Eletrólise da água - Electrolysis of water
A eletrólise da água é o processo de usar eletricidade para decompor a água em oxigênio e gás hidrogênio por um processo chamado eletrólise . O gás hidrogênio liberado dessa forma pode ser usado como combustível de hidrogênio ou remisturado com o oxigênio para criar o gás oxi-hidrogênio , que é usado em soldagem e outras aplicações.
Às vezes chamada de divisão da água , a eletrólise requer uma diferença de potencial mínima de 1,23 volts .
História
Jan Rudolph Deiman e Adriaan Paets van Troostwijk usaram, em 1789, uma máquina eletrostática para produzir eletricidade que era descarregada em eletrodos de ouro em uma jarra de Leyden com água. Em 1800, Alessandro Volta inventou a pilha voltaica e, algumas semanas depois, os cientistas ingleses William Nicholson e Anthony Carlisle a usaram para a eletrólise da água. Em 1806, Humphry Davy relatou os resultados de extensos experimentos de eletrólise de água destilada, concluindo que o ácido nítrico era produzido no ânodo a partir do gás nitrogênio atmosférico dissolvido. Ele usou uma bateria de alta voltagem e eletrodos não reativos e recipientes, como cones de eletrodo de ouro, que funcionavam como recipientes obstruídos por amianto úmido. Quando Zénobe Gramme inventou a máquina Gramme em 1869, a eletrólise da água tornou-se um método barato para a produção de hidrogênio. Um método de síntese industrial de hidrogênio e oxigênio por eletrólise foi desenvolvido por Dmitry Lachinov em 1888.
Princípio
Uma fonte de energia elétrica DC é conectada a dois eletrodos ou duas placas (normalmente feitas de um metal inerte, como platina ou irídio ) que são colocadas na água. O hidrogênio aparecerá no cátodo (onde os elétrons entram na água) e o oxigênio no ânodo . Assumindo a eficiência faradaica ideal , a quantidade de hidrogênio gerada é duas vezes a quantidade de oxigênio, e ambos são proporcionais à carga elétrica total conduzida pela solução. No entanto, em muitas células ocorrem reações colaterais concorrentes , resultando em produtos diferentes e eficiência faradaica inferior à ideal.
A eletrólise da água pura requer excesso de energia na forma de superpotencial para superar várias barreiras de ativação. Sem o excesso de energia, a eletrólise da água pura ocorre muito lentamente ou nem ocorre. Isso se deve em parte à autoionização limitada da água . A água pura tem uma condutividade elétrica cerca de um milionésimo da água do mar. Muitas células eletrolíticas também podem não ter os eletrocatalisadores necessários . A eficiência da eletrólise é aumentada com a adição de um eletrólito (como um sal , um ácido ou uma base ) e o uso de eletrocatalisadores .
Atualmente, o processo eletrolítico raramente é usado em aplicações industriais, uma vez que o hidrogênio pode ser produzido de forma mais econômica a partir de combustíveis fósseis .
Equações
Na água pura no cátodo carregado negativamente, ocorre uma reação de redução , com os elétrons (e - ) do cátodo sendo dados aos cátions de hidrogênio para formar o gás hidrogênio. A meia reação , balanceada com ácido, é:
No ânodo carregado positivamente, ocorre uma reação de oxidação , gerando gás oxigênio e fornecendo elétrons ao ânodo para completar o circuito:
- Oxidação no ânodo: 2 H 2 O ( l ) → O 2 ( g ) + 4 H + ( aq ) + 4e -
As mesmas semi-reações também podem ser balanceadas com a base, conforme listado abaixo. Nem todas as semi-reações devem ser balanceadas com ácido ou base. Muitos o fazem, como a oxidação ou redução da água listada aqui. Para adicionar meias reações, ambas devem ser balanceadas com ácido ou base. As reações de equilíbrio ácido predominam em soluções ácidas (pH baixo), enquanto as reações de equilíbrio básico predominam em soluções básicas (pH alto).
| Cátodo (redução): | 2 H 2 O ( l ) + 2e - | → | H 2 ( g ) + 2 OH - ( aq ) |
| Ânodo (oxidação): | 2 OH - ( aq ) | → | 1/2 O 2 ( g ) + H 2 O ( l ) + 2e - |
A combinação de qualquer par de meia reação produz a mesma decomposição geral de água em oxigênio e hidrogênio:
- Reação geral: 2 H 2 O ( l ) → 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g )
O número de moléculas de hidrogênio produzidas é, portanto, duas vezes o número de moléculas de oxigênio. Assumindo temperatura e pressão iguais para ambos os gases, o gás hidrogênio produzido tem, portanto, o dobro do volume do gás oxigênio produzido. O número de elétrons empurrados pela água é duas vezes o número de moléculas de hidrogênio geradas e quatro vezes o número de moléculas de oxigênio geradas.
Termodinâmica
A decomposição da água pura em hidrogênio e oxigênio em temperatura e pressão padrão não é favorável em termos termodinâmicos .
| Ânodo (oxidação): | 2 H 2 O ( l ) | → | O 2 ( g ) + 4 H + ( aq ) + 4e - | E o = +1,23 V (para a meia equação de redução) | |
| Cátodo (redução): | 2 H + ( aq ) + 2e - | → | H 2 ( g ) | E o = 0,00 V |
Assim, o potencial padrão da célula de eletrólise de água (E o célula = E o catodo - E o anodo ) é -1,229 V a 25 ° C em pH 0 ([H + ] = 1,0 M). A 25 ° C com pH 7 ([H + ] = 1,0 × 10 −7 M), o potencial é inalterado com base na equação de Nernst . O potencial da célula termodinâmica padrão pode ser obtido a partir de cálculos de energia livre de estado padrão para encontrar ΔG ° e, em seguida, usando a equação: ΔG ° = −n FE ° (onde E ° é o potencial da célula e F a constante de Faraday , ou seja, 96.485.3321233 C / mol). Para duas moléculas de água eletrolisadas e, portanto, duas moléculas de hidrogênio formadas, n = 4 e ΔG ° = 474,48 kJ / 2 mol (água) = 237,24 kJ / mol (água) e ΔS ° = 163 J / K mol (água), e AH ° = 571,66 kJ / mol 2 (água) = 285,83 kJ / mol (água), e, finalmente, 141,86 MJ / kg (H 2 ). No entanto, os cálculos relativos aos potenciais de equilíbrio dos eletrodos individuais requerem algumas correções, levando em consideração os coeficientes de atividade. Na prática, quando uma célula eletroquímica é "conduzida" para a conclusão aplicando um potencial razoável, ela é controlada cineticamente. Portanto, a energia de ativação, a mobilidade iônica (difusão) e a concentração, a resistência do fio, o impedimento da superfície, incluindo a formação de bolhas (causa o bloqueio da área do eletrodo) e a entropia, exigem um potencial aplicado maior para superar esses fatores. A quantidade de aumento de potencial necessária é denominada superpotencial .
Seleção de eletrólito
Se os processos descritos acima ocorrerem em água pura, os cátions H + serão consumidos / reduzidos no cátodo e os ânions OH - serão consumidos / oxidados no ânodo. Isso pode ser verificado adicionando um indicador de pH à água: a água perto do cátodo é básica, enquanto a água perto do ânodo é ácida. Os íons hidróxido negativos que se aproximam do ânodo combinam principalmente com os íons hidrônio positivos (H 3 O + ) para formar água. Os íons de hidrônio positivos que se aproximam do cátodo combinam-se principalmente com os íons de hidróxido negativos para formar água. Relativamente poucos íons hidrônio / hidróxido alcançam o cátodo / ânodo. Isso pode causar um superpotencial de concentração em ambos os eletrodos.
A água pura é um isolante bastante bom, pois tem uma autoionização baixa , K w = 1,0 × 10 −14 à temperatura ambiente e, portanto, a água pura conduz mal a corrente, 0,055 µS · cm −1 . A menos que um potencial muito grande seja aplicado para causar um aumento na autoionização da água, a eletrólise da água pura prossegue muito lentamente limitada pela condutividade geral.
Se um eletrólito solúvel em água for adicionado, a condutividade da água aumenta consideravelmente. O eletrólito se desassocia em cátions e ânions; os ânions avançam em direção ao ânodo e neutralizam o acúmulo de H + carregado positivamente ali; da mesma forma, os cátions avançam em direção ao cátodo e neutralizam o acúmulo de OH com carga negativa - ali. Isso permite o fluxo contínuo de eletricidade.
Eletrólito para eletrólise de água
Deve-se tomar cuidado ao escolher um eletrólito, pois um ânion do eletrólito compete com os íons hidróxido para abrir mão de um elétron . Um ânion eletrólito com menos potencial de eletrodo padrão do que o hidróxido será oxidado em vez do hidróxido, e nenhum gás oxigênio será produzido. Um cátion com um potencial de eletrodo padrão maior do que um íon de hidrogênio será reduzido, e nenhum gás hidrogênio será produzido.
Os cátions a seguir têm potencial de eletrodo menor do que H + e, portanto, são adequados para uso como cátions eletrolíticos: Li + , Rb + , K + , Cs + , Ba 2+ , Sr 2+ , Ca 2+ , Na + e Mg 2 + . O sódio e o lítio são frequentemente usados, pois formam sais solúveis e baratos.
Se um ácido for usado como eletrólito, o cátion é H + , e não há competidor para o H + criado pela dissociação da água. O ânion mais comumente usado é o sulfato ( SO2−
4), pois é muito difícil de oxidar, com o potencial padrão para a oxidação desse íon ao íon peroxidissulfato sendo +2,010 volts.
Ácidos fortes como ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) e bases fortes como hidróxido de potássio (KOH) e hidróxido de sódio (NaOH) são freqüentemente usados como eletrólitos devido às suas fortes habilidades de condução.
Um eletrólito de polímero sólido também pode ser usado, como Nafion, e quando aplicado com um catalisador especial em cada lado da membrana, pode dividir com eficiência a molécula de água com apenas 1,5 volts. Vários outros sistemas de eletrólitos sólidos foram testados e desenvolvidos com vários sistemas de eletrólise agora disponíveis comercialmente que usam eletrólitos sólidos.
Eletrólise de água pura
A eletrólise de água pura livre de eletrólitos foi alcançada usando células eletroquímicas nanogap de comprimento sub-Debye profundo . Quando a distância da lacuna entre o cátodo e o ânodo é ainda menor do que o comprimento de Debye (1 mícron em água pura, cerca de 220 nm em água destilada), as regiões de camada dupla de dois eletrodos podem se sobrepor, levando a um campo elétrico uniformemente alto distribuído dentro de toda a lacuna . Esse campo elétrico elevado pode aumentar significativamente o transporte de íons dentro da água (principalmente devido à migração), aumentando ainda mais a autoionização da água e mantendo toda a reação contínua, e mostrando pequena resistência entre os dois eletrodos. Neste caso, as duas semi-reações são acopladas e limitadas por etapas de transferência de elétrons (corrente de eletrólise saturada ao reduzir ainda mais a distância do eletrodo).
Técnicas
Demonstração fundamental
Dois fios , saindo dos terminais de uma bateria, são colocados em um copo d'água com uma quantidade de eletrólito para estabelecer a condutividade na solução. O uso de NaCl (sal de cozinha) em uma solução eletrolítica resulta em cloro gasoso em vez de oxigênio, devido a uma meia-reação competitiva . Com os eletrodos e eletrólitos corretos, como o bicarbonato de sódio ( bicarbonato de sódio ), os gases de hidrogênio e oxigênio fluirão dos eletrodos de carga oposta . O oxigênio será coletado no eletrodo com carga positiva ( ânodo ) e o hidrogênio será coletado no eletrodo com carga negativa ( cátodo ). Observe que o hidrogênio é carregado positivamente na molécula de H 2 O, então termina no eletrodo negativo. (E vice-versa para oxigênio.)
Observe que uma solução aquosa de água com íons de cloreto, quando eletrolisada, resultará em OH - se a concentração de Cl - for baixa, ou em cloro gasoso sendo preferencialmente descarregado se a concentração de Cl - for maior que 25% em massa em a solução.
Voltímetro Hofmann
O voltímetro Hofmann é freqüentemente usado como uma célula eletrolítica de pequena escala. Consiste em três cilindros verticais unidos. O cilindro interno é aberto na parte superior para permitir a adição de água e eletrólito. Um eletrodo de platina é colocado na parte inferior de cada um dos dois cilindros laterais, conectado aos terminais positivo e negativo de uma fonte de eletricidade . Quando a corrente passa pelo voltímetro de Hofmann, o oxigênio gasoso se forma no ânodo (positivo) e o hidrogênio gasoso no cátodo (negativo). Cada gás desloca a água e se acumula no topo dos dois tubos externos, de onde pode ser retirado com uma torneira.
Industrial
Muitas células de eletrólise industriais são muito semelhantes aos voltâmetros de Hofmann , com placas de platina complexas ou favos de mel como eletrodos. Geralmente, o único momento em que o hidrogênio é intencionalmente produzido a partir da eletrólise é para o ponto específico de aplicação, como é o caso com maçaricos de oxi - hidrogênio ou quando é desejado hidrogênio ou oxigênio de pureza extremamente alta . A grande maioria do hidrogênio é produzida a partir de hidrocarbonetos e, como resultado, contém traços de monóxido de carbono entre outras impurezas. A impureza de monóxido de carbono pode ser prejudicial para vários sistemas, incluindo muitas células de combustível .
Alta pressão
A eletrólise de alta pressão é a eletrólise da água com uma saída de hidrogênio comprimido em torno de 12–20 MPa (120–200 Bar , 1740–2900 psi ). Ao pressurizar o hidrogênio no eletrolisador, a necessidade de um compressor de hidrogênio externo é eliminada; o consumo médio de energia para compressão interna gira em torno de 3%.
Temperatura alta
Eletrólise de alta temperatura (também HTE ou eletrólise a vapor) é um método atualmente sendo investigado para eletrólise de água com um motor térmico . A eletrólise de alta temperatura pode ser preferível à eletrólise de temperatura ambiente tradicional porque parte da energia é fornecida como calor, que é mais barato do que eletricidade, e porque a reação de eletrólise é mais eficiente em temperaturas mais altas.
Água alcalina
Um ionizador de água (também conhecido como ionizador alcalino ) é um eletrodoméstico que afirma aumentar o pH da água potável usando eletrólise para separar o fluxo de água de entrada em componentes ácidos e alcalinos. O fluxo alcalino da água tratada é chamado de água alcalina . Os proponentes afirmam que o consumo de água alcalina resulta em uma variedade de benefícios à saúde, tornando-a semelhante à prática alternativa de saúde de dietas alcalinas . Essas alegações violam os princípios básicos da química e da fisiologia . Não há evidências médicas de quaisquer benefícios para a saúde da água alcalina. Extensas evidências científicas desmascararam completamente essas afirmações.
As máquinas se tornaram populares originalmente no Japão e em outros países do Leste Asiático antes de se tornarem disponíveis nos Estados Unidos e na Europa.
Membrana de eletrólito de polímero
Uma membrana de troca de prótons, ou membrana de eletrólito de polímero (PEM), é uma membrana semipermeável geralmente feita de ionômeros e projetada para conduzir prótons enquanto atua como um isolante eletrônico e barreira de reagente, por exemplo, para oxigênio e gás hidrogênio. [1] Esta é a sua função essencial quando incorporada em um conjunto de eletrodo de membrana (MEA) de uma célula a combustível de membrana de troca de prótons ou de um eletrolisador de membrana de troca de prótons: separação de reagentes e transporte de prótons enquanto bloqueia uma via eletrônica direta através da membrana.
Os PEMs podem ser feitos de membranas de polímero puro ou de membranas compostas, onde outros materiais são incorporados em uma matriz de polímero. Um dos materiais PEM mais comuns e comercialmente disponíveis é o fluoropolímero (PFSA) [2] Nafion, um produto da DuPont. [3] Embora o Nafion seja um ionômero com uma estrutura perfluorada como o Teflon, [4] existem muitos outros motivos estruturais usados para fazer ionômeros para membranas de troca de prótons. Muitos usam polímeros poliaromáticos, enquanto outros usam polímeros parcialmente fluorados.
As membranas de troca de prótons são caracterizadas principalmente pela condutividade de prótons (σ), permeabilidade do metanol (P) e estabilidade térmica. [5]
As células a combustível PEM usam uma membrana de polímero sólido (um filme plástico fino) que é permeável aos prótons quando saturada com água, mas não conduz elétrons.
Níquel / ferro
Em 2014, os pesquisadores anunciaram um sistema de eletrólise feito de níquel e ferro baratos e abundantes, em vez de catalisadores de metais preciosos, como platina ou irídio. A estrutura de níquel-metal / óxido de níquel é mais ativa do que o níquel metálico puro ou o óxido de níquel puro sozinho. O catalisador reduz significativamente a voltagem necessária . Além disso, as baterias de níquel-ferro estão sendo investigadas para uso como baterias combinadas e eletrólise para a produção de hidrogênio. Esses "battolysers" poderiam ser carregados e descarregados como baterias convencionais e produziriam hidrogênio quando totalmente carregados.
Células eletroquímicas Nanogap
Em 2017, os pesquisadores relataram o uso de células eletroquímicas nanogap para alcançar a eletrólise de água pura livre de eletrólitos de alta eficiência em temperatura ambiente. Em células eletroquímicas nanogap, os dois eletrodos estão tão próximos um do outro (ainda menores do que o comprimento de Debye em água pura) que a taxa de transporte de massa pode ser ainda maior do que a taxa de transferência de elétrons, levando a duas semi-reações acopladas e limitado pela etapa de transferência de elétrons. Experimentos mostram que a densidade da corrente elétrica da eletrólise da água pura pode ser ainda maior do que a da solução de hidróxido de sódio 1 mol / L. O mecanismo, "Virtual Breakdown Mechanism", é completamente diferente da teoria eletroquímica tradicional bem estabelecida, devido ao efeito do tamanho do nanogap.
Formulários
Cerca de cinco por cento do gás hidrogênio produzido em todo o mundo é criado por eletrólise. Atualmente, a maioria dos métodos industriais produz hidrogênio a partir do gás natural , no processo de reforma a vapor . A maior parte do hidrogênio produzido pela eletrólise é um subproduto da produção de cloro e soda cáustica . Este é um excelente exemplo de uma reação lateral de competição .
- 2NaCl + 2H 2 O → Cl 2 + H 2 + 2 NaOH
No processo de cloroalcal (eletrólise da salmoura), uma mistura de água / cloreto de sódio é apenas metade da eletrólise da água, uma vez que os íons cloreto são oxidados em cloro, em vez de a água ser oxidada em oxigênio. Termodinamicamente, isso não seria esperado, uma vez que o potencial de oxidação do íon cloreto é menor que o da água, mas a taxa de reação do cloreto é muito maior do que a da água, fazendo com que ele predomine. O hidrogênio produzido a partir desse processo é queimado (convertendo-o de volta em água), usado para a produção de produtos químicos especiais ou várias outras aplicações em pequena escala.
A eletrólise da água também é usada para gerar oxigênio para a Estação Espacial Internacional .
O hidrogênio pode mais tarde ser usado em uma célula de combustível como método de armazenamento de energia e água.
Além disso, muitas montadoras começaram recentemente a pesquisar o uso de água como fonte de combustível, convertendo-o em hidrogênio e oxigênio por meio da eletrólise da água e usando o hidrogênio como combustível em um veículo a hidrogênio , no entanto, não tiveram muito sucesso devido às características instáveis de hidrogênio como fonte de combustível.
Eficiência
Produção industrial
A eficiência dos modernos geradores de hidrogênio é medida pela energia consumida por volume padrão de hidrogênio (MJ / m 3 ), assumindo temperatura e pressão padrão do H 2 . Quanto menor a energia utilizada por um gerador, maior será sua eficiência; um eletrolisador 100% eficiente consumiria 39,4 quilowatts-hora por quilograma (142 MJ / kg) de hidrogênio , 12.749 joules por litro (12,75 MJ / m 3 ). A eletrólise prática (usando um eletrolisador rotativo a 15 bar de pressão) pode consumir 50 kW⋅h / kg (180 MJ / kg) e mais 15 kW⋅h (54 MJ) se o hidrogênio for comprimido para uso em carros a hidrogênio.
Os fornecedores de eletrolisadores fornecem eficiências com base na entalpia . Para avaliar a eficiência reivindicada de um eletrolisador, é importante estabelecer como ela foi definida pelo fornecedor (ou seja, qual valor de entalpia, qual densidade de corrente, etc.).
Existem duas tecnologias principais disponíveis no mercado, eletrolisadores alcalinos e de membrana de troca de prótons (PEM). Eletrolisadores alcalinos são mais baratos em termos de investimento (geralmente usam catalisadores de níquel), mas menos eficientes; Os eletrolisadores PEM, por outro lado, são mais caros (eles geralmente usam catalisadores de metal do grupo da platina caros), mas são mais eficientes e podem operar em densidades de corrente mais altas e podem, portanto, ser possivelmente mais baratos se a produção de hidrogênio for grande o suficiente.
A eletrólise alcalina convencional tem uma eficiência de cerca de 70%. Levando em consideração o uso aceito do valor de calor mais alto (porque a ineficiência por meio do calor pode ser redirecionada de volta ao sistema para criar o vapor exigido pelo catalisador), as eficiências de trabalho médias para eletrólise PEM estão em torno de 80%. Espera-se que isso aumente para 82-86% antes de 2030. A eficiência teórica para eletrolisadores PEM é estimada em até 94%.
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Considerando a produção industrial de hidrogênio, e utilizando os melhores processos atuais para eletrólise de água (PEM ou eletrólise alcalina) que têm uma eficiência elétrica efetiva de 70-80%, produzindo 1 kg de hidrogênio (que tem uma energia específica de 143 MJ / kg) requer 50–55 kW⋅h (180–200 MJ) de eletricidade. A um custo de eletricidade de $ 0,06 / kW · h, conforme estabelecido nas metas de produção de hidrogênio do Departamento de Energia dos EUA para 2015, o custo do hidrogênio é de $ 3 / kg. Com a faixa de preços do gás natural a partir de 2016, conforme mostrado no gráfico ( Roteiro da equipe técnica de produção de hidrogênio, novembro de 2017 ), colocando o custo do hidrogênio reformado com vapor de metano (SMR) entre US $ 1,20 e US $ 1,50, o preço de custo do hidrogênio via eletrólise ainda está acima do dobro dos preços-alvo de hidrogênio do DOE em 2015. O preço-alvo do DOE dos Estados Unidos para o hidrogênio em 2020 é de $ 2,30 / kg, exigindo um custo de eletricidade de $ 0,037 / kW · h, que é alcançável em virtude das licitações PPA de 2018 para energia eólica e solar em muitas regiões. Isso coloca o objetivo de distribuição de H 2 equivalente a US $ 4 / galão de gasolina (gge) H2 bem ao alcance e próximo a um custo de produção de gás natural ligeiramente elevado para SMR.
Em outras partes do mundo, o preço do hidrogênio SMR está entre US $ 1–3 / kg em média. Isso torna a produção de hidrogênio por eletrólise com custo competitivo em muitas regiões, conforme descrito por Nel Hydrogen e outros, incluindo um artigo da IEA examinando as condições que poderiam levar a uma vantagem competitiva para a eletrólise.
Superpotencial
Eletrolisadores de água reais requerem tensões mais altas para que a reação prossiga. A parte que ultrapassar 1,23 V é chamada de sobrepotencial ou sobretensão, e representa qualquer tipo de perda e não idealidade no processo eletroquímico.
Para uma célula bem projetada, o maior superpotencial é o superpotencial de reação para a oxidação de quatro elétrons da água em oxigênio no ânodo; eletrocatalisadores podem facilitar essa reação, e ligas de platina são o estado da arte para essa oxidação. O desenvolvimento de um eletrocatalisador barato e eficaz para essa reação seria um grande avanço e é um tópico de pesquisa atual; existem muitas abordagens, entre elas uma receita de 30 anos para sulfeto de molibdênio , pontos quânticos de grafeno , nanotubos de carbono , perovskita e níquel / óxido de níquel. Fosfeto de trimolibdênio (Mo3P) foi recentemente encontrado como um candidato promissor de metal não precioso e abundante em terra, com excelentes propriedades catalíticas que podem ser usadas para processos eletrocatalíticos. O desempenho catalítico das nanopartículas de Mo3P é testado na reação de evolução de hidrogênio (HER), indicando um potencial de início de tão baixo quanto 21 mV, taxa de formação de H2 e densidade de corrente de troca de 214,7 µmol s − 1 g − 1 cat (em apenas 100 mV overpotential) e 279,07 µA cm − 2, respectivamente, que estão entre os valores mais próximos já observados para a platina. A reação mais simples de dois elétrons para produzir hidrogênio no cátodo pode ser eletrocatalisada quase sem excesso de potencial pela platina ou, em teoria, por uma enzima hidrogenase . Se outros materiais menos eficazes forem usados para o cátodo (por exemplo, grafite ), grandes superpotenciais aparecerão.
Termodinâmica
A eletrólise da água em condições padrão requer um mínimo teórico de 237 kJ de entrada de energia elétrica para dissociar cada mol de água, que é a energia livre de Gibbs padrão de formação de água. Também requer energia para superar a mudança na entropia da reação. Portanto, o processo não pode prosseguir abaixo de 286 kJ por mol se nenhum calor / energia externa for adicionado.
Uma vez que cada mol de água requer dois moles de elétrons , e dado que a constante de Faraday F representa a carga de um mol de elétrons (96.485 C / mol), segue-se que a tensão mínima necessária para eletrólise é de cerca de 1,23 V. Se a eletrólise for realizado em alta temperatura, essa tensão diminui. Isso efetivamente permite que o eletrolisador opere com mais de 100% de eficiência elétrica. Em sistemas eletroquímicos, isso significa que o calor deve ser fornecido ao reator para sustentar a reação. Desta forma, a energia térmica pode ser usada para parte das necessidades de energia da eletrólise. De forma semelhante, a tensão necessária pode ser reduzida (abaixo de 1 V) se os combustíveis (como carbono, álcool, biomassa) reagirem com água (eletrolisador baseado em PEM em baixa temperatura) ou íons de oxigênio (eletrolisador baseado em eletrólito de óxido sólido em alta temperatura ) Isso faz com que parte da energia do combustível seja usada para "auxiliar" o processo de eletrólise e pode reduzir o custo total do hidrogênio produzido.
No entanto, observando o componente de entropia (e outras perdas), tensões acima de 1,48 V são necessárias para que a reação prossiga em densidades de corrente práticas (a tensão termoneutra ).
No caso da eletrólise da água, a energia livre de Gibbs representa o trabalho mínimo necessário para que a reação prossiga, e a entalpia da reação é a quantidade de energia (trabalho e calor) que deve ser fornecida para que os produtos da reação estejam à mesma temperatura como o reagente (isto é, temperatura padrão para os valores dados acima). Potencialmente, um eletrolisador operando a 1,48 V seria 100% eficiente.
Veja também
Referências
links externos
- "Eletrólise da Água" . Experimentos em Eletroquímica . Página visitada em 20 de novembro de 2005 .
- "Eletrólise da Água" . Do Chem 044 . Arquivado do original em 14 de março de 2006 . Página visitada em 20 de novembro de 2005 .
- EERE 2008 - Estudo Comercial 100 kgH2 / dia
- NREL 2006 - Relatório técnico de eletrólise