6.4 Batterier og brenselceller

Å tvinge kjemien baklengs

I en galvanisk celle utnytter vi en spontan reaksjon til å lage strøm. Men hva om vi gjør det motsatte -- sender strøm inn for å drive en reaksjon som ellers aldri ville skjedd av seg selv? Det kalles elektrolyse: bruk av elektrisk energi til å drive ikke-spontane kjemiske reaksjoner.

Forskjellen fra en galvanisk celle er fundamental. En galvanisk celle har en spontan reaksjon ($E°_{celle} > 0$) og produserer strøm; en elektrolytisk celle har en ikke-spontan reaksjon ($E°_{celle} < 0$) og forbruker strøm. Den ene gjør kjemisk energi til elektrisk, den andre elektrisk til kjemisk. I begge gjelder at oksidasjon skjer på anoden og reduksjon på katoden -- men her er det en felle å passe på: i elektrolyse er anoden koblet til pluss og katoden til minus, altså motsatt fortegn av i den galvaniske cellen. Elektrolytten kan være et smeltet salt eller en vannløsning, og som vi skal se gir disse to ganske forskjellige resultater.

Smelte versus vannløsning

Elektrolyserer vi et smeltet salt, er det enkelt: bare saltets egne ioner kan reagere. Smelter vi NaCl, blir det $\text{Na}^+ + e^- \rightarrow \text{Na}(l)$ på katoden og $2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2(g) + 2e^-$ på anoden, med totalreaksjonen $2\text{NaCl}(l) \rightarrow 2\text{Na}(l) + \text{Cl}_2(g)$. Dette er nettopp Downs-prosessen for å lage rent natriummetall industrielt, der man tilsetter CaCl₂ for å senke smeltepunktet og kjører ved rundt 600 °C.

I en vannløsning blir det mer interessant, fordi vannet selv kan reagere og konkurrere med ionene. På katoden kan enten metallioner reduseres eller vann reduseres til hydrogengass. Regelen er: edle metaller (Cu, Ag, Au) avsettes, mens for uedle metaller (Na, Mg, Al) reduseres vannet i stedet: $2\text{H}_2\text{O} + 2e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\text{OH}^-$. På anoden kan enten halogenidioner oksideres eller vann oksideres til oksygen. Her er regelen: halogenider (Cl⁻, Br⁻, I⁻) gir halogengass, mens andre anioner (SO₄²⁻, NO₃⁻) lar vannet oksideres: $2\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4\text{H}^+ + 4e^-$. Elektrolyserer vi for eksempel CuSO₄-løsning, avsettes kobber på katoden mens oksygen utvikles på anoden.

Faradays lov: strøm blir til masse

Hvor mye stoff får vi egentlig ut av en gitt mengde strøm? Det svarer Faradays første lov på: massen avsatt er proporsjonal med ladningsmengden, samlet i én ligning:

$$m = \frac{Q \cdot M}{n \cdot F}$$

Her er $m$ massen i gram, $Q$ ladningen i coulomb (regnet ut som $Q = I \cdot t$, strøm ganger tid), $M$ molar masse, $n$ antall elektroner per ion, og $F$ Faradays konstant, $96485$ C/mol. Faradays andre lov sier at samme ladningsmengde avsetter ekvivalente mengder av forskjellige stoffer.

La oss regne et eksempel. En CuSO₄-løsning elektrolyseres med 2,0 A i 30 minutter. Ladningen blir $Q = I \cdot t = 2{,}0 \times (30 \times 60) = 3600$ C. Antall mol elektroner er $Q/F = 3600/96485 = 0{,}0373$ mol. Siden $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}$ krever to elektroner per kobber, blir $n_{Cu} = 0{,}0373/2 = 0{,}0187$ mol, og massen $m = 0{,}0187 \times 63{,}5 = 1{,}2$ g. Vi kunne også satt rett inn i hovedformelen: $\displaystyle m = \frac{3600 \times 63{,}5}{2 \times 96485} = 1{,}2$ g. Begge veier gir samme svar -- strøm gjort om til en presis mengde metall.

Elektrolyse i industrien

Elektrolyse er en bærebjelke i moderne industri. Hall-Héroult-prosessen lager aluminium ved å elektrolysere Al₂O₃ løst i smeltet kryolitt ($\text{Na}_3\text{AlF}_6$). På katoden dannes flytende aluminium ($\text{Al}^{3+} + 3e^- \rightarrow \text{Al}$), mens karbonelektrodene på anoden forbrukes og danner CO₂. Prosessen kjører ved rundt 960 °C og er svært energikrevende -- omtrent 15 kWh per kilo aluminium -- noe som forklarer hvorfor resirkulering av aluminium sparer så mye energi.

Kloralkali-prosessen elektrolyserer NaCl-løsning og gir tre verdifulle produkter på én gang: klorgass på anoden ($2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2e^-$), hydrogengass og natriumhydroksid på katoden ($2\text{H}_2\text{O} + 2e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\text{OH}^-$). Klor, hydrogen og NaOH er alle viktige industrikjemikalier. En tredje anvendelse er galvanisering -- elektrolytisk belegging av metaller, som forkromming, fornikkling, forsølving og forgylling, der et tynt, beskyttende eller dekorativt metallag avsettes på en gjenstand. Slik gjør elektrolyse alt fra å utvinne lettmetaller til å gjøre billige metaller blanke og motstandsdyktige.

Oppsummering

Vi har sett at elektrolyse bruker elektrisk energi til å drive ikke-spontane reaksjoner ($E°_{celle} < 0$). Oksidasjon skjer på anoden (her pluss) og reduksjon på katoden (her minus). I et smeltet salt reagerer bare saltets ioner, som i Downs-prosessen. I en vannløsning konkurrerer ionene med vannet: edle metaller avsettes mens uedle gir hydrogen på katoden, og halogenider gir halogengass mens andre anioner lar vannet gi oksygen på anoden.

Faradays lov, $\displaystyle m = \frac{Q \cdot M}{n \cdot F}$ med $Q = I \cdot t$ og $F = 96485$ C/mol, lar oss regne ut nøyaktig hvor mye stoff en strøm avsetter. Industrielt brukes elektrolyse i Hall-Héroult-prosessen for aluminium, kloralkali-prosessen for klor, hydrogen og NaOH, og i galvanisering for metallbelegging. Med dette har vi sett begge sider av elektrokjemien -- både cellen som lager strøm og cellen som forbruker den.