Elektroliz Nedir? Elektrolitik Hücreler Nasıl Çalışır?

Elektroliz (İng: "electrolysis"), dış bir devrenin yeterli elektrik gerilimi uygulayarak kendiliğinden gerçekleşmeyecek bir kimyasal tepkimeyi yürüttüğü süreçtir.^[3] Bu sürecin gerçekleştiği düzeneğe elektrolitik hücre (İng: "electrolytic cell") adı verilmektedir. Bu hücrelerde elektrik enerjisi doğrudan kimyasal enerjiye dönüştürülmektedir.^[1] İletken bir sıvı veya erimiş tuz içindeki iyonlar, dış güç kaynağının oluşturduğu potansiyel farkı altında zıt yüklü uçlara göç ederek elektron alışverişi yapmaktadır.^{[1], [10]} Faraday, 1834 yılında yayımlanan araştırmasında akımın yol açtığı bu kimyasal etkinin devreden geçen toplam elektrik miktarıyla doğru orantılı olduğunu ortaya koymuştur.^[9]

Bir bataryayı şarja takmak, aslında tanıdık bir elektroliz uygulamasıdır,^[3] çünkü şarj sırasında dış güç kaynağı, bataryanın kendiliğinden gerçekleşen deşarj tepkimesini ters yönde zorlamaktadır.^[3] Bunun yanı sıra gümüş kaplama kaşıklardan sanayide üretilen alüminyum ve klor gazına kadar pek çok malzeme bu yöntemle elde edilmektedir.^{[3], [4], [10]} Ancak bir çözeltiye elektrik verildiğinde uçlarda hangi maddenin birikeceği her zaman ilk bakışta tahmin edilememektedir,^[3] çünkü suyun bulunduğu ortamlarda çözünen tuz iyonları ile su molekülleri birbiriyle yarışmakta ve başlangıçta beklenmeyen ürünler ortaya çıkabilmektedir.^[3]

Elektrokimyasal Hücreler: Galvanik ve Elektrolitik

Kimyasal değişimler ile elektrik enerjisi arasındaki dönüşümlerin gerçekleştiği düzenekler genel olarak elektrokimyasal hücre (İng: "electrochemical cell") olarak adlandırılmaktadır.^{[1], [2]} Bu hücreler iki ana sınıfa ayrılmaktadır.^{[1], [2]} Sınıflandırmanın ölçütü, enerjinin hangi yönde dönüştüğüdür. Kendiliğinden yürüyen bir redoks tepkimesi (İng: "redox reaction") sonucunda kimyasal enerjinin elektrik enerjisine dönüştüğü düzeneklere galvanik hücre (İng: "galvanic cell") veya voltaik hücre (İng: "voltaic cell") denmektedir.^[2] Buna karşılık dışarıdan verilen elektrik enerjisinin kimyasal enerjiye dönüştürüldüğü elektrokimyasal hücreler elektrolitik hücre olarak tanımlanmaktadır.^[1]

İki türü ayıran temel ölçüt, tepkimenin doğal eğilimidir.^{[2], [3]} Galvanik bir düzenekte elektron alışverişi dışarıdan hiçbir müdahale olmadan, sistemin kendi kimyasal potansiyeliyle ilerlemektedir.^[2] Oysa elektrolizde tepkime kendiliğinden gerçekleşmemektedir.^[3] Bu nedenle dış devre, redoks sistemi üzerine yeterli büyüklükte bir gerilim uygulayarak iş yapmakta ve normalde kendiliğinden yürümeyecek olan bu tepkimeyi zorla meydana getirmektedir.^[3] Böylece dış kaynaktan sağlanan elektrik işi, oluşan yeni ürünlerde kimyasal enerji olarak depolanmaktadır.^{[1], [3]}

Elektrokimyasal bir düzenekte akımın çözeltiye girdiği veya çözeltiden çıktığı uçların adlandırılması ise 19. yüzyılın ilk yarısına dayanmaktadır.^[9] Faraday, 9 Ocak'ta teslim edilen ve 23 Ocak, 6 Şubat ile 13 Şubat 1834 tarihlerinde Royal Society oturumlarında okunan yedinci elektrik araştırmaları makalesinde bu uçlar için yeni bir ad önermiştir.^[9] Araştırmacı, daha önce kullanılan kutup (İng: "pole") kelimesi yerine elektrot (İng: "electrode") teriminin kullanılmasını teklif etmiştir,^[9] nitekim bugün hem galvanik hem de elektrolitik hücrelerde elektron alışverişinin gerçekleştiği bu iletken yüzeyler aynı adla anılmaktadır.^{[2], [9]}

Bir hücredeki iki elektrot, yüzeylerinde gerçekleşen yarı tepkimenin türüne göre birbirinden ayrılmaktadır.^[2] Tanım gereği yükseltgenme (İng: "oxidation"), yani elektron kaybetme olayının gerçekleştiği elektrot anot (İng: "anode") adını almaktadır,^{[2], [10]} indirgenme (İng: "reduction"), yani elektron kazanma olayının gerçekleştiği elektrot ise katot (İng: "cathode") olarak tanımlanmaktadır.^{[2], [10]} Ayrıca bu tanım, galvanik ve elektrolitik hücrelerin ikisi için de geçerlidir.^[2]

Elektrotların arasında devreyi tamamlayan ortam ise elektrolit (İng: "electrolyte") olarak bilinmektedir.^[1] Uluslararası Temel ve Uygulamalı Kimya Birliği (IUPAC) terminolojisinde bu kavram iki farklı fakat birbiriyle bağlantılı anlamda kullanılmaktadır.^[1] İlk anlamıyla elektrolit, elektrik akımının akışına iyonların hareketinin eşlik ettiği iletken ortamdır,^[1] terimin ikinci anlamı ise bir çözücü içinde çözündüğünde veya ısıtılarak eritildiğinde ortama iyon sağlayan maddenin kendisidir.^[1] Dolayısıyla hem erimiş bir tuz kütlesi hem de suda çözünmüş iyonik bir bileşik, iyon hareketiyle yük taşıyan birer elektrolit görevi görmektedir.^{[1], [3]}

Evrim Ağacı

Elektrolitik Hücre Nasıl Çalışır?

Elektrolitik hücrede kendiliğinden gerçekleşmeyen bir ayrışma veya dönüşüm tepkimesi yürütüldüğü için sistemin doğal hücre potansiyeli negatiftir,^[3] bu nedenle tepkimeyi ters yönde zorlamak amacıyla hücreye dışarıdan pozitif bir potansiyel uygulanmalıdır,^[3] uygulanan bu dış gerilimin büyüklüğü ise hücrenin sahip olduğu negatif potansiyelin mutlak büyüklüğünden daha fazla olmak zorundadır.^[3] Batarya şarjı da bu ilkeyle çalışmaktadır.^[3]

Dış güç kaynağının devreye bağlanma biçimi, elektrolitik hücredeki elektrotların elektrik yüklerini doğrudan belirlemektedir.^[4] Başka bir deyişle güç kaynağı, elektronları bir uçtan çekip diğer uca doğru iten bir pompa gibi davranmaktadır. Elektrolitik hücrede anot pozitif yüklüdür.^[4] Çünkü dış devre elektronları anot yüzeyinden çekip uzaklaştırmaktadır.^[4] Katot ise negatif yüklüdür. Bunun nedeni, dış kaynaktan gelen elektronların doğrudan katot yüzeyine doğru akmasıdır.^[4]

Elektrotların kazandığı bu zıt işaretli potansiyeller, elektrolit içindeki yüklü taneciklerin göç yönünü tayin etmektedir,^[10] buna göre pozitif potansiyele sahip olan anot, ortamda bulunan negatif yüklü iyonları (anyonları) kendine doğru çekmektedir,^[10] böylece anot yüzeyine ulaşan bu negatif iyonlar yükseltgenirken elektronlarını elektroda bırakmaktadır.^[10] Öte yandan negatif potansiyele sahip olan katot, ortamdaki pozitif yüklü iyonları (katyonları) kendine çekmektedir,^[10] katoda varan katyonlar ise dış devreden gelen elektronları kazanarak indirgenmektedir.^[10]

Bu elektron alışverişi sırasında elektrodun kendisi tepkimeye doğrudan katılabileceği gibi sadece aracı bir yüzey olarak da kalabilmektedir.^[2] Çözeltideki redoks çiftinin bir üyesinden üretilen elektrotlar aktif elektrot (İng: "active electrode") olarak adlandırılmaktadır,^[2] örneğin magnezyum metalinden yapılmış bir anot veya bakır folyo, tepkimenin bizzat parçası olan aktif uçlardır.^[2] Buna karşılık platin (Pt) gibi maddeler inert elektrot (İng: "inert electrode") olarak kullanılmaktadır,^[2] yani bu tür bir elektrot kimyasal olarak harcanmadan çözeltideki redoks türlerine sadece elektron vermekte veya bu türlerden elektron kabul etmektedir.^[2]

Hücrenin fiziksel mimarisi de tepkimeye giren ve çıkan maddelerin birbirine karışıp karışmamasına göre şekillenmektedir.^{[2], [4]} İki yarı hücreden oluşan galvanik bir hücrede, tepkimeye giren maddeleri birbirinden ayrı tutarken yük dengesini korumak amacıyla iki çözelti arasına inert elektrolit çözeltisiyle doldurulmuş bir tüp, yani tuz köprüsü (İng: "salt bridge") yerleştirilmektedir.^[2] Elektrolitik hücrede de ürünlerin birbirine temas etmemesi gerektiğinde anot ve katot bölmeleri bir ağla ayrılabilmektedir. Downs hücresindeki demir ağ buna bir örnektir.^[4]

Elektrolizin Üç Klasik Örneği

Bir elektrolitik hücrede hangi kimyasal ürünlerin ortaya çıkacağı, elektrolitin içinde hangi türlerin bulunduğuna doğrudan bağlıdır,^[3] örneğin sadece tek bir tuzun eritilmesiyle elde edilen susuz bir ortamda, elektrotlara yönelebilecek tanecikler bu tuzun kendi katyon ve anyonlarıyla sınırlıdır.^[3] Ancak tuz suyun içinde çözüldüğünde veya doğrudan su kullanıldığında tablo değişmektedir.^[3] Bu durumda ortamda hem çözünen bileşiğin iyonları hem de su molekülleri bulunmakta, dolayısıyla elektrot yüzeyinde hangi türün daha kolay elektron alışverişi yapacağı belirleyici olmaktadır.^[3]

Hangi yarı tepkimenin gerçekleşeceğini öngörmek için sıklıkla standart elektrot potansiyeli (İng: "standard electrode potential") değerlerinden yararlanılmaktadır.^[3] Bu hesaplar ise her zaman kesin sonucu vermemektedir.^[3] Çünkü gerçek bir elektroliz düzeneği çoğu zaman standart durum koşullarında çalışmamaktadır.^[3] Dolayısıyla tablolardan hesaplanan hücre potansiyelleri en iyi ihtimalle kaba birer tahmin (İng: "ballpark estimates") olarak değerlendirilmelidir,^[3] hatta erimiş tuzlarda elektrot potansiyelleri, tablolardaki standart değerlerden çok farklı olabilmektedir.^[4]

Erimiş Sodyum Klorür ve Downs Hücresi

Elektrolizin en yalın örneği, suyun bulunmadığı erimiş sodyum klorür (NaCl) ortamında görülmektedir,^[3] çünkü katı tuz eritildiğinde sıvı içinde sadece Na⁺(l) katyonları ile Cl⁻(l) anyonları serbestçe hareket etmektedir.^[3] Dış gerilim uygulandığında katotta sodyum iyonları aşağıdaki yarı tepkimeye göre birer elektron alarak sıvı sodyum metaline indirgenmektedir:^[3]

Aynı anda anotta klorür iyonları ise aşağıdaki yarı tepkimeyle elektronlarını bırakarak klor gazına yükseltgenmektedir:^[3]

Bu ayrışmanın hücre potansiyeli de negatiftir. Dolayısıyla tepkime ancak dış güç kaynağı devredeyken ilerlemektedir.^[3]

Evrim Ağacı

Sanayide erimiş sodyum klorürün elektroliziyle metalik sodyum ve klor gazı üretimi, Downs süreci (İng: "Downs process") kapsamında Downs hücresi (İng: "Downs cell") adı verilen özel düzeneklerde gerçekleştirilmektedir.^[3] Bu özel hücrede işletme maliyetini düşürmek amacıyla sodyum klorüre erime noktası 772 °C olan kalsiyum klorür (CaCl₂) eklenmektedir.^[4] Bu ekleme karışımın erime noktasını yaklaşık 600 °C düzeyine indirmektedir.^[4]

Downs hücrelerinde yapı malzemesi olarak genellikle demir katotlar ve karbon anotlar tercih edilmektedir,^[3] ancak hücrede üretilen erimiş sodyum ile klor gazının ayrı tutulması gerekmektedir.^[4] Bunun için hücrenin anot ve katot bölmeleri arasına demir bir ağ (İng: "iron screen") yerleştirilmektedir,^[4] bu sayede oluşan erimiş sodyum ile klor gazı birbiriyle temas etmemekte ve her iki ürün ayrı ayrı toplanabilmektedir.^[4]

Suyun Elektrolizi

Saf su çok zayıf bir elektrik iletkenidir.^[4] Elektrotlarda farklı bir redoks türü oluşturmadan suyun elektriksel iletkenliğini artırmak amacıyla ortama az miktarda iyonik bir çözünen eklenmektedir.^{[3], [4]} Uygulamada genellikle sülfürik asit (H₂SO₄) gibi kuvvetli bir asit veya sodyum sülfat (Na₂SO₄) gibi bir tuz katılarak ortamdaki toplam iyon derişimi artırılmaktadır.^{[3], [4]}

Asitlendirilmiş suya yeterli dış gerilim uygulandığında su molekülleri ve hidrojen iyonları elektrotlarda tepkimeye girmektedir.^[3] Anotta su molekülleri aşağıdaki yarı tepkimeyle oksijen gazına yükseltgenirken ortama hidrojen iyonları bırakmaktadır:^[3]

Katotta ise hidrojen iyonları aşağıdaki yarı tepkimeyle elektron kazanarak hidrojen gazına indirgenmektedir:^[3]

İki yarı tepkime toplanırken katot tepkimesi 2 ile çarpılmakta ve suyun elektrolizinin net hücre tepkimesi şu biçimi almaktadır:^[3]

Bu tepkimenin standart hücre potansiyeli olarak hesaplanmaktadır.^[3]

Ancak hücre standart koşullarda çalışmamaktadır. Bu nedenle −1,229 V değeri sadece yaklaşık bir başlangıç noktasıdır.^[3] Üstelik deneysel uygulamada suyu elektroliz edebilmek için hesaplanan bu teorik değerin yaklaşık 0,4 ile 0,6 V üzerinde bir gerilim uygulanması gerekmektedir.^[4] Tepkimenin yürümesi için teorik potansiyelin üzerine eklenmesi gereken bu fazladan gerilime aşırı gerilim (İng: "overvoltage") adı verilmektedir.^[4]

Sulu Sodyum Klorür: Su ile Çözünenin Yarışması

Sodyum klorür eritilmek yerine suda çözüldüğünde, elektrolitik hücrede hem su türleri (H₂O, H⁺, OH⁻) hem de çözünen tuzun katyon ve anyonları (Na⁺ ve Cl⁻) bir arada bulunmaktadır.^[3] Bu durumda anot ve katot yarı tepkimelerine su türleri katılabileceği gibi çözünen bileşiğin iyonları da katılabilmektedir.^[3] Nötr sulu NaCl çözeltisinde katoda hem Na⁺ iyonları hem de su molekülleri ulaşmaktadır,^[3] ancak deneysel olarak gözlenen katot tepkimesi sodyum iyonlarının değil suyun indirgenmesidir.^[3]

Anotta ise su molekülleri ile klorür (Cl⁻) iyonları elektron vermek üzere yarışmaktadır.^[3] Standart potansiyellere dayanan termodinamik hesaplamalar, suyun klorür iyonuna kıyasla daha kolay yükseltgeneceğini öngörmektedir,^[3] fakat pratikte tipik koşullar altında hem suyun hem de klorür iyonunun eşzamanlı olarak yükseltgendiği gözlenmektedir.^[3] Bu nedenle anotta oksijen ve klor gazı karışımı oluşmaktadır.^[3]

Sulu sodyum klorür elektrolizinde klor oluştuğunda net tepkime şu biçimi almaktadır:^[3]

Katotta suyun indirgenmesiyle hidrojen gazı çıkarken çözelti içinde hidroksit (OH⁻) iyonları birikmektedir.^[3] Bu tepkime, sanayide hem klor gazı hem de sodyum hidroksit (NaOH, yani sudkostik) üretmek amacıyla kullanılan klor-alkali süreci (İng: "chlor-alkali process") uygulamasının temel parçasını oluşturmaktadır.^[3]

Yapay zeka ile üretilmiş görsel (Evrim Ağacı)

Elektroliz Ne Kadar Madde Üretir? Faraday Yasaları

Elektrolitik hücrede hangi ürünün oluştuğunu belirledikten sonra, geçen elektrik miktarıyla bu ürünün kütlesi arasındaki nicel bağıntı devreye girmektedir.^{[1], [9]} Faraday, 1834 tarihli özgün makalesinde bir elektrik akımının kimyasal etkisinin, devreden geçen elektriğin mutlak miktarıyla doğru orantılı olduğunu açıkça ifade etmiştir.^[9] Günümüzde elektrik akımı (), saniyede bir coulomb yük geçişi olarak tanımlanan amper (İng: "ampere") adlı birimle ölçülmektedir ().^[3] Sabit bir akımı belirli bir süresi boyunca devreden geçtiğinde aktarılan toplam yük ( veya ) şu çarpımla bulunmaktadır:^{[3], [6]}

Öte yandan akım zamanla sabit kalmayıp değişiyorsa, geçen toplam yük akımın zamana bağlı (-) integralinden hesaplanmaktadır.^[6]

Devreden geçen toplam yükü kimyasal madde miktarına bağlayan köprü ise elektronların mol sayısıdır,^{[3], [6]} çünkü elektrotta gerçekleşen her yarı tepkime, belirli sayıda elektronun (, elektron molü) aktarılmasını gerektirmektedir.^[3] Buna göre aktarılan yük ile elektron mol sayısı arasındaki bağıntı şu denklemle gösterilmektedir:^[3]

Denklemdeki simgesi Faraday sabiti (İng: "Faraday constant") olup 96485 C/mol e⁻ değerindedir ve tam bir mol elektronun taşıdığı elektrik yükü büyüklüğünü ifade etmektedir.^[6]

Faraday'ın ikinci elektroliz yasasına göre, aynı elektrik yükü farklı elektrolitlerden geçirildiğinde elektrotlarda biriken maddelerin kütleleri, bu maddelerin kimyasal eşdeğer molar kütleleriyle (İng: "chemical equivalent molar mass") doğru orantılıdır.^[1] Yük, Faraday sabiti ve eşdeğer kütle tek bir ifadede birleştirildiğinde, biriken maddenin kütlesi şu bağıntıyla hesaplanmaktadır:^[1]

Bu formülde maddenin molar kütlesini, geçen elektrik yükünü, yarı tepkimede tanecik başına aktarılan elektron sayısını ve ise Faraday sabitini göstermektedir.^[1]

Çözümlü Örnekler: Gümüş, Krom ve Bakır

Bu nicel bağıntıların ilk uygulaması, bilinen akım ve süreden biriken metal kütlesine ulaşmaktır.^[3]

Çözümlü örnek 1: 10,23 A akım 1 saat geçince kaç gram gümüş birikir?

Verilenler: Gümüş kaplama amacıyla kullanılan bir elektrolitik hücreden tam 1 saat boyunca 10,23 A sabit akım geçirilmektedir. Ag molar kütlesi 107,9 g/mol, Ag⁺ iyonu başına elektrondur.^[3]

İstenen: Katotta biriken gümüşün kütlesi, yani .

1. adım: 1 saat 3600 s olarak alınır ve bağıntısından geçen toplam yük bulunur:^[3]

2. adım: Yük Faraday sabitine bölünerek devreden geçen elektronların mol sayısı bulunur:^[3]

3. adım: Her mol elektron bir mol gümüş biriktirdiği için elektron molü gümüş kütlesine çevrilir:^[3]

Sonuç: Katotta 41,19 g Ag birikmektedir.^[3]

İkinci örnekte hesap ters yönde işletilerek, istenen kaplama kalınlığını elde etmek için gereken süre bulunmaktadır.^[3]

Çözümlü örnek 2: 0,010 mm kalınlığında krom kaplama kaç saatte biter?

Verilenler: Üç değerlikli krom (Cr³⁺) iyonları içeren bir çözeltiden toplam 3,3 m² yüzey alanına sahip bir parçanın üzerine 0,010 mm kalınlığında krom tabakası kaplanacaktır. Uygulanan akım 33,46 A, metalik kromun yoğunluğu 7,19 g/cm³ ve molar kütlesi 52,00 g/mol değerindedir.^[3]

İstenen: Kaplamanın tamamlanması için gereken süre, yani .

1. adım: Uzunluk ve alan birimleri santimetreye dönüştürülüp çarpılarak gereken kaplama hacmi bulunur:^[3]

2. adım: Hacim yoğunlukla çarpılarak gereken krom kütlesi bulunur:^[3]

3. adım: Kütle molar kütleye bölünerek krom molü bulunur:^[3]

4. adım: Cr³⁺ iyonunun indirgenmesi her mol krom başına 3 mol elektron gerektirdiğinden toplam yük hesaplanır:^[3]

5. adım: Yük akıma bölünerek süre bulunur:^[3]

Sonuç: Kaplama 3,95 × 10⁴ s, yani 11,0 saat sürmektedir.^[3]

Üçüncü örnekte biriken kütleden ve geçen süreden yola çıkılarak devreden geçen akım şiddeti belirlenmektedir.^[5]

Çözümlü örnek 3: 30 dakikada 3,175 g bakır biriktiren akım kaç amperdir?

Verilenler: Bir bakır sülfat (CuSO₄) çözeltisinin 30 dakika süren elektrolizi sonucunda katotta 3,175 g Cu birikmiştir. Hesapta bakırın molar kütlesi 63,5 g/mol alınmaktadır. Her 1 mol Cu için ise 2 mol elektron gerekmektedir.^[5]

İstenen: Devreden geçen akım şiddeti, yani .

1. adım: Biriken bakır kütlesinden elektron eşdeğerine geçilir:^[5]

2. adım: Bu değer Faraday sabitiyle çarpılarak toplam yük bulunur:^[5]

3. adım: 30 dakika saniyeye çevrilir ve yük süreye bölünerek akım bulunur:^[5]

Sonuç: Uygulanan akım 5,36 A olmaktadır.^[5]

Evrim Ağacı

Akım Verimi: Hesap ile Gerçek Neden Ayrışır?

Faraday bağıntısıyla hesaplanan kütle, devreden geçen her elektronun sadece hedeflenen metal iyonunu indirgediği varsayımına dayanmaktadır,^[6] oysa gerçek bir metal biriktirme işlemi sırasında katotta başka indirgenme yarı tepkimeleri de eşzamanlı olarak gerçekleşebilmektedir.^[6] İstenmeyen bu yan tepkimeler de elektrik akımını tüketmektedir.^[6] Dolayısıyla kaplamada akım verimi düşmektedir.^[6] Bu durumu ölçmek için tanımlanan akım verimi (İng: "current efficiency"), gerçekte biriken metal kütlesinin Faraday yasasının öngördüğü teorik kütleye oranıdır. Bu oran genellikle yüzde olarak ifade edilmektedir.^[6]

Akım veriminin nasıl hesaplandığını görmek için dördüncü bir çözümlü örneği ele alabiliriz.^[6]

Çözümlü örnek 4: 100 g bakır biriktiren işlemin akım verimi nedir?

Verilenler: 4 A sabit akım 23 saat boyunca uygulanarak katotta gerçekte 100 g bakır biriktirilmektedir. Bakırın molar kütlesi 63,546 g/mol, her mol bakır için 2 mol e⁻ gerekmektedir.^[6]

İstenen: Akım verimi.

1. adım: Oranın payı, biriken bakırın gerektirdiği yükü verecek biçimde kurulmaktadır. Oran yüzde olarak verildiği için pay 100 ile çarpılmaktadır:^[6]

2. adım: Payda, devreden geçen yükü bakırın molar kütlesiyle birleştirir:^[6]

3. adım: Pay paydaya bölünerek verim yüzde olarak bulunmaktadır:^[6]

Sonuç: Akım verimi %91,7 olarak bulunmaktadır.^[6]

Elektroliz Nerelerde Kullanılır?

Elektrolizin endüstriyel uygulamalarından biri, iletken bir yüzeyin üzerine ince bir metal tabakası oluşturan elektrokaplama (İng: "electroplating") işlemidir.^[3] Nesneleri elektrokaplamaya tabi tutmanın başlıca nedenleri arasında nesneyi korozyona karşı daha dirençli kılmak, yüzeyi mekanik olarak güçlendirmek ve daha çekici bir dış görünüm elde etmek yer almaktadır.^[3] Örneğin ucuz bir metalden üretilmiş bir kaşığı gümüşle kaplamak için kaşık, gerilim kaynağının negatif ucuna bağlanmakta ve hücrede katot görevi görmektedir.^[10] Anot olarak ise gümüş metali kullanılmaktadır.^[3] İşlem boyunca anottaki gümüş yükseltgenerek çözeltiye geçerken katottaki kaşığın üzerinde yeniden indirgenmekte, böylece net sonuç olarak gümüş metali anottan katoda aktarılmaktadır.^[3]

Aktif bir anodun çözünerek katoda taşınması ilkesi, metallerin saflaştırılmasında da doğrudan kullanılmaktadır,^[7] örneğin bakır sülfat (CuSO₄) çözeltisiyle yapılan bir elektroliz deneyinde inert uçlar yerine bakır elektrotlar kullanılırsa, bakır anot yükseltgenerek çözünmektedir.^[7] Bakırın elektrolitik arıtılmasında bu özellikten yararlanılarak anot, metalin henüz arıtılmamış ham örneğinden oluşturulmaktadır,^[7] böylece gerilim uygulandığında arıtılmamış bakır anottan çözeltiye geçen bakır iyonları, katot yüzeyinde saf metal olarak biriktirilmektedir.^[7]

Elektrolizin bir diğer uygulaması, alüminyum üretiminde kullanılan Hall-Héroult sürecidir (İng: "Hall-Héroult process").^{[4], [5]} Sürecin tarihçesinde, 1886 yılında iki ayrı kıtada çalışan iki genç araştırmacı, Hall ve Héroult, erimiş kriyolit (İng: "cryolite") içinde elektroliz denemeleri yapmıştır.^[5] Her iki araştırmacı da erimiş kriyolite yaklaşık %5 oranında alümina (İng: "alumina") karıştırmayı denemiş ve ticari olarak uygulanabilir olan bu keşif Hall-Héroult süreci adıyla sanayiye yerleşmiştir.^[5]

Hall-Héroult sürecinin endüstriyel uygulamasında erimiş karışım yaklaşık 1000 °C sıcaklıkta elektroliz edilmektedir,^[4] bu yüksek sıcaklıkta ise katotta erimiş alüminyum metali toplanırken karbon anotta karbondioksit (CO₂) gazı oluşmaktadır.^[4] Süreci anlatırken katot yarı tepkimesi bazen basitçe Al³⁺ iyonunun indirgenmesi üzerinden gösterilmektedir,^[5] ancak erimiş kriyolit-alümina karışımında alüminyum içeren gerçek iyonlar çıplak Al³⁺ iyonları değildir.^[5] Bu nedenle bu basit gösterim mekanizma modeli olarak gerçekçi değildir. Bu gösterim sadece stokiyometri ilişkilerini kurmak amacıyla kullanılmaktadır.^[5]

Metal biriktirmede yan tepkimeler akım tüketmekte ve akım verimini düşürmektedir.^[6] Suyun elektrolizinde ise gereken gerilim hesaplanan değerin yaklaşık 0,4 ile 0,6 V üzerindedir.^[4] Mühendislikte kullanılan enerji verimi (İng: "energy efficiency"), bir elektroliz işlemi için teorik olarak gerekli enerjinin gerçekte harcanan enerjiye oranının yüzde ifadesidir.^[6]

Evrim Ağacı

Elektroliz Hakkında Yaygın Yanılgılar

Elektrokimyasal süreçler incelenirken devre elemanları ile çözelti içindeki yük taşıyıcıların birbirine karıştırılması, bazı yaygın kavram yanılgılarına yol açmaktadır.^[8] Royal Society of Chemistry tarafından ortaya konan araştırmalarda saptanan yaygın yanılgılardan biri, elektronların çözeltinin içinden yüzerek bir elektrottan diğerine aktığı düşüncesidir.^[8] Devrenin tamamlanması için yük akışının kesintisiz sürmesi gerektiği gözlemi doğrudur. Ancak çözelti içinde serbest elektronlar dolaşmamaktadır.^{[1], [8]} Aksine, elektronlar sadece dış metalik devrede anottan çekilip katoda iletilirken, elektrolit içindeki elektrik akımı pozitif ve negatif iyonların zıt yüklü elektrotlara doğru hareketiyle taşınmaktadır.^{[1], [4], [10]}

Aynı araştırmalarda belgelenen ikinci temel yanılgı, yükseltgenme ve indirgenme yarı tepkimelerinin birbirinden bağımsız olarak tek başına gerçekleşebileceğini düşünmektir,^[8] oysa elektrokimyasal bir hücrede bir elektrottan elektron çekilebilmesi için diğer elektrotta eşzamanlı olarak elektron tüketilmesi şarttır.^{[4], [8]} Nitekim anotta negatif iyonlar veya elektrot metali elektron kaybederek yükseltgenirken, aynı anda katotta katyonlar veya su molekülleri bu elektronları kazanarak indirgenmektedir.^{[3], [10]} Dolayısıyla iki yarı tepkime birbirinden ayrılamaz bir bütünün iki yüzüdür.^[8]

Üçüncü bir hata, katotta gerçekleşen her indirgenme tepkimesinin mutlaka elektrot yüzeyinde katı bir metal birikmesiyle sonuçlanacağını varsaymaktır.^[2] Gümüş, bakır veya krom örneklerinde katotta gerçekten metal tabakası oluşmaktadır,^{[3], [5]} fakat indirgenme, tanım olarak sadece elektron kazanma olayıdır, dolayısıyla ürünün katı bir metal olması zorunlu değildir.^[2] Örneğin suyun elektrolizinde katotta hidrojen gazı çıkmaktadır.^[3] Magnezyum ile üç değerlikli demir iyonlarından kurulan galvanik hücrede ise katotta indirgenme şu yarı tepkimeye göre gerçekleşmektedir:^[2]

Bu tepkimede çözeltideki bir iyon katılaşmadan başka bir iyona indirgenmektedir.^[2]

Dördüncü önemli hata ise hücre potansiyeli hesaplanırken standart elektrot potansiyellerinin () tepkimedeki elektron sayısıyla () çarpılmasıdır.^[6] Kütle ve yük hesaplarında bağıntısı kullanıldığı için, aktarılan elektron sayısı arttıkça gereken toplam elektrik yükü doğrusal olarak artmaktadır.^{[3], [6]} Buna rağmen elektrot potansiyeli birim yük başına düşen enerji farkını ifade eden bir büyüklüktür,^[6] bu nedenle bir hücrenin veya potansiyelini hesaplarken değerleri kesinlikle tepkimedeki elektron sayılarıyla çarpılmamalıdır.^[6]

Sonuç

Elektroliz, dış bir güç kaynağının uyguladığı gerilimle elektrik enerjisini kimyasal enerjiye dönüştüren ve kendiliğinden yürümeyen redoks tepkimelerini ters yönde zorlayan elektrokimyasal süreçtir.^{[1], [3]} Bu süreçte dış devrenin elektronları anottan çekip katoda pompalaması sayesinde, erimiş tuzlardan veya sulu çözeltilerden saf metaller ve gazlar elde edilmekte ve oluşan madde kütlesi devreden geçen toplam elektrik yüküyle belirlenmektedir.^{[1], [3], [4]}

Bu mekanizma, bir bataryanın şarj edilmesinde olduğu gibi,^[3] elektrik enerjisinin kimyasal enerjiye dönüştürüldüğü süreçlerin temelini oluşturmaktadır.^{[1], [3]} Ancak suyun elektrolizinde hesaplanan değerin yaklaşık 0,4 ile 0,6 V üzerinde gerilim gerekmesi^[4] ve metal biriktirmede yan tepkimelerin akım verimini düşürmesi, gerçek süreçlerde kayıpların oluştuğunu göstermektedir.^{[4], [6]} Örnekteki akım verimi de bu nedenle %91,7'de kalmaktadır.^[6]