergie électrique utilisable. Si vous rechargez une batterie, la tension de charge force une inversion de la réaction redox qui a lieu pendant la décharge. Ainsi, le processus de charge est une électrolyse selon la définition donnée ci-dessus. Cependant, cette dénomination est inhabituelle.

économie

Selon l'Office fédéral de la statistique, les quantités suivantes de métaux ou de produits chimiques ont été produites en Allemagne en 2007.

Matériel Volume de production t (m 3 ) / an Valeur des ventes en millions d'euros
Soude caustique (aqueuse) 4,316,903 501
Chlore gazeux 5 082 913 421
Solution d'hydroxyde de potassium (aqueuse) 177,506 52
Aluminium (non allié) 279 660 529
Aluminium (allié) 1 033 860 1 397
Or (en tant que produit semi-fini) 91 901
Argent (en tant que produit semi-fini) 2 635 455
Cuivre (raffiné) 553 300 1 629
Zinc (brut, raffiné) 264 843 654

Aux États-Unis, les produits d'électrolyse fabriqués sont 2 à 3 fois plus élevés. Environ 5% de l'électricité totale produite là-bas est nécessaire pour l'électrolyse. La quantité totale d'aluminium produite par électrolyse dans le monde est d'environ 50 millions de tonnes par an.

Littérature

  • Manuel de chimie expérimentale. Niveau secondaire supérieur Volume 6: Electrochimie. Aulis Verlag Deubner, 1994, ISBN 3-7614-1630-X .
  • Encyclopédie Ullmann de chimie industrielle. 3e édition. Volume 6, 1955, pp. 253-304. (4e édition, volume 3, p. 262-298, 5e édition, volume A9, p. 220 et suiv.)
  • Gerd Wedler: Manuel de chimie physique. Verlag Chemie, 1982, ISBN 3-527-25880-9 , pages 172-212, pages 405-445, pages 821-836.
  • Udo R. Kunze: Bases de l'analyse quantitative. Georg Thieme Verlag, 1980, ISBN 3-13-585801-4 , pp. 169-171.
  • Carl H. Hamann, Wolf Vielstich: électrochimie. 4e édition. WILEY-VCH Verlag, Weinheim 2005, ISBN 3-527-31068-1 .
  • Bernd Speiser: Méthodes électroanalytiques I: Réactions d'électrodes et chronoampérométrie . Dans: La chimie à notre époque . enregistrer 15 , non. 1 , février 1981, p. 21-26 , doi : 10.1002 / ciuz.19810150105 .
  • Wolfgang-Dieter Luz, Eberhard Zirngiebl: L'avenir de l'électrochimie . Dans: La chimie à notre époque . enregistrer 23 , non. 5 , 1 octobre 1989, p. 151-160 , doi : 10.1002 / ciuz.19890230503 .

liens web

Commons : Electrolyse  - Album avec photos, vidéos et fichiers audio
Wiktionnaire: Electrolyse  - explications des significations, origines des mots, synonymes, traductions

Preuve individuelle

  1. ↑ Schmidt-Walter: La pile à combustible alcaline. 2005, p. 7.
  2. ↑ Règle de base: «Anode» et «Oxydation» commencent par les voyelles A et O , «Cathode» et «Réduction» par les consonnes K et R, respectivement .
  3. ↑ https://oberflaeche.de/wissen/lexikon/begriffe/polarisation/
  4. ↑ M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie . Ed.: Michael Binnewies. 2e édition. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2011, ISBN 978-3-8274-2533-1 , p. 267 .
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