Elektrolyse av vann – del 1

OM ELEKTROLYSE

De fleste kan akseptere at i en elektrolyse blir energi tilført. Batteriet blir for eksempel brukt opp etter en stund. De fleste vil også akseptere at energi ikke kan forsvinne. Det er derfor logisk at den tilførte elektriske energien er lagret et eller annet sted, men hvor? Oksygen og hydrogen hver for seg vil ha mye mer energi enn når de danner vannmolekyler.

I elektrolyse av vann tilfører vi altså energi for å spalte hydrogen og oksygen fra hverandre. Denne energien vil bli avgitt igjen hvis man lar gassene reagere og danne vann igjen. Det kan man lett se i del 2 av forsøket.

Ved den negative polen:

BTB skifter til blått. Det betyr at OH^- blir dannet.

Det blir dannet dobbelt så mye gass i denne pipetten i forhold til den andre. Vi kan regne at H₂ og O₂ har like stort volum ved samme temperatur og trykk. Siden vi får dobbelt så stort volum hydrogengass som oksygengass, så har vi fått laget dobbelt så mange molekyler hydrogengass som oksygengass. I praksis vil vi få litt mindre O2-gass enn forventet siden mange elektroner vil gå med til å oksidere jern i stedet for vann. Dette vises som korrosjon (rust) på jerntråden.

Gassen som blir dannet er hydrogengass (H₂). Hvis man samler opp hydrogengass og blander den med luft, så vil den avgi et lite smell når vi tenner på gassen. I denne sammenhengen kan man påvise gassene ved å gjennomføre del 2 i forsøket.

Ved den negative polen blir elektroner blir tatt opp av vannmolekylene. Vi kan tenke oss at den positive delen av vannmolekylet (vannmolekylet er polart), det vil si H-delen plukker opp et elektron fra den negative elektroden (blomstertråden). Hydrogen får altså tilført et elektron og splittes fra resten av vannmolekylet, som blir stående igjen med OH^- (som er det vi observerer når BTB skifter fra grønt til blått). To H-atomer slår seg sammen til H₂, som bobler opp og fortrenger vannet ut gjennom bunnen av pipetten.

Mange tror (riktig) at H⁺ og Na⁺ vil styrte mot den negative elektroden for å kjempe om elektronene der. De fleste aksepterer at Na⁺ (alkaliemetall-ionene) er vanskelig å redusere, E₀ = -2,71V. Derfor kan de godta at vi kan se bort fra dette ionet, og at det blir et tilskuerion.

Men hva skjer med H⁺? Det er svært få H⁺ tilstede. Siden pH = 7, er det til å begynne med bare 10^-7 mol/L. Det blir færre når pH stiger. Vannmolekyler er det derimot nok av.

Balansert:
2H₂O + 2e^- → 2OH^- + H₂ (- E⁰= 1,23V)

Dette er en reduksjon fordi elektroner blir tatt opp (ladningen blir mindre/negativ endringe i oksidasjonstall).

Ved den positive polen:

Fargen i løsningen skifter fra grønn til gul. Det betyr at det blir dannet et overskudd av H⁺-ioner.

Det blir dannet halvparten så mye gass i denne pipetten som i den ved den negative polen (se forklaring under ”Ved den negative polen”).

Her er det dannet oksygengass. Når vannmolekylene blir fratatt elektroner (slik det skjer her), så vil oksygenatomene beholde sine elektroner, mens hydrogen mister sine. Oksygenatomene slår seg sammen to og to til gassmolekyler (O₂), mens hydrogenionene blir i løsningen som dermed blir sur.

En positiv elektrode kan ta elektroner fra omgivelsene dersom spenningen er stor nok. I dette tilfellet er det vannmolekylene som må avgi elektroner.Reaksjonsligning:

Ubalansert: H₂O → e^- + H⁺ + O₂
Balansert: 2 H₂O → 4e^- + 4H⁺ + O₂

Dette er en oksidasjon. Når elektroner blir avgitt vil ladningen bli mer positiv (stoffet mister negativ ladning/oksidasjonstallet øker).

Totalreaksjon

Reaksjonsligning 1: 2 H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^-
Reaksjonsligning 2: 2 H₂O → 4e^- + 4H⁺ + O₂

________________________
= 6 H₂O + 4e^- → 2H₂ + 4 OH^- + 4e^- + 4H⁺ + O₂

Denne reaksjonsligningen kan forenkles en del. Vi skriver den først uten å ta med elektronene:

6 H₂O -> 2H₂ + 4 OH^- + 4H⁺ + O₂

Så vet vi at syren og basen som blir dannet i reaksjonene vil nøytralisere hverandre (det kan vi også se siden løsningen i petriskåla blir grønn etter reaksjonen dersom vi blander godt)

4 OH^- + 4H⁺ → 4 H₂O

Vi står da igjen med: 6 H₂O → 2H₂ + 4 H₂O + O₂

Denne kan forenkles til: 2 H₂O → 2H₂ + O₂

Vann blir altså spaltet til hydrogengass og oksygengass.

Svar på Andre spørsmål:

Vi tilsetter natriumsulfat for å få reaksjonen til å gå betydelig raskere. Saltet gjør vannet mye mer strømledende. Rent vann leder strøm svært dårlig siden ionekonsentrasjonen er så lav. BTB tilsettes slik at det blir enklere å se hva som skjer i reaksjonene. Vi ser da direkte at vi får dannet H⁺ og OH^-.

Vri gjerne tråden litt når du stikker den gjennom plasten, slik at den "borrer" seg gjennom. Dersom blomstertrådene har svært butte ender kan man klippe dem med en avbitertang slik at de blir skarpere. Det kan være lurt å være to sammen i dette forsøket, slik at man greier å holde alt på plass uten å søle. Det er mye enklere å bruke et lite begerglass (50 ml eller mindre) enn en petriskål.

Na₂SO₄-løsningen: Natriumsulfat-løsning kan være mettet. Det vil si du tilsetter noen skjeer Na₂SO₄ og heller på springvann (200-500mL). Dekanter av løsning og tilsett noen dråper BTB slik at du får en tydelig farge. Juster pH til BTB blir grønn. Avhengig av pH i springvannet tilsetter du HCl eller NaOH. Bruk lav konsentrasjon (f.eks 0,1 mol/L) fordi det er lettest.

Pipetter: Størrelsene er ikke viktig. Men i forsøket med separat oppsamling av hydrogen og oksygen bør åpningen være så stor at det blir lett å lede gassen (som dannes ved blomstertråden nede i petriskåla) inn i pipetten.

Blomstertråd: Det er mulig å bruke andre metalltråder. I det originale Hofmann’s apparatet ble platina elektroder brukt. Blomtertråder er billige og lette å forme.

Begerglass eller petriskål: Det enkleste for elevene er å bruke et lite begerglass der pipettene blir holdt på plass av seg selv. Bildet viser petriskål slik at det er lettere å se hva som skjer. Hvilken type skål du bruker er uviktig, men blomstertrådene og åpningen av de avklipte pipettene (i forsøket med separat oppsamling av oksygen og hydrogen) må stå i løsningen i skålen. Det må kunne skje ionetransport mellom elektrodene.

Syre/base: Konsentrasjon er ikke viktig men det er enklest å justere pH med en fortynnet løsning.

Spenningskilde: På en skole er det ofte lettere å bruke en annen spenningskilde enn batteri, og det går selvsagt helt fint.

Det er lett å gjennomføre dette forsøket når man kan det, men det er selvsagt best å ha en lærer som kan håndgrepene og har gjort det hele før.