Voor elke elektrochemische reactie worden elektronen overgedragen van het oxidatiemiddel naar het reductiemiddel. Elke ladingsstroom per tijdseenheid is per definitie een elektrische stroom.

In het geval van elektrolyse is de elektronenoverdracht echter niet spontaan. Er is een externe energiebron nodig om de reactie te laten plaatsvinden. De energie (arbeid) die per eenheidslading wordt geleverd, wordt de spanning genoemd.

Om elke elektrolysereactie te laten plaatsvinden, is daarom een ​​toevoer van elektrische energie vereist, wat betekent dat zowel spanning als elektrische stroom nodig is.

Specifiek, de hoeveelheid werk (energie) resulterend uit een spanning, $ V $ en een stroom, $ I $ toegepast voor een tijd $ t $ wordt gegeven door:

Werk geproduceerd door elektrische energie, $ W = V \ cdot I \ cdot t $

Om een ​​bepaalde elektrolytische reactie te laten verlopen, wordt de vereiste minimumspanning die moet worden aangelegd, bepaald uit de functie van de Gibb,

$ E ^ \ circ_ \ text {cell} = \ frac {- \ Delta G ^ \ circ} {nF} $

Waar $ E ^ \ circ_ \ text {cell} $ de minimumspanning is die nodig is voor de elektrolysereactie optreedt, $ \ Delta G ^ \ circ $ is de verandering in Gibb's vrije energie onder standaardomstandigheden, $ n $ is het aantal overgedragen elektronen en $ F $ is de constante van Faraday (96.485 coulombs per mol).

Bijvoorbeeld als zuiver water in een 'elektrolytische cel' wordt geplaatst met twee niet-reactieve elektroden s (bijvoorbeeld: platina), zullen elektronen die door een elektrische bron in de 'cel' worden gedwongen (bijvoorbeeld: batterij) reageren met watermoleculen bij de kathode, waardoor ze worden gedwongen om te lyzen (splitsen) in waterstofionen en hydroxide-ionen.

$ \ ce {H2O (aq) -> [\ text {elect}] H + (aq) + OH- (aq)} $

Aan het oppervlak van de 'anode' zal hydroxide-ion worden geoxideerd (geen elektronen) om zuurstofgas te vormen.

$ \ ce {4OH- (aq) -> 2H2O + O2 + 4e-} $ (anode halfcelreactie)

Ondertussen zullen waterstofionen aan het oppervlak van de 'kathode' elektronen accepteren om waterstofgas te vormen.

$ \ ce {2H + (aq) + 2e- -> H2 (g)} $ (kathode halfcel reactie)

De algehele celreactie is daarom:

$ \ ce {2H2O (aq) -> 2H2 (g) + O2 (g)} $; $ \ Delta G ^ \ circ = 237.2 \ \ mathrm {kJ / mol} $

De positieve Gibb-functie voor deze reactie geeft aan dat de reactie niet spontaan zal plaatsvinden, maar een externe energiebron nodig heeft (bijv .: elektrische energie), wat tot uiting komt in het negatieve celpotentieel.

De minimum (theoretische) spanning die nodig is, is:

$ E ^ \ circ_ \ text {cell} = \ frac {- \ Delta G ^ \ circ} {nF} = \ frac {-237.2 \ times 10 ^ {3}} {2 \ times 96485} = - 1.23 \ \ mathrm {V} $

Echter, in In de praktijk is een iets grotere spanning van 1,48 V vereist, aangezien de enthalpie (verwarming) van de producten resulteert in een iets lager rendement, wat zich manifesteert als een overpotentiaal van ongeveer 0,25 V.

Zodra dit kritische spanningsniveau wordt overschreden , verloopt de elektrolysereactie met een snelheid die grotendeels wordt bepaald door de stroom, aangezien de stroom de snelheid vertegenwoordigt waarmee lading aan het systeem wordt geleverd. Kortom, hoe hoger de stroom, hoe meer moleculen zullen reageren (elektrolyseren) en hoe meer producten (waterstofgas) zullen worden gevormd per tijdseenheid.

Stroom is per definitie een stroom geladen deeltjes, dus hij drijft niets aan. Elektrisch potentieel is een opslag van energie (je kunt een spanningsbron zien als een ideale soort "batterij").

Een volt kan $ \ pu {1 A} $ stroom produceren via een $ \ pu {1 \ Omega} $ weerstand. Een ampère stroom is gelijk aan een coulomb per seconde. Een coulomb is $ 6,24150965 (16) × 10 ^ {18} $ elektronen. Als je genoeg spanning zou gebruiken zodat oxidatie aan de anode genoeg elektronen vrijgeeft om een ​​enorme stroom te produceren, zou je waarschijnlijk je anodemateriaal uitputten voordat je het ooit hebt bereikt.

Hoge spanning en lage stroom zijn efficiënter, maar moeten op specifieke frequenties worden geoscilleerd om effectieve en goedkope elektrolyse te zijn. het is de oscillatie die de band tussen waterstof en zuurstof verbreekt, niet de stroom of spanning. De stroom kan lager zijn dan 0,5 ampère bij miljoenen volt en toch niet levensbedreigend zijn als een verdovingspistool. Maar je moet experimenteren met de oscillatiefrequentie om de meest efficiënte elektrolyse te vinden.