Fra elektrolyse av vann til brenselcellen

Kjemien og teorien bak disse forsøkene kan være litt komplisert, men det går godt an å gjøre forsøkene uten å gå for langt inn i de kjemiske betraktningene.
 
Elektrolyse
I en elektrolyse skjer det samtidig en reduksjon og en oksidasjon. I en reduksjon får et stoff tilført elektroner fra et annet stoff. Dette stoffet mister elektroner og blir oksidert. Stoffet som blir redusert tar opp elektroner. I dette forsøket blir vann både redusert og oksidert.

NaNO₃ eller Na₂SO₄, som blir brukt som elektrolytt, inngår ikke selv i reaksjonen. Saltet danner negative og positive ioner i løsning, og disse vil bli trukket mot henholdsvis positiv og negativ pol. Ionene er nødvendige for at det skal gå strøm i systemet, men de vil ikke selv bli utladet ved elektrodene. I stedet vil det bli trukket elektroner ut av vann på den positive elektroden og avgitt elektroner til vann på den negative elektroden slik at vi får vannspalting begge plasser.

Den karbonelektroden som er koblet til den negative batteripolen er den negative elektroden (katoden). Her blir det dannet en gass og løsningen skifter farge til grønn. Gassen er H₂ og grønnfargen indikerer basisk løsning, altså dannelse av OH^--ioner. Vannmolekylene blir tilført elektroner og de blir redusert.

Negativ elektrode (katodereaksjon): 2H₂O + 2e^- → H₂ +2OH^-

Ved den positive elektroden (anoden) får vi også en gassproduksjon, og løsningen skifter farge til rød. Det blir dannet O₂-gass. Rødfargen indikerer sur løsning, altså dannelse av H⁺-ioner.

Positiv elektrode (anodereaksjon): 2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e^-

Totalreaksjonen er summen av de to delreaksjonene. Det er viktig at det blir avgitt like mange elektroner som det blir mottatt, derfor går reaksjonen ved den negative elektroden to ganger for hver gang reaksjonen går ved den positive elektroden.

Negativ elektrode:    4H₂O + 4e^- → 2H₂ + 4OH^-
Positiv elektrode:    2H₂O → 4H⁺ + O₂ + 4e^-
Reaksjon:        6H₂O → 2H₂ + O₂ + 4H₂O

Vi fjerner H₂O på begge sider får vi totalreaksjonen:    2H₂O → 2H₂ +O₂

Syrebaseindikatoren og måling av pH i forsøk 3 viser tydelig at det blir dannet H⁺ og OH^- ved elektrodene, og at det blir dannet like mye av hvert ion. H⁺ og OH^- nøytraliserer hverandre og danner vann. Totalreaksjonen gir altså ikke noe overskudd av H⁺ eller OH^- i reaksjonsblandingen. Dette kan vi dra nytte av når vi skal finne ut hva som skjer kjemisk ved de to elektrodene, og når vi skal skrive reaksjonsligninger.

Det er mulig å utføre elektrolysen med andre elektrolytter, for eksempel NaCl eller HCl.
I en NaCl løsning vil Cl^- reagere ved den positive polen og bli til Cl₂-gass, mens det fremdeles blir vannspalting og H₂-gass ved den negative elektroden. I en HCl løsning vil derimot både H⁺ og Cl^- bli utladet og danne henholdsvis H₂- og Cl₂-gass slik at vi ikke får vannspalting.

Akkumulatoren
Ved å tilføre energi har vi fått dannet H₂-gass og O₂-gass ved hver sin elektrode. Noe av gassen sitter som små gassblærer på og rundt elektrodene. Når vi kopler en elektromotor eller diode inn i kretsen kan reaksjonen gå motsatt vei av elektrolysereaksjonen over og generere energi. Ved en elektrolyse tvinger vi en ikke-spontan reaksjon til å gå i den retningen vi ønsker. Den motsatte reaksjonen, 2H₂ +O₂ → 2H₂0, er spontan. Dette er i prinsippet samme reaksjon som når vi får ”knallgass” til å smelle, men her blir energien tatt ut kontrollert.

Akkumulatoren vår har en begrenset kapasitet før den må lades på nytt. Elektronene går fra den negative polen (H₂) til den positive (O₂) og får propellen til å gå i en bestemt retning. Dersom du bytter om ledningene på propellen vil den gå den andre vegen. I en lysdiode kan strømmen bare gå i en retning. Den korteste pinnen på dioden skal på negativ pol i akkumulatoren. Det er den ledningen som sto i den negative polen på batteriet da du ladet systemet

En akkumulator er det samme som et ladbart batteri. Batteriet er da en elektrolysecelle som lades opp ved at strøm fra en ytre strømkrets får de kjemiske reaksjonene til å gå i motsatt retning av det de spontant vil gå. I vårt tilfelle spaltes vann til H₂- og O₂-gass. Akkumulatoren som vi benytter her vil ikke kunne fungere som en akkumulator i praktiske sammenhenger, men den kan demonstrere prinsippet bak akkumulatoren.

I dette forsøket kaller vi H₂ for en energibærer, fordi gassen overfører energi fra et system til et annet. Vi bruker elektrisk energi til å produsere H₂. I neste omgang kan H₂ reagere med O₂ og produsere energi som igjen kan overføres til elektrisk energi. I en brenselcelle blir nettopp kjemisk energi omdannet til elektrisk energi ved at for eksempel H₂- og O₂-gass reagerer med hverandre. Akkumulatoren vår kan derfor være en enkel modell for en brenselcelle.

Forsøket viser at det eneste som blir forbrukt i elektrolysen er vann som blir spaltet til H₂ og O₂-gass. Det betyr at ved elektrolyse av vann, har vi egentlig en uutømmelig kilde til H₂-gass.

Det er en fordel å bruke et 9V batteri i forsøket. Det går også an å bruke et vanlig batteri på 4,5V, men reaksjonen går da mye saktere og tar derfor lengre tid.

For å få mest mulig strøm ut av akkumulatoren er det lurt å la elektrolysen foregå i 1-2 minutter. Hvis en øker tiden utover dette, vil bare mer gass forsvinne fra løsningen.

For at mest mulig gass skal bli sittende på elektrodene er det viktig at disse får stå helt i ro når en bytter fra elektrolyse til akkumulator. En måte å gjøre det på er å feste dem i en isoporbit i bunnen av begerglasset slik som vist i forsøket.

Hvis du ikke har isopor går det an å sette elektrodene i ”OASIS (som brukes i blomsteroppsatser).

I disse forsøkene er det benyttet en lettdrevet elektromotor (Solar-mini 0,7-5V fra KPT), men forsøkene vil kunne gjennomføres med andre elektromotorer.

Rødkålsaft lager du ved å koke rødkål og sile fra kokevannet.