Elektrolyse

Spontane redoxreacties in voltacellen zetten chemische energie om in elektrische energie. Als alternatief stimuleert externe elektrische energie niet-spontane redoxreacties in een proces dat elektrolyse wordt genoemd en dat plaatsvindt in een elektrolytische cel. Een elektrolytische cel heeft een anode voor oxidatie en een kathode voor reductie.

In tegenstelling tot de voltaïsche cel, waar de negatief geladen anode de bron van elektronen is, heeft de elektrolytische cel een externe bron van elektronen, zoals een batterij. De batterij trekt elektronen uit de anode die is aangesloten op de positieve pool en drijft elektronen naar de kathode, die is verbonden met de negatieve pool. Zo stromen elektronen van de positieve naar de negatieve pool van de externe voedingsbron.

Elektrolyse wordt gebruikt om ionische verbindingen te scheiden in hun samenstellende elementen. In hun gesmolten of waterige toestand zijn de samenstellende ionen vrij om elektriciteit te geleiden. Denk aan kaliumbromide dat smelt bij een temperatuur van 734 graden Celsius.

Hier zijn bromide-en kaliumionen aanwezig in respectievelijk hun laagste of hoogste oxidatietoestand. Onder stroom worden de bromide-ionen aan de anode geoxideerd tot broomgas en worden kaliumionen aan de kathode gereduceerd tot vast kalium. In gesmolten ionische mengsels zoals natriumjodide en kaliumbromide, worden standaard elektrodepotentialen gebruikt om te voorspellen welke stof zal reageren.

In het algemeen worden anionen met een lagere elektrodepotentiaal geoxideerd en worden kationen met een meer positieve elektrodepotentiaal verminderd. Interessant is dat elektrolyse van waterig kaliumbromide verschillende producten produceert uit gesmolten zouten vanwege de mogelijke elektrolyse van water. Er kunnen dus twee reacties optreden bij elke elektrode;de oxidatie van bromide-ionen of water aan de anode en de reductie van kaliumionen of water aan de kathode.

Gezien de lagere elektrodepotentiaal, wordt oxidatie van bromide-ionen tot broom bevorderd, terwijl de positievere elektrodepotentiaal van water de reductie tot waterstofgas stimuleert. Stoichiometrie van de halfreacties kan worden gebruikt om de hoeveelheid stoffen te berekenen die tijdens elektrolyse worden geproduceerd of verbruikt. Bij elektrolyse van gesmolten kaliumbromide wordt bijvoorbeeld één elektron gebruikt om een kaliumatoom te vormen.

Dus voor elke mol elektronen of 96.485 coulombs lading die passeert, produceert de cel één mol of bijna 39 gram vast kalium.