Électrolyse

Dans la chimie et la fabrication , l’ électrolyse est une technique qui utilise un courant électrique continu (CC) pour provoquer une réaction chimique autrement non spontanée. L’électrolyse est commercialement importante en tant qu’étape dans la séparation des éléments à partir de sources naturelles telles que les Minerais à l’aide d’une cellule électrolytique . La tension nécessaire pour que l’électrolyse se produise s’appelle le potentiel de décomposition. Le mot « lyse » signifie séparer ou casser, donc en termes, l’électrolyse signifierait « décomposition via l’électricité ».

Illustration d’un appareil d’électrolyse Hofmann utilisé dans un laboratoire scolaire

Histoire

Le mot “électrolyse” a été introduit par Michael Faraday en 1834, ^[1] en utilisant les mots grecs ἤλεκτρον [ɛ̌ːlektron] “ambre”, qui depuis le 17ème siècle était associé aux phénomènes électriques , et λύσις [lýsis] signifiant “dissolution”. Néanmoins, l’électrolyse, en tant qu’outil pour étudier les réactions chimiques et obtenir des éléments purs , précède la frappe du terme et la description formelle par Faraday.

Au début du XIXe siècle, William Nicholson et Anthony Carlisle ont cherché à approfondir les expériences de Volta . Ils ont attaché deux fils de chaque côté de la batterie de Volta et placé les autres extrémités dans un tube rempli d’eau. Ils ont remarqué que lorsque les fils étaient réunis, chaque fil produisait des bulles. Un type était l’hydrogène, l’autre était l’oxygène. ^[2]

En 1785, un scientifique néerlandais nommé Martinus van Marum a créé un générateur électrostatique qu’il a utilisé pour réduire l’étain, le zinc et l’antimoine de leurs sels en utilisant un processus connu plus tard sous le nom d’électrolyse. Bien qu’il ait produit l’électrolyse sans le savoir, ce n’est qu’en 1800 que William Nicholson et Anthony Carlisle ont découvert le fonctionnement de l’électrolyse. ^[3]

En 1791 , Luigi Galvani expérimente les cuisses de grenouilles. Il a affirmé que le fait de placer des muscles d’animaux entre deux feuilles de métal dissemblables produisait de l’électricité. En réponse à ces affirmations, Alessandro Volta a effectué ses propres tests. ^{[4] [5]} Cela donnerait un aperçu des idées de Humphry Davy sur l’électrolyse. Lors d’expériences préliminaires, Humphry Davy a émis l’hypothèse que lorsque deux éléments se combinent pour former un composé, de l’énergie électrique est libérée. Humphry Davy continuerait à créer des tables de décomposition à partir de ses expériences préliminaires sur l’électrolyse. Les tables de décomposition donneraient un aperçu des énergies nécessaires pour décomposer certains composés. ^[6]

En 1817 , Johan August Arfwedson a déterminé qu’il y avait un autre élément, le lithium, dans certains de ses échantillons; cependant, il n’a pas pu isoler le composant. Ce n’est qu’en 1821 que William Thomas Brande a utilisé l’électrolyse pour l’isoler. Deux ans plus tard, il a rationalisé le processus en utilisant du chlorure de lithium et du chlorure de potassium avec électrolyse pour produire du lithium et de l’hydroxyde de lithium. ^{[7] [8]}

Au cours des dernières années des recherches d’Humphry Davy, Michael Faraday est devenu son assistant. En étudiant le processus de l’électrolyse sous Humphry Davy, Michael Faraday a découvert deux lois de l’électrolyse . ^[5]

À l’époque de Maxwell et Faraday, des inquiétudes sont apparues concernant les activités électropositives et électronégatives . ^[9]

En novembre 1875, Paul Émile Lecoq de Boisbaudran découvre le gallium par électrolyse de l’hydroxyde de gallium, produisant 3,4 mg de gallium. En décembre suivant, il présente sa découverte du gallium à l’ Académie des sciences de Paris. ^[dix]

Le 26 juin 1886, Ferdinand Frederick Henri Moissan se sentit enfin à l’aise d’effectuer une électrolyse sur du fluorure d’hydrogène anhydre pour créer un élément pur de fluor gazeux. Avant d’utiliser le fluorure d’hydrogène, Henri Moissan utilisait des sels de fluorure avec électrolyse. Ainsi le 28 juin 1886, il réalise son expérience devant l’Académie des Sciences pour montrer sa découverte du nouvel élément fluor. ^[11] En essayant de trouver du fluor élémentaire par électrolyse de sels de fluorure, de nombreux chimistes périrent dont Paulin Louyet et Jérôme Nicklès. ^[12]

En 1886 , Charles Martin Hall d’Amérique et Paul Héroult de France ont tous deux déposé des brevets américains pour l’électrolyse de l’aluminium, Héroult déposant le sien en mai, et Hall, en juillet. ^[13] Hall a pu obtenir son brevet en prouvant par des lettres à son frère et des preuves familiales que sa méthode a été découverte avant que le brevet français ne soit déposé. ^[14] Cela est devenu connu sous le nom de Procédé Hall-Héroult qui a profité à de nombreuses industries car le prix de l’aluminium est alors passé de quatre dollars à trente cents la livre. ^[15]

Chronologie

• 1785 – Le générateur électrostatique de Martinus van Marum a été utilisé pour réduire l’ étain , le zinc et l’antimoine de leurs sels par électrolyse. ^[16]
• 1800 – William Nicholson et Anthony Carlisle (ainsi que Johann Ritter ), décomposent l’eau en hydrogène et oxygène .
• 1808 – Le potassium (1807), le sodium (1807), le baryum , le calcium et le magnésium sont découverts par Humphry Davy par électrolyse.
• 1821 – Le lithium est découvert par le chimiste anglais William Thomas Brande , qui l’obtient par électrolyse de l’oxyde de lithium.
• 1834 – Michael Faraday publie ses deux lois de l’électrolyse , en fournit une explication mathématique et introduit une terminologie telle qu’électrode, électrolyte, anode, cathode, Anion et Cation.
• 1875 – Paul Émile Lecoq de Boisbaudran découvre le gallium par électrolyse. ^[17]
• 1886 – Le fluor est découvert par Henri Moissan grâce à l’électrolyse.
• 1886 – Développement du procédé Hall – Héroult pour la fabrication de l’aluminium
• 1890 – Processus Castner-Kellner développé pour fabriquer de l’hydroxyde de sodium .

Aperçu

L’électrolyse est le passage d’un courant électrique continu à travers un électrolyte produisant des réactions chimiques aux électrodes et la décomposition des matériaux.

Les principaux composants nécessaires pour réaliser l’électrolyse sont un électrolyte , des électrodes et une source d’alimentation externe. Une cloison (par exemple une membrane échangeuse d’ions ou un pont salin ) est facultative pour empêcher les produits de diffuser au voisinage de l’électrode opposée.

L’électrolyte est une substance chimique qui contient des ions libres et transporte un courant électrique (par exemple un polymère conducteur d’ions , une solution ou un composé liquide ionique ). Si les ions ne sont pas mobiles, comme dans la plupart des sels solides , l’électrolyse ne peut pas se produire. Un électrolyte liquide est produit par :

• Solvatation ou réaction d’un composé ionique avec un solvant (tel que l’eau) pour produire des ions mobiles
• Un composé ionique fondu par chauffage

Les électrodes sont immergées séparées d’une distance telle qu’un courant circule entre elles à travers l’électrolyte et sont reliées à la source d’alimentation qui complète le Circuit électrique . Un courant continu fourni par la source d’alimentation entraîne la réaction provoquant l’attraction des ions dans l’électrolyte vers l’électrode de charge opposée respective.

Les électrodes en métal , en graphite et en matériau semi -conducteur sont largement utilisées. Le choix d’une électrode appropriée dépend de la réactivité chimique entre l’électrode et l’électrolyte et du coût de fabrication. Historiquement, lorsque des anodes non réactives étaient souhaitées pour l’électrolyse, le graphite (appelé plumbago à l’époque de Faraday) ou le platine étaient choisis. ^[18]Ils se sont avérés être parmi les matériaux les moins réactifs pour les anodes. Le platine s’érode très lentement par rapport à d’autres matériaux, et le graphite s’effrite et peut produire du dioxyde de carbone dans des solutions aqueuses mais ne participe pas autrement à la réaction. Les cathodes peuvent être faites du même matériau, ou elles peuvent être faites d’un matériau plus réactif puisque l’usure de l’anode est plus grande en raison de l’Oxydation à l’anode.

Processus d’électrolyse

Le processus clé de l’électrolyse est l’échange d’atomes et d’ions par la suppression ou l’ajout d’électrons en raison du courant appliqué. Les produits d’électrolyse souhaités sont souvent dans un état physique différent de l’électrolyte et peuvent être éliminés par des processus physiques (par exemple en collectant du gaz au-dessus d’une électrode ou en précipitant un produit hors de l’électrolyte).

La quantité des produits est proportionnelle au courant, et lorsque deux ou plusieurs cellules électrolytiques sont connectées en série à la même source d’alimentation, les produits fabriqués dans les cellules sont proportionnels à leur poids équivalent . Celles-ci sont connues sous le nom de lois de Faraday sur l’électrolyse .

Chaque électrode attire les ions de charge opposée . Les ions chargés positivement ( cations ) se déplacent vers la cathode (négative) qui fournit les électrons. Les ions chargés négativement ( anions ) se déplacent vers l’anode (positive) d’extraction d’électrons. Dans ce processus, les électrons sont effectivement introduits à la cathode en tant que réactif et éliminés à l’anode en tant que produit . En chimie, la perte d’électrons est appelée Oxydation , tandis que le gain d’électrons est appelé réduction .

Lorsque des atomes ou des molécules neutres, comme ceux à la surface d’une électrode, gagnent ou perdent des électrons, ils deviennent des ions et peuvent se dissoudre dans l’électrolyte et réagir avec d’autres ions.

Lorsque les ions gagnent ou perdent des électrons et deviennent neutres, ils forment des composés qui se séparent de l’électrolyte. Les ions métalliques positifs comme Cu ²⁺ se déposent sur la cathode en une couche. Les termes pour cela sont la galvanoplastie , l’ extraction électrolytique et l’ Électroraffinage .

Lorsqu’un ion gagne ou perd des électrons sans devenir neutre, sa charge électronique est modifiée dans le processus.

Par exemple, l’ électrolyse de la saumure produit de l’hydrogène et du chlore gazeux qui bouillonnent de l’électrolyte et sont collectés. La réaction globale initiale est donc : ^[19]

2 NaCl + 2 H ₂ O → 2 NaOH + H ₂ + Cl ₂

La réaction à l’anode produit du chlore gazeux à partir des ions chlore :

2 Cl ⁻ → Cl ₂ + 2 e ⁻

La réaction à la cathode se traduit par de l’hydrogène gazeux et des ions hydroxyde :

2 H ₂ O + 2 e ⁻ → H ₂ + 2 OH ⁻

Sans cloison entre les électrodes, les ions OH ^– produits à la cathode sont libres de diffuser dans tout l’électrolyte jusqu’à l’anode. Au fur et à mesure que l’électrolyte devient plus basique en raison de la production de OH ^– , moins de Cl ₂ émerge de la solution lorsqu’elle commence à réagir avec l’hydroxyde produisant de l’hypochlorite à l’anode :

Cl ₂ + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H ₂ O

Plus le Cl ₂ a d’opportunités d’interagir avec NaOH dans la solution, moins le Cl ₂ émerge à la surface de la solution et plus la production d’hypochlorite progresse rapidement. Cela dépend de facteurs tels que la température de la solution, la durée pendant laquelle la molécule de Cl ₂ est en contact avec la solution et la concentration de NaOH.

De même, à mesure que l’hypochlorite augmente en concentration, des chlorates en sont produits:

3 NaClO → NaClO ₃ + 2 NaCl

D’autres réactions se produisent, telles que l’ auto-ionisation de l’eau et la décomposition de l’hypochlorite à la cathode, la vitesse de cette dernière dépend de facteurs tels que la diffusion et la surface de la cathode en contact avec l’électrolyte. ^[20]

Potentiel de décomposition

Le potentiel de décomposition ou la tension de décomposition fait référence à la tension minimale (différence de potentiel d’électrode ) entre l’ anode et la cathode d’une cellule électrolytique qui est nécessaire pour que l’électrolyse se produise. ^[21]

La tension à laquelle l’électrolyse est thermodynamiquement préférée est la différence des potentiels d’électrode telle que calculée à l’aide de l’ équation de Nernst . L’application d’une tension supplémentaire, appelée surtension , peut augmenter la vitesse de réaction et est souvent nécessaire au-dessus de la valeur thermodynamique. Il est notamment nécessaire pour les réactions d’électrolyse mettant en jeu des gaz, tels que l’oxygène , l’ hydrogène ou le chlore .

Oxydation et réduction aux électrodes

L’Oxydation des ions ou des molécules neutres se produit à l’ anode . Par exemple, il est possible d’oxyder des ions ferreux en ions ferriques à l’anode :

Fe ²⁺
(aq) → Fe ³⁺
(aq) + e ⁻

La réduction des ions ou des molécules neutres se produit à la cathode . Il est possible de réduire les ions ferricyanure en ions ferrocyanure à la cathode :

Fe(CN) ^3-
₆+ e ⁻ → Fe(CN) ^4-
₆

Les molécules neutres peuvent également réagir à l’une ou l’autre des électrodes. Par exemple : la p -benzoquinone peut être réduite en hydroquinone à la cathode :

+ 2 e ⁻ + 2 H ⁺ →

Dans le dernier exemple, les ions H ⁺ (ions hydrogène) participent également à la réaction et sont apportés par l’acide de la solution, ou par le solvant lui-même (eau, méthanol, etc.). Les réactions d’électrolyse impliquant des ions H ⁺ sont assez courantes dans les solutions acides. Dans les solutions alcalines aqueuses, les réactions impliquant OH ^– (ions hydroxyde) sont courantes.

Parfois, les solvants eux-mêmes (généralement de l’eau) sont oxydés ou réduits au niveau des électrodes. Il est même possible d’avoir une électrolyse impliquant des gaz, par exemple en utilisant une électrode à diffusion de gaz .

Changements d’énergie pendant l’électrolyse

La quantité d’énergie électrique qui doit être ajoutée est égale à la variation de l’énergie libre de Gibbs de la réaction plus les pertes dans le système. Les pertes peuvent (en théorie) être arbitrairement proches de zéro, de sorte que l’ efficacité thermodynamique maximale est égale au changement d’ enthalpie divisé par le changement d’énergie libre de la réaction. Dans la plupart des cas, l’apport électrique est supérieur au changement d’enthalpie de la réaction, de sorte qu’une certaine énergie est libérée sous forme de chaleur. Dans certains cas, par exemple, dans l’électrolyse de la vapeur en hydrogène et oxygène à haute température, l’inverse est vrai et l’énergie thermique est absorbée. Cette chaleur est absorbée par l’environnement et le pouvoir calorifiquede l’hydrogène produit est supérieur à l’apport électrique.

Variantes

Le courant pulsé donne des produits différents du courant continu. Par exemple, la pulsation augmente le rapport de l’ozone à l’oxygène produit à l’anode dans l’électrolyse d’une solution aqueuse acide telle que l’acide sulfurique dilué. ^[22] L’électrolyse de l’éthanol avec un courant pulsé fait évoluer un aldéhyde au lieu de principalement un acide. ^[23]

Processus associés

Les cellules et batteries galvaniques utilisent des Réactions redox spontanées libérant de l’énergie pour générer un potentiel électrique qui fournit une puissance utile. Lorsqu’une batterie secondaire est chargée, sa réaction redox est inversée et le système peut être considéré comme une cellule électrolytique .

Utilisations industrielles

Procédé Hall-Héroult pour la production d’aluminium

• Électrométallurgie de l’aluminium , du lithium , du sodium , du potassium , du magnésium , du calcium et, dans certains cas, du cuivre .
• Production de chlore et d’hydroxyde de sodium , appelé procédé Chloralkali .
• Production de chlorate de sodium et de chlorate de potassium .
• Production de composés organiques perfluorés tels que l’acide trifluoroacétique par le procédé d’ Électrofluoration .
• Purification du cuivre à partir de cuivre affiné .
• Production de combustibles tels que l’hydrogène pour les engins spatiaux , les Sous-marins nucléaires et les véhicules .
• Enlèvement de la rouille et nettoyage des vieilles pièces de monnaie et autres objets métalliques.

Processus de manufacture

Dans la fabrication, l’électrolyse peut être utilisée pour :

• Galvanoplastie , où un film mince de métal est déposé sur un matériau de substrat. La galvanoplastie est utilisée dans de nombreuses industries à des fins fonctionnelles ou décoratives, comme les carrosseries de véhicules et les pièces en nickel.
• Usinage électrochimique (ECM), où une cathode électrolytique est utilisée comme outil façonné pour enlever la matière par Oxydation anodique d’une pièce. L’ECM est souvent utilisé comme technique d’ ébavurage ou de gravure de surfaces métalliques comme des outils ou des couteaux avec une marque ou un logo permanent.

Demi-réactions concurrentes dans l’électrolyse en solution

À l’aide d’une cellule contenant des électrodes de platine inertes, l’électrolyse de solutions aqueuses de certains sels conduit à la réduction des cations (comme le dépôt de métaux avec, par exemple, des sels de zinc) et à l’Oxydation des anions (comme l’évolution du brome avec des bromures) . Cependant, avec des sels de certains métaux (tels que le sodium), de l’hydrogène se dégage à la cathode, et pour les sels contenant certains anions (tels que le sulfate SO²⁻
₄) de l’oxygène se dégage à l’anode. Dans les deux cas, cela est dû au fait que l’eau est réduite pour former de l’hydrogène ou oxydée pour former de l’oxygène. En principe, la tension requise pour électrolyser une solution saline peut être dérivée du potentiel d’électrode standard pour les réactions à l’anode et à la cathode. Le potentiel d’électrode standard est directement lié à l’ énergie libre de Gibbs , Δ G , pour les réactions à chaque électrode et se réfère à une électrode sans courant circulant. Un extrait du tableau des potentiels d’électrode standard est présenté ci-dessous.

Demi-réaction	E ° (V)	Réf.
Na + + e − ⇌ Na (s)	−2,71	[24]
Zn 2+ + 2 e − ⇌ Zn (s)	−0,7618	[25]
2 H + + 2 e − ⇌ H 2 (g)	≡ 0	[25]
Br 2 (aq) + 2 e − ⇌ 2 Br −	+1,0873	[25]
O 2 (g) + 4 H + + 4 e − ⇌ 2 H 2 O	+1,23	[24]
Cl 2 (g) + 2 e − ⇌ 2 Cl −	+1,36	[24]
S2O2− 8+ 2 e − ⇌ 2 SO2− 4	+2,07	[24]

En termes d’électrolyse, ce tableau doit être interprété comme suit :

• En descendant dans le tableau, E ° devient plus positif, et les espèces de gauche sont plus susceptibles d’être réduites : par exemple, les ions zinc sont plus susceptibles d’être réduits en zinc métal que les ions sodium ne le sont en sodium métal.
• En remontant le tableau, E ° devient plus négatif, et les espèces de droite sont plus susceptibles d’être oxydées : par exemple, le sodium métallique est plus susceptible d’être oxydé en ions sodium que le zinc métallique ne l’est en ions zinc.

En utilisant l’ équation de Nernst, le potentiel d’électrode peut être calculé pour une concentration spécifique d’ions, la température et le nombre d’électrons impliqués. Pour l’eau pure ( pH 7) :

• le potentiel d’électrode pour la réduction produisant de l’hydrogène est de -0,41 V,
• le potentiel d’électrode pour l’Oxydation produisant de l’oxygène est de +0,82 V.

Des chiffres comparables calculés de manière similaire, pour le bromure de zinc 1 M , ZnBr ₂ , sont de -0,76 V pour la réduction en métal Zn et de +1,10 V pour l’Oxydation produisant du brome. La conclusion de ces figures est que de l’hydrogène devrait être produit à la cathode et de l’oxygène à l’anode à partir de l’électrolyse de l’eau, ce qui est en contradiction avec l’observation expérimentale selon laquelle du zinc métallique se dépose et du brome se produit. ^[26]L’explication est que ces potentiels calculés n’indiquent que la réaction thermodynamiquement préférée. En pratique, de nombreux autres facteurs doivent être pris en compte tels que la cinétique de certaines des étapes réactionnelles impliquées. Ces facteurs signifient ensemble qu’un potentiel plus élevé est nécessaire pour la réduction et l’Oxydation de l’eau que prévu, et ceux-ci sont appelés surpotentiels . Expérimentalement, il est connu que les surtensions dépendent de la conception de la cellule et de la nature des électrodes.

Pour l’électrolyse d’une solution de chlorure de sodium neutre (pH 7), la réduction de l’ion sodium est thermodynamiquement très difficile et l’eau est réduite en dégageant de l’hydrogène laissant des ions hydroxyde en solution. A l’anode on observe l’Oxydation du chlore plutôt que l’Oxydation de l’eau puisque le surpotentiel d’Oxydation du chlorure en chlore est inférieur au surpotentiel d’Oxydation de l’eau en oxygène . Les ions hydroxyde et le chlore gazeux dissous réagissent ensuite pour former de l’acide hypochloreux . Les solutions aqueuses résultant de ce processus sont appelées eau électrolysée et sont utilisées comme désinfectant et agent de nettoyage.

Tendances de la recherche

Électrolyse du dioxyde de carbone

La réduction électrochimique ou la conversion électrocatalytique du CO ₂ peut produire des produits chimiques à valeur ajoutée tels que le méthane , l’éthylène , l’ éthanol , etc. ^{[27] [28] [29]} L’électrolyse du dioxyde de carbone donne du formiate ou du monoxyde de carbone, mais parfois des composés organiques plus élaborés comme l’éthylène . ^[30] Cette technologie fait l’objet de recherches en tant que voie neutre en carbone vers les composés organiques. ^{[31] [32]}

Électrolyse de l’eau acidifiée

L’électrolyse de l’eau produit de l’ hydrogène et de l’oxygène dans un rapport de 2 à 1 respectivement.

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g) E ° = +1,229 V

L’ efficacité énergétique de l’électrolyse de l’eau varie considérablement. L’efficacité d’un électrolyseur est une mesure de l’enthalpie contenue dans l’hydrogène (pour subir une combustion avec de l’oxygène ou une autre réaction ultérieure), par rapport à l’énergie électrique d’entrée. Les valeurs de chaleur/enthalpie pour l’hydrogène sont bien publiées dans les textes scientifiques et techniques, comme 144 MJ/kg. Notez que les piles à combustible (et non les électrolyseurs) ne peuvent pas utiliser cette quantité totale de chaleur/enthalpie, ce qui a entraîné une certaine confusion lors du calcul des valeurs d’efficacité pour les deux types de technologie. Dans la réaction, une partie de l’énergie est perdue sous forme de chaleur. Certains rapports citent des rendements entre 50 % et 70 % pour les électrolyseurs alcalins ; cependant, des efficacités pratiques beaucoup plus élevées sont disponibles avec l’utilisation de l’ électrolyse à membrane électrolyte polymèreet la technologie catalytique, telle qu’une efficacité de 95 %. ^{[33] [34]}

Le National Renewable Energy Laboratory a estimé que 1 kg d’hydrogène (environ l’équivalent de 3 kg ou 4 litres de pétrole en termes d’énergie) pourrait être produit par électrolyse éolienne pour entre 5,55 USD à court terme et 2,27 USD à long terme. . ^[35]

Environ 4 % de l’hydrogène gazeux produit dans le monde est généré par électrolyse et normalement utilisé sur place. L’hydrogène est utilisé pour la création d’ammoniac pour les engrais via le procédé Haber et la conversion des sources de pétrole lourd en fractions plus légères via l’ hydrocraquage . Récemment, l’électrolyse sur site a été utilisée pour capturer l’hydrogène pour les piles à combustible à hydrogène dans les véhicules à hydrogène .

Électrolyse de l’eau assistée carbone/hydrocarbure

Récemment, pour réduire l’apport d’énergie, l’utilisation de carbone ( charbon ), d’ alcools (solution d’hydrocarbure) et de solution organique ( glycérol , acide formique, éthylène glycol , etc.) avec co-électrolyse de l’eau a été proposée comme une option viable. . ^{[36] [37]} Le procédé d’électrolyse de l’eau assistée par carbone/hydrocarbure (appelé CAWE) pour la génération d’hydrogène effectuerait cette opération dans un seul réacteur électrochimique . Ce bilan énergétique du système ne peut nécessiter qu’environ 40% d’apport électrique dont 60% provenant de l’énergie chimique du carbone ou de l’hydrocarbure. ^[38]Ce procédé utilise des particules solides de charbon/carbone ou de la poudre comme combustibles dispersés dans un électrolyte acide/alcalin sous forme de boue et la source de carbone contenue co-assiste dans le procédé d’électrolyse comme les réactions globales théoriques suivantes : ^[39]

Charbon/Charbon (C + 2H ₂ O) → CO ₂ + 2H ₂ E ′ = 0,21 V (tension réversible) / E ′ = 0,46 V (tension thermoneutre)

ou alors

Charbon/Charbon (C + H ₂ O) → CO + H ₂ E ′ = 0,52 V (tension réversible) / E ′ = 0,91 V (tension thermoneutre)

Ainsi, cette approche CAWE est que la surtension réelle de la cellule peut être considérablement réduite à moins de 1,0 V par rapport à 1,5 V pour l’électrolyse de l’eau conventionnelle.

Électrocristallisation

Une application spécialisée de l’électrolyse implique la croissance de cristaux conducteurs sur l’une des électrodes à partir d’espèces oxydées ou réduites générées in situ. La technique a été utilisée pour obtenir des monocristaux de conducteurs électriques de faible dimension, tels que des sels de transfert de charge et des composés à chaîne linéaire ^{[40] [41]}

Voir également

Wikimedia Commons a des médias liés à l’ électrolyse .

• Électrolyse de l’eau alcaline
• Processus Castner-Kellner
• Cellule électrolytique
• Ingénierie électrochimique
• Loi de Faraday sur l’électrolyse
• Constante de Faraday
• Efficacité Faraday
• Corrosion galvanique
• Galvanoluminescence
• Craqueur de gaz
• Procédé Hall-Héroult
• Électrolyse haute pression
• Surpotentiel
• Cellule de puissance Patterson
• Cycle thermochimique
• Chronologie des technologies de l’hydrogène
• Électrolyse PEM

Références

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