Du sætter to grafitstave ned i et bægerglas med fortyndet svøvlsyre, slutter dem til et batteri, og inden for få sekunder begynder det at boble. En gas bobler op ved den ene stav, en anden gas ved den anden. Det er elektrolyse i praksis: en elektrokemisk proces, der bruger elektrisk strøm til at tvinge en ikke-spontan kemisk reaktion til at ske.

I gymnasiets kemi er elektrolyse et af kernestofferne i elektrokemi. Du møder det i laboratorøvelser, i beregningsopgaver om Faradays lov og i diskussioner om grøn energi og brintproduktion. Har du styr på halvreaktioner, anode og katode og Faradays beregningsformel, har du et solidt fundament til eksamen i kemi B.

Hvad er elektrolyse?

Nøglebegreb

Elektrolyse

Elektrolyse er en elektrokemisk proces, hvor elektrisk strøm ledes igennem en elektrolyt. Derved omdannes kemiske forbindelser til nye stoffer ved elektroderne. Processen er ikke-spontan: den forløber kun, når der tilføres elektrisk energi udefra.

Modsat et batteri, der frigiver energi fra en spontan kemisk reaktion, bruger en elektrolysator energi til at drive reaktionen den anden vej. Det, der sker i en brændselscelle, brint og ilt kombineres til vand, køres baglæns: vand splittes til brint og ilt. Som Danmarks Nationalleksikon Lex beskriver, ligner elektrolysatorer og brændselsceller hinanden i design. Det afgørende er energiretningen: den ene frigiver, den anden forbruger.

Anode og katode: hvem gør hvad?

Tag en opløsning af saltsyre, HCl. Opløsningen indeholder H⁺-ioner og Cl⁻-ioner. Sæt to elektroder til en strømkilde og nedsænk dem i opløsningen: positivt ladede H⁺-ioner bevæger sig mod den negative elektrode, negativt ladede Cl⁻-ioner bevæger sig mod den positive elektrode. Ionerne vandrer altid mod den modsatladede pol.

Katoden er den negative elektrode, og det er her, der sker reduktion: ioner optager elektroner og omdannes til nye stoffer. Anoden er den positive elektrode, og her sker oxidation: ioner afgiver elektroner. En enkel huskeregel: Oxidation sker ved An-oden. Konsonantmønsteret er det samme. Elektrolyse er i bund og grund en redoxreaktion, der drives af en ekstern strømkilde frem for at forløbe spontant.

\[\text{Katode (reduktion):} \quad 2\,H^+(aq) + 2\,e^- \rightarrow H_2(g)\]
\[\text{Anode (oxidation):} \quad 2\,Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2\,e^-\]

Kemisk reaktion

elektrolyse

Reaktionsligning

\[\[ 2\,HCl(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) \]\]

Stoffer

\(2 \mathrm{HCl}\text{(aq)}\)
→
\(\mathrm{H_2}\text{(g)}\)
+
\(\mathrm{Cl_2}\text{(g)}\)
Betingelser: Elektrisk strøm via inerte elektroder
Samlet bruttoproces for elektrolyse af saltsyre

Elektrolyse af vand: trin for trin

Rent vand leder elektricitet meget dårligt, fordi der næsten ingen frie ioner er. Tilføres en lille mængde svøvlsyre, H₂SO₄, stiger ionkoncentrationen drastisk, og opløsningen kan nu lede strøm. Svøvlsyren forbruges ikke selv i processen; den fungerer udelukkende som elektrolyt og muliggør ionvandringen.

  1. 1

    Forbered opløsningen

  2. 2

    Opsæt elektroderne

  3. 3

    Tænd for strømmen

  4. 4

    Identificer gasserne

  5. 5

    Opskriv halvreaktionerne

Kemisk reaktion

elektrolyse

Reaktionsligning

\[\[ 2\,H_2O(l) \rightarrow 2\,H_2(g) + O_2(g) \]\]

Stoffer

\(2 \mathrm{H_2O}\text{(l)}\)
→
\(2 \mathrm{H_2}\text{(g)}\)
+
\(\mathrm{O_2}\text{(g)}\)
Betingelser: Elektrisk strøm, H₂SO₄ som elektrolyt
Katode (sur opl.): 2 H⁺ + 2e⁻ → H₂. Anode: 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4e⁻. Der dannes 2x mere brint end ilt i volumen.

Volumenforholdet er altid 2:1 (brint til ilt) ved elektrolyse af vand. Det er et direkte resultat af støkiometrien: katodereaktionen kræver 2 elektroner per H₂-molekyle, anodereaktionen kræver 4 elektroner per O₂-molekyle.

Elektrolyse af CuCl₂ og NaCl

Hvad sker der, hvis du erstatter vandet med en kobberklorid-opløsning, CuCl₂? Nu konkurrerer Cu²⁺-ioner og vandmolekyler om at blive reduceret ved katoden. Cu²⁺ er lettere at reducere end vand under normale betingelser, så der aflejres fast kobber direkte på elektroden. Det er en synlig og slående demonstration af elektrolyse i laboratoriet.

\[\text{Katode:} \quad Cu^{2+}(aq) + 2\,e^- \rightarrow Cu(s)\]
\[\text{Anode:} \quad 2\,Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2\,e^-\]

Eksempelopgave

En vandig opløsning af NaCl elektrolyseres. Skriv halvreaktionerne for katoden og anoden, og opsæt den samlede bruttoproces.

Vis løsning
  1. 1

    Ionerne i opløsningen er Na⁺, Cl⁻ og H₂O-molekyler. Na⁺ er meget svær at reducere i vandig opløsning. Vand reduceres i stedet ved katoden:

  2. 2

    Ved anoden konkurrerer Cl⁻-ioner og vand. Cl⁻ oxideres lettere under normale koncentrationsforhold:

  3. 3

    Læg halvreaktionerne sammen. Na⁺-ioner reagerer ikke og danner NaOH i opløsningen sammen med OH⁻:

NaCl-elektrolysen er grundlaget for den industrielle chlor-alkali-proces, der producerer klor og natriumhydroxid globalt. Vil du øve dig i at opskrive elektrolysereaktioner korrekt, finder du en guide til reaktionsskemaer på bloggen.

Faradays lov: beregn massen af det dannede stof

En strøm på 2 A løber igennem en kobber(II)sulfat-opløsning i præcis 30 minutter. Hvad er massen af det kobber, der aflejres på katoden? Spørgsmålet er klassisk til kemi B-eksamen, og svaret kræver Faradays lov: sammenhængen mellem den tilførte elektriske ladning og mængden af stof, der dannes ved elektroden.

Ifølge Faradays love er massen af et stof udskilt ved elektrolyse proportional med den ladning, der passerer igennem opløsningen. Tilpasser du strømstyrken eller køretiden, ændrer du direkte på, hvor meget stof der dannes.

Formel

\[m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F}\]

Variable

SymbolNavn
\( m \)Masse af udskilt stof (g)
\( M \)Molarmasse (g/mol)
\( I \)Strømstyrke (A)
\( t \)Tid (s)
\( z \)Antal elektroner per ion (ladningstal)
\( F \)Faradays konstant, 96485 C/mol
\[m = \frac{M \cdot I \cdot t}{z \cdot F} = \frac{M \cdot Q}{z \cdot F} \quad \text{hvor } Q = I \cdot t \text{ er ladningen i coulomb}\]

Aflejret kobber (g) som funktion af ladning Q (C) ved Cu²⁺-elektrolyse

Eksempelopgave

En strøm på 2 A sendes igennem en CuSO₄-opløsning i 30 minutter. M(Cu) = 63,5 g/mol, z = 2. Hvad er massen af kobber aflejret på katoden?

Vis løsning
  1. 1

    Omregn tid til sekunder:

  2. 2

    Beregn ladningen Q:

  3. 3

    Indset i Faradays lov med M = 63,5 g/mol, z = 2 og F = 96485 C/mol:

Typiske fejl

❌ Typisk fejl✓ Korrekt
Indset tid i minutter direkte i formlenFaradays lov kræver tid i sekunder. 30 minutter = 1800 sekunder. Husk at gange med 60, inden du bruger formlen.
Bruge z = 1 for alle ionerz er ladningstallet på ionen. For Cu²⁺ er z = 2, for Al³⁺ er z = 3. Tjek ionens ladning i halvreaktionen, inden du regner.

Industrielle anvendelser af elektrolyse

ProcesElektrolytProdukterAnvendelse
VandelektrolyseH₂O + H₂SO₄H₂ + O₂Brint til energilagring og brændselsceller
Chlor-alkali-processenNaCl(aq)Cl₂ + H₂ + NaOHKlor til kemisk industri, NaOH til rengøring
AluminiumsfremstillingAl₂O₃ i smeltet kryolitAl(s) + O₂Aluminium til fly, biler og emballage
KobberforfiningCuSO₄(aq)Rent Cu(s)Rent kobber til elektronik og ledninger

Vindmøller producerer periodisk mere strøm end nettet kan absorbere. Den overskydende energi kan bruges til at elektrolysere vand og producere brint, som lagres og bruges som brændstof. Det er kærnen i Power-to-X-teknologien. Alterkemis undervisningsmateriale om Power-to-X viser, hvordan kemi, bæredygtighed og industri forenes, og er udviklet til kemi B på STX og HTX. Miljøstyrelsens vejledning om brintfremstilling bekræfter, at brint fra vindmøller allerede i dag bruges direkte i lastbiler, færger og industrien. Får du brug for faglig hjælp til elektrokemi, kan du finde en kemilaerer hos Toptutors og få en gratis prøvetime uden binding.

Brug for hjælp til kemi?

Få hjælp i øjenhøjde af en tutor. Start med en gratis prøvetime uden binding.

Få en gratis prøvetime

Quiz

Test dig selv i elektrolyse

0/5 besvaret

1. Hvad sker der ved anoden under elektrolyse?

2. Der dannes dobbelt så meget brint som ilt ved elektrolyse af vand.

3. Hvad er værdien af Faradays konstant F?

Opgave 4

En strøm på 3 A løber i 10 minutter. Ladningen Q er coulomb.

5. Ved elektrolyse af CuCl₂ aflejres kobber ved katoden. Hvad er z-værdien for Cu²⁺?

Ofte stillede spørgsmål

Hvad er forskellen på elektrolyse og et galvanisk element?
Et galvanisk element (batteri) omdanner kemisk energi til elektrisk energi via en spontan reaktion. Elektrolyse gør det modsatte: elektrisk energi bruges til at drive en ikke-spontan kemisk reaktion. I begge tilfælde er der tale om elektrokemi, men energiretningen er omvendt.
Hvorfor tilføjes svøvlsyre ved elektrolyse af vand?
Rent vand indeholder meget få frie ioner og leder elektricitet dårligt. Svøvlsyren forsyner opløsningen med H⁺- og SO₄²⁻-ioner, som øger ledningsevnen markant. Svøvlsyren forbruges ikke selv i processen; den genfindes efter elektrolysen.
Hvad er halvreaktioner?
Halvreaktioner beskriver, hvad der sker ved henholdsvis katoden og anoden som separate reaktionsligninger. Anodereaktionen viser oxidationen (elektroner afgives), katodereaktionen viser reduktionen (elektroner optages). Lægges de to halvreaktioner sammen med korrekte koefficienter, fås bruttoreaktionen.
Er elektrolyse altid en redoxreaktion?
Ja. Elektrolyse kræver altid, at ioner enten afgiver eller optager elektroner ved elektroderne. Oxidation sker ved anoden, reduktion ved katoden. Dermed er elektrolyse pr. definition en redoxreaktion, der drives af elektrisk energi frem for at forløbe spontant.
Hvad bruges elektrolyse til i industrien?
Elektrolyse bruges til fremstilling af aluminium (fra smeltet Al₂O₃), klor og natriumhydroxid (chlor-alkali-processen), raffinering af rent kobber og produktion af brint til energilagring. Brint produceret ved elektrolyse med vedvarende energi er central i den grønne omstilling.
Hvad er Power-to-X?
Power-to-X er en teknologi, der bruger elektrisk strøm fra vedvarende energikilder til at producere kemiske brændstoffer og råstoffer via elektrolyse. Den mest grundlæggende form er vandelektrolyse til brint (H₂). Brinten kan bruges direkte som brændstof eller videreforarbejdes til metanol, ammoniak eller flybrendsøtof.