Redigerer Elektrolyse

[[Fil:Elektrolyse Zinkiodid.jpg|thumb|Eksempel på elektrolyse av sinkjodid med elektroder av grafitt. Positivt ladete sinkioner beveger seg mot katoden, mens negativt ladete jodioner beveger seg mot anoden.]]
'''Elektrolyse''' er en kjemisk reaksjon som blir drevet ved bruk av elektrisk [[likestrøm]]. Den gjør det mulig å skille [[grunnstoff]]er fra hverandre i en [[elektrolytt]] når de i utgangspunktet er kjemisk bundet til andre stoffer. På den måten er den et eksempel på praktisk bruk av en [[elektrokjemisk celle]]. Prosessen ble først systematisk undersøkt av den engelske fysikeren [[Michael Faraday]]. Hans resultater ble i [[1834]] sammenfattet i hans to [[Faradays elektrolyselov|elektrolyselover]]. Siden den tid har prosessen hadde stor praktisk betydning i fremstilling av metaller fra malm og i annen elektrokjemisk industri.

== Prinsipp ==
[[Fil:Elektrolyseapparat.jpg|thumb|Et typisk elektrolyseapparat.]]
Elektrolyse gjøres ved å sende en elektrisk [[likestrøm]] gjennom en [[elektrolytt]] som inneholder elektrisk ladete [[ion]]er. Strømmen drives ved en elektrisk spenning som er lagt over to [[elektrode]]r som er innsatt i elektrolytten. De tiltrekker [[ion]]er med motsatt ladning. Den elektroden som er negativt ladet, kalles [[katode]]. Positivt ladete ioner blir trukket mot denne og kalles derfor for '''kationer'''. Ved katoden tar hvert slikt ion til seg ett eller flere [[elektron]]er og blir derved [[redoksreaksjon|redusert]]. Samtidig beveger de negativt ladete ioner seg mot den positivt ladete [[anode]]n og kalles derfor '''anioner'''. Der gir de fra seg et eller flere [[elektron]]er i en tilsvarende [[redoksreaksjon|oksidasjonsprosess]].

Grunnen til at ionene vil spalte seg og gå til hver sin elektrode, er at de metallene som ligger til venstre i periodesystemet har lettere for å gi et elektron fra seg enn å ta et til seg fordi de har fire eller færre elektroner i ytterste skall. Den motsatte tendensen har man for atomer som ligger desto lengre høyre i periodesystemet. Dette er det fysiske grunnlaget for alle [[elektrokjemisk celle|elektrokjemiske celler]]. På denne bakgrunnen kan den elektriske spenningen som behøves for å drive elektrolysen, regnes ut fra kjennskap til den [[standard reduksjonspotensial|elektrokjemiske spenningsrekken]] som summerer opp disse egenskapene ved stoffene.

For at elektrolysen skal gjennomføres, må stoffet man skal bruke være løst i et passende [[løsemiddel]]. Det kan være [[vann]] eller smeltede ioniske forbindelser. Løsemiddelet (elektrolytten) må ha den egenskap at saltet løses på ioneform. Man plasserer katoden(-) og anoden(+) i løsemiddelet eller det oppløste saltet og setter [[likestrøm]] gjennom så man får en sluttet krets.

== Anvendelser ==
Elektrolyse kan brukes til å forgylle, forsølve eller fornikle gjenstander, og brukes også i industrien til å fremstille en rekke metaller som [[aluminium]], [[lithium]], [[magnesium]], [[sink]], [[nikkel]] og [[kobber]]. Man kan legge [[sink]] på [[jern]] for å unngå rust, en prosess som man gjerne kaller for [[galvanisering]].
 
[[Aluminium]] blir fremstilt i en elektrolyse av aluminiumoksid Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub> som igjen er fremstilt av mineralet [[bauksitt|bauxitt]]. Elektrolytten er smeltet [[kryolitt]] og blir holdt på en temperatur ca. 960 °C. Den resulterende, kjemiske prosessen er beskrevet ved reaksjonsligningen

: <math> 2\mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 \rightarrow 4\mathrm{Al} + 3\mathrm{O}_2 </math>

hvor rent aluminium blir skilt ut ved katoden i flytende form. Ved anoden blir det skilt ut oksygen. Er anoden laget av [[grafitt]], kan gassen reagere med kullstoffet i denne og gå over i kulldioksid. Anoden vil i så fall tæres bort med tiden.

Elektrolyse brukes også til å fremstille [[hydrogen]] og [[oksygen]] fra [[vann]].

== Se også ==
* [[Stanley Meyers vannbrenselcelle]]

== Kilder ==
*{{Kilde www|url=https://www.mn.uio.no/ibv/tjenester/kunnskap/plantefys/leksikon/e/elektrokjemi.html|tittel=Elektrokjemi - Institutt for biovitenskap|besøksdato=2022-08-20|dato=2019-08-13|språk=no|verk=Universitetet i Oslo}}
*{{Kilde artikkel|tittel=Elektrolyse – elektrisitet gir stoffer|publikasjon=[[Nasjonal digital læringsarena|NDLA]]|url=https://ndla.no/article/13963|besøksdato=2022-08-20|dato=2019-01-23|fornavn=Nils H.|etternavn=Fløttre|utgiver=NKI Forlaget}}

== Eksterne lenker ==
* {{Offisielle lenker}}
* [http://www.forskningsradet.no/prognett-hydrogen/33_Hydrogen_fra_vann/1234130630483 Hydrogen fra vann] {{Wayback|url=http://www.forskningsradet.no/prognett-hydrogen/33_Hydrogen_fra_vann/1234130630483 |date=20161004005504 }} ''[[Norges forskningsråd]]'', 2006

{{stubb}} 
{{Autoritetsdata}}

[[Kategori:Kjemi]]
[[Kategori:Elektrokjemi]]
[[Kategori:Elektrolyse]]