Elektrolyse, bruk av en ytre strømkilde for å få en ikke-spontan kjemisk reaksjon til å gå. Reaksjonen foregår vanligvis i en væske eller smelte, men kan også foregå i et fast stoff. .
Reaksjonsforløp
Under elektrolysen reduseres de positive ionene, kationene, ved at de tar opp elektroner fra den negative elektroden, katoden. Samtidig oksideres de negative ionene, anionene, ved at de avgir elektroner ved den positive elektroden, anoden. Antallet elektroner som avgis av katoden er lik antallet elektroner som anoden opptar. Det er energien fra den ytre strømkilden som driver redoks-reaksjonen ved elektrodene.
Stoffomsetning
Mengdene av de stoffer som omsettes ved hver av elektrodene ble opprinnelig gitt ved Faradays lover fra 1833. I dag når vi vet at salter er bygget av ioner, kan mengdene beregnes ved hjelp av kjemisk støkiometri.
Energiutbytte
Den spenning som må legges over elektrodene for at elektrolyse skal skje i en gitt elektrolyttløsning, kan beregnes fra spenningsrekken og er opptil et par volt. For å få mer praktiske spenninger ved industrianlegg kobles flere elektrolyseceller i serie. Den totale elektriske energi som brukes, er proporsjonal med spenningen (volt) og ladningen (coulomb). I praksis er energiutbyttet mindre enn det teoretiske på grunn av overspenning og sidereaksjoner. Se også overspenning.
Prosesstyper i industrien
Elektrolyse av vannløsninger kalles våt-elektrolyse. Eksempler på noen tekniske prosesser er fremstilling av klorgass, natronlut, kaliumklorat, hydrogengass og oksygengass, og utvinning og raffinering av kobber, sink, kadmium og nikkel. Plettering av metaller (sølvplett, fornikling etc.) er også elektrolyseprosesser (se elektroplettering).
Et eksempel
Ved elektrolyse av en vannløsning av natriumklorid reduseres vann til hydrogengass ved katoden og løsningen blir basisk:
2H2O(l) +2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
Ved anoden oksideres kloridioner til klorgass:
2Cl-(aq) → Cl2(g) +2e-
Nettoreaksjonen får vi ved å legge sammen ligningene og stryke elektronene på hver side:
4H2O(l) + 2Cl-(aq) → H2(g) + 2OH-(aq) + Cl2(g)
Elektrolyse av vann tilsatt en elektrolytt (et salt) med ioner som ikke deltar i redoks-reaksjonene på elektrodene, gir hydrogengass og oksygengass. Den motsatte reaksjonen, som er spontan, kan benyttes i en brenselcelle.
Metaller som ville reagere med vann, f.eks. natrium, magnesium, aluminium og titan, kan ikke fremstilles ved våt-elektrolyse fordi det utvikles hydrogengass i stedet for at det avsettes metall på elektroden. Da gjør man i stedet elektrolyse i vannfri saltsmelte, kalt smelte-elektrolyse.
Elektrolyse i hudpleien, se epilasjon.
