Vizualizare sursă pentru „Electroliza apei”

{{Articol neverificat}}
[[Fișier:Electrolysis.svg|miniatura|Configurare simplă pentru demonstrarea procesului de electroliză a apei la domiciliu]]
[[Fișier:Aa-battery-electrolysis.jpg|miniatura|[[Baterie electrică|Baterie]] AA într-un pahar cu apă sărată; se poate observa producerea [[hidrogen|hidrogenului]] gazos la borna negativă]]
'''Electroliza apei''' reprezintă [[Water splitting|descompunerea apei]] în gazele [[oxigen]] și [[hidrogen]] ca urmare a trecerii unui [[Electricitate|curent electric]] prin apă. Reacția standard are un potențial de -1.23 V, ceea ce înseamnă că în mod ideal necesită o diferență de [[potențial electric]] de 1,23 de volți pentru a putea descompune apa.

Această tehnică poate fi folosită pentru producerea de [[hidrogen]] (gaz combustibil) și [[oxigen]]; în prezent însă, cele mai multe metode industriale produc hidrogen din [[Gaz natural|gaze naturale]].

== Istoric ==
[[Fișier:Ritter_Wasserelektrolyse.jpg|miniatura|Dispozitivul inventat de [[Johann Wilhelm Ritter]] pentru a realiza electroliza apei]]
Jan Rudolph Deiman și Adriaan Paets van Troostwijk au folosit în 1789, o mașină electrostatică pentru a crea electricitate ce a fost aplicată pe electrozi de aur într-o [[butelie de Leyda]] cu apă.<ref>{{Cite journal
| doi = 10.1016/S0022-0728(99)00365-4
| volume = 476
| issue = 1
| pages = 92–93
| last = Levie
| first = R. de
| title = The electrolysis of water
| journal = Journal of Electroanalytical Chemistry
| accessdate = 30 December 2009
| date = October 1999
| url = http://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6TGB-3XT09XF-D&_user=10&_coverDate=10%2F21%2F1999&_rdoc=12&_fmt=high&_orig=browse&_srch=doc-info(%23toc%235250%231999%23995239998%23139272%23FLA%23display%23Volume)&_cdi=5250&_sort=d&_docanchor=&_ct=12&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=e7aa3f65df7fa20b529eeac1abe4582c
}}</ref> În 1800 [[Alessandro Volta]] a inventat [[Pilă voltaică|pila voltaică]] și câteva săptămâni mai târziu, [[William Nicholson (chemist)|William Nicholson]] și [[Anthony Carlisle]] au folosit-o pentru electroliza apei. Când [[Zénobe Gramme]] a inventat [[Gramme machine|mașina Gram]] în 1869, electroliza apei a devenit o metodă ieftină pentru producția de hidrogen. O metodă de sinteză industrială a hidrogenului si oxigenului prin electroliză a fost dezvoltată de către [[Dmitry Lachinov|Dmitri Lachinov]] în 1888.<ref>[http://www.megabook.ru/Article.asp?AID=645734 Lachinov Dmitry Aleksandrovich] {{webarchive|url=https://web.archive.org/web/20110726201906/http://www.megabook.ru/Article.asp?AID=645734|date=26 July 2011}} at Great [//en.wikipedia.org/wiki/Saints_Cyrill_and_Methodius Cyrill and Methodius] Encyclopedia {{ru icon}}</ref>

== Principiul ==
O sursă de energie electrică de curent continuu este conectată la doi [[Electrod|electrozi]], sau două plăci (de obicei realizate dintr-un metal inert, cum ar fi [[Platină|de platină]], [[oțel inoxidabil]] sau [[iridiu]]), care sunt plasate în apă. Hidrogenul va apărea la [[catod]] (caz în care [[Electron|electronii]] intră în apă), iar oxigenul va apărea la [[anod]].<ref>{{cite book|title=Chemistry|last=Zumdahl|first=Steven S.|last2=Zumdahl|first2=Susan A.|date=2013-01-01|publisher=[[Cengage Learning]]|year=|edition=9th|location=|page=866|isbn=978-1-13-361109-7}}</ref> Presupunând o [[Faradaic efficiency|eficiență faradaică]] ideală, [[Cantitate de substanță|cantitatea]] de hidrogen generată este de două ori cantitatea de oxigen, și ambele sunt [[Proporționalitate|proporționale]] cu [[sarcină electrică]] totală condusă de soluție.<ref name="carmo2013a">{{cite journal|last=Carmo|first=M|author2=Fritz D|author3=Mergel J|author4=Stolten D|title=A comprehensive review on PEM water electrolysis|journal=Journal of Hydrogen Energy|volume=38|issue=12|pages=4901–4934|year=2013|doi=10.1016/j.ijhydene.2013.01.151|url=https://dx.doi.org/10.1016/j.ijhydene.2013.01.151}}</ref> Cu toate acestea, în multe celule apar [[Electroliză|reacții secundar concurente]], rezultând diferite produse și o eficiență mai redusă decât eficiența faradaică ideală.

[[Electroliză|Electroliza]] apei ''pure'' necesită un exces de energie sub formă de suprapotential pentru a depăși diverse bariere de activare. Fără excesul de energie electroliza apei ''pure'' se produce foarte încet sau deloc. Acest lucru este în parte datorită fenomenului limitat de [[Self-ionization of water|auto-ionizare a apei]]. Apa pură are o [[conductivitate electrică]] de aproximativ o milionime din cea a apei de mare. Multe [[Electrolytic cell|celule electrolitice]] pot, de asemenea, să nu aibă lipsa  [[Electrocatalyst|electrocatalizatoare]]. Eficiența electrolizei este crescută prin adăugarea unui [[electrolit]] (cum ar fi o [[Sare (chimie)|sare]], un [[acid]] sau o [[Bază (chimie)|bază]]) și prin utilizarea de [[Electrocatalyst|electrocatalizatoarelor.]]

În prezent, [[Electroliză|proces electrolitic]] este rar folosit în aplicații industriale deoarece hidrogenul poate fi produs mai accesibil din [[Combustibil fosil|combustibili fosili]].<ref>{{cite web|year=2007|url=http://www.fsec.ucf.edu/en/consumer/hydrogen/basics/production.htm|title=Hydrogen Basics&nbsp;— Production|publisher=Florida Solar Energy Center|accessdate=5 February 2008}}</ref>

== Ecuații ==
[[Fișier:Electrolysis_of_Water.png|miniatura|300x300px|Diagramă ce exemplifică [[Ecuație chimică|ecuația chimică]].]]
În apă pură la catodul încărcat negativ are loc o reacție de [[Redox|reducere]], electronii (e<sup>−</sup>) de la catod fiind dați la cationii de hidrogen pentru a forma hidrogen. Jumătatea reacției, echilibrată cu acid, este:

: Reducere la catod: 2H<sup>+</sup>(''[[Soluție apoasă|aq]]'') + 2e<sup>−</sup> → H<sub>2</sub>(''[[Gaz|g]]'')

La anodul încărcat pozitiv, are loc o reacție de [[Redox|oxidare]], ce generează oxigen și oferă electroni anodui pentru a finaliza circuitul:

: Oxidare la anod: 2H<sub>2</sub>O(''[[Lichid|l]]'') → O<sub>2</sub>(''g'') + 4 H<sup>+</sup>(''aq'') + 4e<sup>−</sup>

Aceeași jumătăți de reacții pot fi de asemenea, echilibrate cu bazele enumerate mai jos. Nu toate jumătățile de reacții trebuie să fie echilibrate cu acid sau cu baze. Multe o fac, cum este cea de oxidare sau reducere a apei prezentată aici. Pentru a adăuga jumătăți de reacții, ambele părți trebuie să fie echilibrate cu un acid sau cu o bază. Reacțiile echilibrate cu acid predomină în soluții acide (pH scăzut), în timp ce reacțiile echilibrate cu baze predomină în soluțiile bazice (pH ridicat).
{|
|Catod (reducere):
|2 H<sub>2</sub>O(''l'') + 2e<sup>−</sup>
|→
|H<sub>2</sub>(''g'') + 2 OH<sup>−</sup>(''aq'')
|-
|Anod (oxidare):
|4 OH<sup>−</sup>(''aq'')
|→ 
|O<sub>2</sub>(''g'') + 2 H<sub>2</sub>O(''l'') + 4 e<sup>−</sup>
|}
Combinarea fiecărei jumătăți de reacție, dă aceiași descompunere generală a apei în oxigen și hidrogen:

: Reacția generală: 2 H<sub>2</sub>O(''l'') → 2 H<sub>2</sub>(''g'') + O<sub>2</sub>(''g'')

Numărul de molecule de hidrogen produse este astfel dublul numărului de molecule de oxigen. Presupunând egalitatea de temperatură și presiune pentru ambele gaze, hidrogenul produs are prin urmare, de două ori volumul de oxigenului produs. Numărul de electroni împins prin apă este de două ori numărul de molecule de hidrogen generate și de patru ori numărul de molecule de oxigen generate.

== Termodinamica ==
[[Fișier:PourbaixWater.png|dreapta|miniatura|300x300px| [[Pourbaix diagram|Diagrama Pourbaix]] pentru apă, ce include zonele de echilibru pentru apă, oxigen și hidrogen la STP. Scara verticală este potențialul electrodului de hidrogen sau a unui electrod pasiv în raport cu un [[Standard hydrogen electrode|electrod standard de hidrogen]], scara orizontală este [[PH|pH-ul]] electrolitului. Neglijând [[Overpotential|suprapotențialul]], peste linia de echilibru condiția de echilibru este coordonată de oxigen, care va crea bule pe electrod până când se atinge echilibrul. La fel, sub de linia de echilibru, condiția de echilibru este coordonată de hidrogen, care va crea bule pe electrod până când se atinge echilibrul. ]]
Descompunerea apei pure în hidrogen și oxigen la [[Condiții standard de temperatură și presiune|temperatură și presiune standard]] nu este favorabilă în termeni de [[Termochimie|termodinamică]]. 
{|
|Anod (oxidare):
|2 H<sub>2</sub>O(''l'')
|→ 
|O<sub>2</sub>(''g'') + 4 H<sup>+</sup>(''aq'') + 4e<sup>−</sup>
|E<sup>o</sup> = +1.23 V<ref>[[standard electrode potential (data page)]]</ref>
|-
|Catod (reducere):
|2 H<sup>+</sup>(''aq'') + 2e<sup>−</sup>
|→
|H<sub>2</sub>(''g'')
|E<sup>o</sup> = 0,00 V
|}
Astfel, potențialul standard al unei celule de electroliză a apei (E<sup>o</sup><sub>celulă</sub> = E<sup>o</sup><sub>catod</sub> − E<sup>o</sup><sub>anod</sub>) este de -1.23V la 25°C, la pH 0 ([H<sup>+</sup>] = 1.0 M). La 25°C, cu pH-ul 7 ([H<sup>+</sup>] = 1.0{{E|−7}} M), potențialul este neschimbat conform [[Ecuația lui Nernst|ecuației lui Nernst]]. Potențialul termodinamic al unei celule standard poate fi obținut din calcularea energiei libere a stării standard, pentru a găsi ΔG° și apoi se folosește ecuația: ΔG°= -nFE°(unde E° este potențialul celulei). În practică, atunci când o celulă electrochimică este "condusă" spre finalizare prin aplicarea unui potențial rezonabil, aceasta este controlată cinetic. Prin urmare, energia de activare, mobilitatea ionică (difuzie) și concentrația, rezistenta firului, rezistența suprafeței, inclusiv formarea de bule (ca cauzează o zona de blocaja electrodului) și entropia, necesită aplicarea unui potențial mai mare pentru a putea depăși acești factori. Valoarea cu care trebuie mărit potențialul este numit [[Overpotential|suprapotențial]].

== Alegerea electrolitului ==
[[Fișier:Elektrolyse1.jpg|miniatura|[[Voltametru Hofmann|Voltametrul Hoffman]] conectat la o [[Curent continuu|sursă de alimentare in curent continuu]]]]
Dacă procesele descrise mai sus au loc în apă pură, H<sup>+cu</sup> [[Ion|cationii]] vor fi consumați/reduți la catod și [[Anion|anionii]] OH<sup>−</sup> vor fi consumați/oxidați la anod. Acest lucru poate fi verificat prin adăugarea unui [[indicator de pH]] în apă: apa de lângă catod este bazică în timp ce apa din apropierea anodului este acidă. Ionii negativi de hidroxid care se apropie de anod cea mai mare parte se combină cu ionii pozitivi de hidroniu (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) pentru a forma apă. Ionii pozitivi hidroniu care se apropie de catod, în cea mai mare parte se combină cu ionii negativi de hidroxid pentru a forma apă. Relativ puțini ioni de hidroniu/hidroxid ajung la catod/anod. Acest lucru poate provoca o concentrare a suprapotențialului la ambii electrozi.

Apa pură este un foarte bun izolator, deoarece are un nivel scăzut al [[Self-ionization of water|autoionizării]], K<sub>w</sub> = 1.0×10<sup>-14</sup> la temperatura camerei, și astfel, apa pură conduce curent slab, 0.055 µS·cm<sup>-1</sup>.<ref>{{Cite journal|last=Light|first=Truman S.|last2=Licht|first2=Stuart|last3=Bevilacqua|first3=Anthony C.|last4=Morash|first4=Kenneth R.|date=2005-01-01|title=The Fundamental Conductivity and Resistivity of Water|url=http://esl.ecsdl.org/content/8/1/E16|journal=Electrochemical and Solid-State Letters|language=en|volume=8|issue=1|pages=E16–E19|doi=10.1149/1.1836121|issn=1099-0062}}</ref> Până când nu se aplică un potențial foarte mare, care să determine o creștere a autoionizării apei, electroliza apei pure are loc foarte încet fiind limitată de conductivitatea generală a acesteia.

Dacă se adaugă un electrolit solubil în apă, conductivitatea apei crește considerabil. Electrolitul se disociază în [[Ion|cationi]] și anioni; anionii se grăbesc spre anod și neutralizează acumularea încărcăturii pozitive H<sup>+</sup> de acolo; în mod similar, cationii se grăbesc spre catod și neutralizează acumularea încărcăturii negative OH<sup>−</sup> de acolo. Aceasta permite circulația continuă a energiei electrice.<ref>[//en.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling Pauling, Linus] (1970) ''General Chemistry'', Section 15-2. San Francisco.</ref>

Trebuie avut grijă la alegerea electrolitului, deoarece un anion din electrolit este în competiție cu ionii de hidroxid pentru a da un [[electron]]. Un anion din electrolit cu un [[Standard electrode potential|potențial standard al electrodului]] mai mic decât al hidroxidului va fi oxidat în loc de hidroxid, și nici oxigen nu va fi produs. Un [[Ion|cation]] cu un [[Standard electrode potential|potențial standard al electrodului]] mai mare decât al ionului de hidrogen va fi redus în schimb, și nu va fi produs hidrogen de loc.

Următorii [[Ion|cationi]] au [[Standard electrode potential|potențialul de electrod]] mai mic decât H<sup>+</sup> și sunt prin urmare, adecvați pentru utilizare ca și cationi în electrolit: [[Litiu|Li]]<sup>+</sup>, [[Rubidiu|Rb]]<sup>+</sup>, [[Potasiu|K]]<sup>+</sup>, [[Cesiu|Cs]]<sup>+</sup>, [[Bariu|Ba]]<sup>2+</sup>, [[Stronțiu|Sr]]<sup>2+</sup>, [[Calciu|Ca]]<sup>2+</sup>, [[Sodiu|Na]]<sup>+</sup>, [[Magneziu|Mg]]<sup>2+</sup>. [[Sodiu|Sodiul]] și [[Litiu|litiul]] sunt utilizate frecvent, deoarece ei formează săruri ieftine și solubile.

În cazul în care un [[acid]] este folosit ca electrolit, cationul este H<sup>+</sup>, și nu există nici un concurent pentru H<sup>+</sup> creat prin disocierea apei. Cei mai frecvent utilizat anion este [[Sulfat|sulfatul]] ({{Chem|SO|4|2-}}), deoarece este foarte dificil să oxideze, cu potențialului standard de oxidare al acestui ion față de ionul de [[Peroxydisulfate|peroxidisulfat]] fiind -2.05 volți.

Acizii puternici cum este [[Acid sulfuric|acidul sulfuric]] (H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>), și bazele puternice cum sunt [[Hidroxid de potasiu|hidroxidul de potasiu]] (KOH) și [[Hidroxid de sodiu|hidroxidul de sodiu]] (NaOH) sunt utilizate frecvent ca electroliți din cauza puternicei lor capacități conductoare.

Un electrolit din polimer solid poate fi de asemenea utilizat, cum ar fi [[Nafion]] și atunci când este aplicat cu ajutorul unui catalizator special pe fiecare parte a membranei, poate împărți eficient molecula de apă chiar și cu 1,5 Volți. Există de asemenea, o serie de alte sisteme de electrolit solid care au fost testate și dezvoltate cu un număr de sisteme de electroliza acum disponibile în comerț, care folosesc electroliți solizi.<ref>{{cite journal|last=Badwal|first=SPS|author2=Giddey S|author3=Munnings C|title=Hydrogen production via solid electrolytic routes|journal=WIRES Energy and Environment|volume=2|issue=5|pages=473–487|year=2012|doi=10.1002/wene.50|url=http://wires.wiley.com/WileyCDA/WiresArticle/wisId-WENE50.html|access-date=2018-05-20|archive-date=2013-06-02|archive-url=https://web.archive.org/web/20130602171200/http://wires.wiley.com/WileyCDA/WiresArticle/wisId-WENE50.html|dead-url=yes}}</ref>

== Tehnici ==

=== Demonstrație fundamentală ===
Două [[Sârmă|sârme]], care vin de la bornele unei baterii, sunt plasate într-o ceașcă de apă cu o cantitate de electrolit pentru a stabili conductivitate în soluție. Folosind NaCl (sare de masă) într-o soluție de electrolit rezultă gaz de [[clor]] mai degrabă decât de oxigen din cauza unei [[Electroliză|jumătăți de reacție]] concurentă. Cu electrozii și electroliții corecți, cum ar fi bicarbonatul de sodiu ([[bicarbonat de sodiu]]), hidrogenul și oxigenul vor fi colectați la [[Electrod|electrozii]] încărcați opus. Oxigenul se va colecta de la electrodul încărcat pozitiv ([[anod]]) și hidrogenul se va colecta de la electrodul încărcat negativ ([[catod]]). Rețineți că hidrogenul este încărcat pozitiv în H<sub>2</sub>O moleculă, astfel încât va ajunge la electrodul negativ. (Și vice-versa pentru oxigen.)

Rețineți că într-o soluție apoasă de apă cu ioni de clorură, electroliza va duce fie la OH<sup>−</sup> dacă concentrația de Cl<sup>−</sup> este scăzută, fie la gazul de clor, acesta fiind preferential evacuat în cazul în care concentrația de Cl<sup>−</sup> este mai mare decât 25% din masa soluției.
[[Fișier:Elektrolyse2.jpg|miniatura|Test utilizat pentru a detecta prezența gazului hidrogen]]

=== Voltametrul Hofmann ===
Voltametrul Hofmann este adesea folosit ca o mică celulă electrolitică. El este compus din trei cilindrii alăturați în poziție verticală. Cilindrul din mijloc este deschis la partea de sus pentru a permite adăugarea de apă și electrol. Un electrod de [[platină]] este plasat în partea de jos a fiecăruia din cei doi cilindrui laterali, conectați la bornele pozitive și negative ale unei surse de [[Electricitate|energie electrică]]. Atunci când curentul circulă prin voltametrul Hofmann, la anod (pozitiv) se formează oxigen iar la catod (negativ) se formează hidrogen. Fiecare gaz dizlocă apa și este colectat în partea de sus a celor două tuburi exterioare, de unde poate fi extras cu un robinet.

=== Industrială ===
Multe celule de electroliză industrială sunt foarte asemănătoare cu [[Voltametru Hofmann|voltamentru Hofmann]], cu plăci de platină complexe sau cu faguri ca și electrozi. În general, singura dată când hidrogenul este produs intenționat prin electroliză, este pentru utilizare în aplicații specifice, cum este cazul lămpilor cu [[Oxyhydrogen|oxihidrogen]] sau când este necesar hidrogen sau oxigen de înaltă puritate. Marea majoritate a hidrogenului este produs din hidrocarburi și ca urmare conține urme de [[monoxid de carbon]] , printre alte impurități. Monoxidul de carbon ca și impuritate, poate fi dăunător pentru diverse sisteme, inclusiv pentru multe [[Pilă de combustie|celule de combustibil]].

=== De înaltă presiune ===
Electroliza de înaltă presiune este electroliza apei cu [[Compressed hydrogen|hidrogenul comprimat]] la ieșire în jurul valorii de 120-200 [[Bar]] (1740-2900 psi).<ref>[http://www.fz-juelich.de/scientific-report-2001/docs/patente/26_11600.pdf?web_session=e4af90eba1518be519b2c1b61fa42cfb 2001-High pressure electrolysis – The key technology for efficient H.2]{{dead link|date=May 2016}}</ref> Prin presurizarea hidrogenului în electrolizor, nevoie unui [[Hydrogen compressor|compresor de hidrogen]] extern este eliminată; consumul mediu de energie pentru compresia internă fiind de aproximativ 3%.<ref>{{cite journal|url=http://www.fz-juelich.de/ief/ief-3/datapool/page/214/solar%20energy%2075%20469-478.pdf|title=Ten years of operational experience with a hydrogen-based renewable energy supply system|journal=Solar Energy|volume=75|issue=6|pages=469–478|doi=10.1016/j.solener.2003.09.006|year=2003|last1=Ghosh|first1=P.C|last2=Emonts|first2=B|last3=Janßen|first3=H|last4=Mergel|first4=J|last5=Stolten|first5=D|deadurl=unfit|archiveurl=https://web.archive.org/web/20090327074743/http://www.fz-juelich.de/ief/ief-3/datapool/page/214/solar%20energy%2075%20469-478.pdf|archivedate=27 March 2009|bibcode=2003SoEn...75..469G}}CS1 maint: Unfit url ([//en.wikipedia.org/wiki/Category:CS1_maint:_Unfit_url link]) 
[[Category:CS1 maint: Unfit url|Category:CS1 maint: Unfit url]]</ref>

=== De înaltă temperatură ===
Electroliza de înaltă temperatură (de asemenea HTE sau electroliza aburului) este o metodă investigată în prezent pentru electroliza apei, folosind un [[motor termic]]. Electroliza de temperatură ridicată electroliza poate fi de preferat în locul electrolizei tradiționale la temperatura camerei, deoarece o parte din energie este furnizată sub formă de căldură, care este mai ieftină decât energia electrică, și pentru că reacția de electroliză este mult mai eficientă la temperaturi mai ridicate.<ref>{{cite web|url=http://www.hi2h2.com/|title=High temperature electrolysis using SOEC|publisher=Hi2h2|date=|accessdate=5 May 2016}}</ref><ref>{{cite web|url=http://www.weltemp.eu/|title=WELTEMP-Water electrolysis at elevated temperatures|publisher=Weltemp.eu|date=31 December 2010|accessdate=5 May 2016|archive-date=2016-03-03|archive-url=https://web.archive.org/web/20160303181004/http://www.weltemp.eu/|dead-url=yes}}</ref>

=== Nichel/fier ===
În 2014, cercetătorii au anunțat un sistem de electroliză realizat din materiale ieftine și abundente, nichel și fier, mai degrabă decât din catalizatori realizați din metale prețioase, precum platina sau iridiu. Structura nichel-metal/nichel-oxid este mult mai activă decât metalul de nichel pur sau decât oxidul de nichel pur. Acest catalizator reduce semnificativ [[Tensiune electrică|tensiunea]] necesară.<ref>{{Cite news|url=http://www.kurzweilai.net/a-low-cost-water-splitter-that-runs-on-an-ordinary-aaa-battery|title=A low-cost water splitter that runs on an ordinary AAA battery|date=22 august 2014|work=KurzweilAI}}</ref><ref name="r1">{{Cite journal|last2=Zhou|first2=Wu|last3=Tsai|first3=Mon-Che|last4=Zhou|first4=Jigang|last5=Guan|first5=Mingyun|last6=Lin|first6=Meng-Chang|last7=Zhang|first7=Bo|last8=Hu|first8=Yongfeng|last9=Wang|first9=Di-Yan|date=2014|title=Nanoscale nickel oxide/nickel heterostructures for active hydrogen evolution electrocatalysis|journal=Nature Communications|volume=5|pages=4695|doi=10.1038/ncomms5695|pmid=25146255|last1=Gong|first1=Ming|last10=Yang|first10=Jiang|last11=Pennycook|first11=Stephen J.|last12=Hwang|first12=Bing-Joe|last13=Dai|first13=Hongjie|bibcode=2014NatCo...5E4695G}}</ref> De asemenea, [[Nickel-iron battery|bateriile nichel–fier]] sunt investigate pentru utilizare ca și baterii combinate și pentru producerea hidrogenului prin electroliză. Aceste "batolizoare" ar putea fi încărcate și descărcate ca și bateriile convenționale, și ar produce hidrogen atunci când sunt complet încărcate.<ref>F. M. Mulder et al: ''Efficient electricity storage with the battolyser, an integrated Ni-Fe-battery and electrolyser''. [//en.wikipedia.org/wiki/Energy_and_Environmental_Science Energy and Environmental Science]. 10, 3, 756-764, 2017, {{DOI|10.1039/C6EE02923J}}</ref>

== Aplicații ==
Aproximativ cinci la sută din gazul hidrogen produs în întreaga lume este creat prin electroliză. Majoritatea din acest hidrogen produs prin electroliză, este un produs secundar în producția de [[clor]] și [[Hidroxid de sodiu|sodă caustică]]. Acesta este un prim exemplu de o [[Electroliză|reacție secundară concurentă]].

: 2NaCl + 2H<sub>2</sub>O → Cl<sub>2</sub> + H<sub>2</sub> + 2NaOH

La electroliza cu sare, amestecul de apă/clorură de sodiu, reprezintă doar jumătate din electroliza apei, deoarece ionii de [[Clorură|clor]] sunt oxidați în clor, mai degrabă decât apa să fie oxidată în oxigen. Din punct de vedere termodinamic, acest lucru nu ar fi de așteptat, deoarece potențialul de oxidare al ionului de clor este mai mic decât cel al apei, dar rata de reacție a clorului este mult mai mare decât cea a apei, făcându-l să predomine. Hidrogenul produs din acest proces este ars (conversia înapoi la apă) și utilizat pentru producția de [[Specialty chemicals|produse chimice de specialitate]], sau pentru diverse alte aplicații la scară mică.

Electroliza apei este de asemenea utilizată pentru a genera oxigen pentru [[Stația Spațială Internațională]].<ref name="asme">{{cite web|title=Making Space Safer with Electrolysis|url=http://www.asme.org/kb/news---articles/articles/aerospace---defense/making-space-safer-with-electrolysis|publisher=[[ASME]]|accessdate=26 May 2012}}</ref><ref name="nasa">{{cite web|title=Breathing Easy on the Space Station|url=https://science.nasa.gov/science-news/science-at-nasa/2000/ast13nov_1/|publisher=NASA Science|accessdate=26 May 2012|archive-date=2019-03-11|archive-url=https://web.archive.org/web/20190311204439/https://science.nasa.gov/science-news/science-at-nasa/2000/ast13nov_1|dead-url=yes}}</ref>

Hidrogenul poate fi folosit apoi într-o [[Pilă de combustie|celulă de combustibil]] ca o metodă de stocare a energiei și a apei.<ref name="storage">{{cite web|title=Solar Hydrogen Fuel Cell Water Heater (Educational Stand)|url=https://www.scribd.com/doc/34346401/Solar-Hydrogen-Fuel-Cell-Water-Heater-Educational-Stand|publisher=[[Scribd]]}}</ref>

== Eficiența ==

=== Producția industrială ===
Eficiența generatoarelor de hidrogen moderne este dată de ''energia consumată per volumul standard de hidrogen'' (MJ/m<sup>3</sup>), în condiții de [[Condiții standard de temperatură și presiune|temperatură și presiune standard]] a H<sub>2</sub>. Cu cât este mai mică energia utilizată de un generator, cu atât mai mare va fi eficiența acestuia; un electrolizor cu eficiență de 100% ar consuma 39,4 kilowați-oră per kilogram (142 MJ/Kg)  de [[hidrogen]],<ref name="EU140207">{{cite web|url=http://www.fch-ju.eu/sites/default/files/study%20electrolyser_0-Logos_0_0.pdf|title=Development of water electrolysis in the European Union|author=Luca Bertuccioli|work=Client Fuel Cells and Hydrogen Joint Undertaking|date=7 February 2014|display-authors=etal|accessdate=2018-05-20|archive-date=2015-03-31|archive-url=https://web.archive.org/web/20150331145105/http://www.fch-ju.eu/sites/default/files/study%20electrolyser_0-Logos_0_0.pdf|dead-url=yes}}</ref> 12,749 de jouli per litru (12,75 MJ/m3). Electroliza practică (folosind un electrolizor rotativ la o presiune de 15 bari) poate consuma 50 kilowați-oră per kilogram (180 MJ/Kg), și alți  15 kilowați oră (54 MJ) dacă hidrogenul este comprimat pentru utilizarea în mașini pe hidrogen.<ref>Stensvold, Tore (26 January 2016). [http://www.tu.no/artikler/coca-cola-oppskrift-kan-gjore-hydrogen-til-nytt-norsk-industrieventyr/276348 «Coca-Cola-oppskrift» kan gjøre hydrogen til nytt norsk industrieventyr]. ''[//en.wikipedia.org/wiki/Teknisk_Ukeblad Teknisk Ukeblad]'', .</ref>

Furnizorii de electrolizoare oferă eficiența pe baza [[Entalpie|entalpiei]]. Pentru a evalua eficiența susținută a unui electrolizor, este important să se stabilească cum a fost aceasta definită de către furnizor (de exemplu, care este valoarea entalpiei, ce densitate de curent are, etc.).

Există două tehnologii disponibile pe piață, electrolizoare ''alcaline'' și cu ''[[membrană schimbătoare de protoni]]'' (PEM).
Electrolizoarele alcaline sunt mai ieftine în termeni de investiție (în general ele folosesc catalizatori de nichel), dar mai puțin eficiente; electrolizoarele PEM în schimb, sunt mai scumpe (în general folosesc catalizatori din categoria metalelor scumpe), dar sunt mai eficiente și pot funcționa la densități de curent mai mare, și, prin urmare, poate fi, eventual, mai ieftin dacă producția de hidrogen este suficient de mare.

Electroliza convențională alcalină are o eficiență de aproximativ 70%.<ref>{{cite book|last1=Stolten|first1=Detlef|title=Hydrogen Science and Engineering: Materials, Processes, Systems and Technology|date=Jan 4, 2016|publisher=John Wiley & Sons|isbn=9783527674299|pages=898|url=https://books.google.hu/books?id=we5bCwAAQBAJ&dq|accessdate=22 April 2018}}</ref> Contabilizarea utilizării acceptate a căldurii mai mari (pentru că ineficiența datorată căldurii poate fi redirecționată înapoi în sistem pentru a produce aburul necesar catalizatorului), eficiența medie pentru [[PEM electrolysis|electroliza PEM]] este în jur de 80%.<ref>{{cite web|title=ITM - Hydrogen Refuelling Infrastructure - February 2017|url=http://www.level-network.com/wp-content/uploads/2017/02/ITM-Power.pdf|website=www.level-network.com|accessdate=17 April 2018|ref=pg12|archive-date=2018-04-17|archive-url=https://web.archive.org/web/20180417105426/http://www.level-network.com/wp-content/uploads/2017/02/ITM-Power.pdf|dead-url=yes}}</ref> Acest lucru este de așteptat să crească la valori între 82-86%<ref>{{cite web|title=Cost reduction and performance increase of PEM electrolysers|url=http://www.fch.europa.eu/sites/default/files/Nov22_Session3_Panel%205_Slot%202_NOVEL-MEGASTACK_Thomassen%20%28ID%202891376%29.pdf|website=www.fch.europa.eu|publisher=Fuel Cells and Hydrogen Joint Undertaking|accessdate=17 April 2018|ref=pg9}}</ref> până în 2030. Eficiența teoretică pentru electrolizoarele PEM este prezisă a fi de până la 94%.<ref>{{cite web|url=http://www.bellona.org/filearchive/fil_Hydrogen_6-2002.pdf|title=Hydrogen—Status and Possibilities|author=Bjørnar Kruse|author2=Sondre Grinna|author3=Cato Buch|date=13 February 2002|format=PDF|publisher=The Bellona Foundation|archiveurl=https://web.archive.org/web/20130916201553/http://www.bellona.org/filearchive/fil_Hydrogen_6-2002.pdf|archivedate=16 September 2013|page=20|deadurl=unfit}}CS1 maint: Unfit url ([//en.wikipedia.org/wiki/Category:CS1_maint:_Unfit_url link]) 
[[Category:CS1 maint: Unfit url|Category:CS1 maint: Unfit url]]</ref>
[[Fișier:H2_production_cost_($-gge_untaxed)_at_varying_natural_gas_prices.jpg|miniatura|400x400px|Costurile de producție pentru H<sub>2</sub>, la diverse prețuri ale gazelor naturale]]


=== Suprapotențial ===
Electrolizoarele de apă reale necesită tensiuni mai mari de reacție pentru a funcționa. Ceea ce depășește 1.23 V<ref>1.23 V is the standard potential; in non-standard conditions it may be different, in particular it decreases with temperature.</ref> este numit [[Overpotential|suprapotențial]] sau supratensiune, și reprezintă orice fel de pierdere și orice nu este deal în procesul electrochimic.

Pentru o celulă bine concepută cel mai mare [[Overpotential|suprapotențial]] îl reprezintă [[Overpotential#Reaction overpotential|suprapotențialul de reacție]] necesar pentru oxidarea a patru electroni ai apei în oxigen la anod; [[Cataliză|electrocataliza]] poate facilita această reacție, iar aliajele [[Platină|de platină,]] reprezintă ultima generație pentru această oxidare. Dezvoltarea unei electrocatalize ieftine și eficiente pentru această reacție va reprezenta un mare avans, și este un subiect de cercetare actual; există mai multe abordări, printre ele o soluție veche de 30 de ani, reteta pentru [[Molybdenum sulfide|sulfura de molibden]],<ref name="KibsgaardJaramillo2014">{{cite journal|last1=Kibsgaard|first1=Jakob|last2=Jaramillo|first2=Thomas F.|last3=Besenbacher|first3=Flemming|title=Building an appropriate active-site motif into a hydrogen-evolution catalyst with thiomolybdate [Mo<sub>3</sub>S<sub>13</sub>]<sup>2−</sup> clusters|journal=Nature Chemistry|volume=6|issue=3|year=2014|pages=248–253|doi=10.1038/nchem.1853|pmid=24557141|bibcode=2014NatCh...6..248K}}</ref> [[Potential applications of graphene#Quantum dots|punctele cuantice de grafen]],<ref name="FeiYe2014">{{cite journal|last1=Fei|first1=Huilong|last2=Ye|first2=Ruquan|last3=Ye|first3=Gonglan|last4=Gong|first4=Yongji|last5=Peng|first5=Zhiwei|last6=Fan|first6=Xiujun|last7=Samuel|first7=Errol L. G.|last8=Ajayan|first8=Pulickel M.|last9=Tour|first9=James M.|title=Boron- and Nitrogen-Doped Graphene Quantum Dots/Graphene Hybrid Nanoplatelets as Efficient Electrocatalysts for Oxygen Reduction|journal=ACS Nano|volume=8|issue=10|year=2014|page=141001091116007|doi=10.1021/nn504637y}}</ref> [[Nanotub de carbon|nanotuburi de carbon]], [[Perovskite (structure)|structura perovskit]],<ref name="LuoIm2014">{{cite journal|last1=Luo|first1=J.|last2=Im|first2=J.-H.|last3=Mayer|first3=M. T.|last4=Schreier|first4=M.|last5=Nazeeruddin|first5=M. K.|last6=Park|first6=N.-G.|last7=Tilley|first7=S. D.|last8=Fan|first8=H. J.|last9=Gratzel|first9=M.|title=Water photolysis at 12.3% efficiency via perovskite photovoltaics and Earth-abundant catalysts|journal=Science|volume=345|issue=6204|year=2014|pages=1593–1596|doi=10.1126/science.1258307|pmid=25258076|bibcode=2014Sci...345.1593L}}</ref> și nichel/nichel-oxid.<ref>{{cite web|last=Shwartz|first=Mark|url=http://news.stanford.edu/news/2014/august/splitter-clean-fuel-082014.html|title=Stanford scientists develop water splitter that runs on ordinary AAA battery|publisher=News.stanford.edu|date=22 august 2014|accessdate=5 May 2016}}</ref><ref>{{cite web|url=http://www.technology.org/2014/08/25/scientists-develop-water-splitter-runs-ordinary-aaa-battery/|title=Scientists develop a water splitter that runs on an ordinary AAA battery|publisher=Technology.org|date=25 august 2014|accessdate=5 May 2016}}</ref> Cea mai simplă reacție pentru a produce hidrogen la catod, cea de doi electroni, poate fi electrocatalizată cu aproape nici un suprapotențial folosind platina, sau în teorie, [[Hidrogenază|enzima de hidrogenază]]. Dacă sunt folosite alte materiale, mai puțin eficiente, pentru catod (de exemplu [[Grafit|grafitul]]), va apărea un suprapotențial mare.

=== Termodinamica ===
Electroliza apei în condiții standard necesită în teorie minim 237 kJ de energie electrică, pentru a disocia fiecare mol de apă, care este standardul [[Entalpie liberă|energiei libere Gibbs]] pentru apă. De asemenea, necesită energie pentru a depăși modificarea entropică a reacției. Prin urmare, procesul nu poate continua mai jos 286 kJ pe mol dacă nu se adaugă căldură/de energie externă.

Deoarece fiecare mol de apă necesită doi moli de [[Electron|electroni]], și având în vedere că [[Constanta lui Faraday|constanta Faraday]] ''F'' reprezintă sarcina unui mol de electroni (96485 C/mol), rezultă că tensiunea minimă necesară pentru electroliză este de aproximativ 1,23 V.<ref>{{cite book|author=Hyman D. Gesser|title=Applied Chemistry|url=https://books.google.com/books?id=ThedOB_33oIC&pg=PA16|accessdate=18 December 2011|year=2002|publisher=Springer|isbn=978-0-306-46700-4|pages=16–}}</ref> Dacă electroliza se efectuează la temperaturi ridicate, această tensiune se reduce. Acest lucru permite practic electrolizorului să funcționeze la mai mult de 100% eficiență electrică. În sistemele electrochimice acest lucru înseamnă că trebuie să fie furnizată căldură în reactor pentru a susține reacția. În acest fel energia termică poate fi folosită ca parte din necesarul de energie al electrolizei.<ref>{{cite journal|last1=Badwal|first1=Sukhvinder P.S.|last2=Giddey|first2=Sarbjit|last3=Munnings|first3=Christopher|title=Hydrogen production via solid electrolytic routes|journal=Wiley Interdisciplinary Reviews: Energy and Environment|date=September 2013|volume=2|issue=5|pages=473–487|doi=10.1002/wene.50}}</ref> În mod similar tensiunea necesară poate fi redusă (sub 1V) dacă diferiți combustibili (cum ar fi carbonul, alcoolul, biomasa) se află în reacție cu apa (electrolizorul pa bază de PEM la temperatură scăzută) sau cu ionii de oxigen (electrolizor la temperatură ridicată ce funcționează pe bază de electrolit solid). Acest lucru face ca parte din energia combustibilului să fie folosită pentru a "ajuta" procesul de electroliză și poate reduce costul total al producerii hidrogenului.<ref>{{cite journal|last1=Badwal|first1=Sukhvinder P. S.|last2=Giddey|first2=Sarbjit S.|last3=Munnings|first3=Christopher|last4=Bhatt|first4=Anand I.|last5=Hollenkamp|first5=Anthony F.|title=Emerging electrochemical energy conversion and storage technologies (open access)|journal=Frontiers in Chemistry|date=24 September 2014|volume=2|doi=10.3389/fchem.2014.00079|pmid=25309898|pmc=4174133|bibcode=2014FrCh....2...79B}}</ref>

Cu toate acestea, datorită entropiei (și a altor pierderi), sunt necesare tensiuni de peste 1,48V pentru declanșarea reacției la densități practice ale curentului (tensiune ''termoneutră'').

În caz electrolizei apei, energia liberă Gibbs reprezintă ''lucrul'' minim necesar pentru declanșarea și întreținerea reacției, iar entalpia reacției reprezintă cantitatea de energie (atât sub formă de locul de lucru cât și de căldură) care trebuie să fie furnizată, astfel încât produsul reacției să fie la aceeași temperatură cu cel al reactantului (de exemplu, temperatura standard pentru valorile date mai sus). Potențial, un electrolizor funcționând la 1,48V va avea o eficiență de 100%.<sup class="noprint" id="cx" tabindex="0">&#x5B;[[wikipedia:Citarea_surselor|''necesită&nbsp;citare'']]&#x5D;</sup>
[[Categorie:Articole care necesită citări suplimentare]]

== Vezi și ==
{{div col|colwidth=22em}}
*[[Electrochimie]]
*[[Inginerie electrochimică]]
*[[Electroliză]]
*[[Fabricarea hidrogenului]]
*[[Fotoelectrochimie]]
*[[Celulă electrochimică]]
*[[Fotoliză]]
*[[Radioliză]]
*[[Termoliză]]
{{div col end}}

== Referințe ==
{{reflist|30em}}

== Legături externe ==

* {{Citat web|url=http://www.pc.chemie.uni-siegen.de/pci/versuche/english/v21-2.html|accessdate=20 November 2005|work=Experiments on Electrochemistry|title=Electrolysis of Water|archive-date=2004-12-20|archive-url=https://web.archive.org/web/20041220193117/http://www.pc.chemie.uni-siegen.de/pci/versuche/english/v21-2.html|dead-url=yes}}
* {{Citat web|url=http://chemmovies.unl.edu/Chemistry/DoChem/DoChem044.html|accessdate=20 November 2005|archiveurl=https://web.archive.org/web/20060314055443/http://chemmovies.unl.edu/Chemistry/dochem/DoChem044.html|work=Do Chem 044|archivedate=14 March 2006|title=Electrolysis of Water}}
* [http://www.hydrogen.energy.gov/pdfs/review08/pd_11_porter.pdf EERE 2008 – 100 kgH2/Trade Study] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20100527125640/http://www.hydrogen.energy.gov/pdfs/review08/pd_11_porter.pdf |date=2010-05-27 }}
* [https://web.archive.org/web/20081007014438/http://www.nrel.gov/hydrogen/pdfs/40605.pdf NREL 2006 – Electrolysis, technical report]
* [https://educatia-moderna.ro/?p=210 Foto(electro)liza apei, p38]
[[Categorie:Electroliză]]
[[Categorie:Apă]]