Из Википедии, бесплатной энциклопедии
Перейти к навигации Перейти к поиску
Эта статья о химическом процессе. О процедуре косметической эпиляции см. Электрология .

Иллюстрация электролизного аппарата Hofmann, используемого в школьной лаборатории

В химии и производстве , электролиз является метод , который использует постоянный электрический ток (DC) для приведения в действие в противном случае не-спонтанную химическую реакцию. Электролиз является коммерчески важным этапом отделения элементов из природных источников, таких как руды, с использованием электролитической ячейки . Напряжения , который необходим для электролиза , чтобы иметь место называется потенциалом разложения. Слово «лизис» означает разделение или разрушение, поэтому в терминах электролиз будет означать либо «разрушение электричества», либо «разрушение из-за электричества».

История [ править ]

Слово «электролиз» было введено Майклом Фарадеем в 19 ​​веке по предложению преподобного Уильяма Уэвелла с использованием греческих слов ἤλεκτρον [ɛ̌ːlektron] «янтарь», который с 17 века ассоциировался с электрическими явлениями , и λύσις [lýsis] означает «растворение». Тем не менее, электролиз как инструмент для изучения химических реакций и получения чистых элементов предшествует введению термина и формальному описанию Фарадеем.

В начале девятнадцатого века Уильям Николсон и Энтони Карлайл пытались продолжить эксперименты Вольты . Они прикрепили два провода к каждой стороне батареи Вольта, а другие концы поместили в трубку, наполненную водой. Они заметили, когда провода были соединены вместе, что каждая из них образовывала пузыри. Один тип - водород, другой - кислород. [1]

В 1785 году голландский ученый по имени Мартинус Ван Марум создал электростатический генератор, который он использовал для восстановления олова, цинка и сурьмы из их солей с помощью процесса, позже известного как электролиз. Хотя он бессознательно производил электролиз, только в 1800 году Уильям Николсон и Энтони Карлайл обнаружили, как работает электролиз. [2]

В 1791 году Луиджи Гальвани экспериментировал с лягушачьими лапками. Он утверждал, что размещение мышц животного между двумя разными металлическими листами привело к появлению электричества. Отвечая на эти утверждения, Алессандро Вольта провел собственные тесты. [3] [4] Это дало бы представление об идеях Хамфри Дэви по электролизу. Во время предварительных экспериментов Хамфри Дэви предположил, что когда два элемента соединяются вместе, образуя соединение, высвобождается электрическая энергия. Хамфри Дэви продолжил создавать таблицы разложения на основе своих предварительных экспериментов по электролизу. Таблицы разложения дадут представление об энергиях, необходимых для разрушения определенных соединений. [5]

В 1817 году Йохан Август Арфведсон определил, что в некоторых из его образцов есть еще один элемент, литий, однако он не смог выделить этот компонент. Только в 1821 году Уильям Томас Бранде использовал электролиз, чтобы выделить его. Два года спустя он оптимизировал процесс, используя хлорид лития и хлорид калия с электролизом для получения лития и гидроксида лития. [6] [7]

В более поздние годы исследований Хэмфри Дэви Майкл Фарадей стал его помощником. Изучая процесс электролиза под руководством Хамфри Дэви, Майкл Фарадей открыл два закона электролиза . [4]

Во времена Максвелла и Фарадея возникли опасения по поводу электроположительной и электроотрицательной активности. [8]

В ноябре 1875 года Поль Эмиль Лекок де Буабодран открыл галлий, используя электролиз гидроксида галлия, в результате чего было получено 3,4 мг галлия. В следующем декабре он представил свое открытие галлия Академии наук в Париже. [9]

26 июня 1886 года Фердинанд Фредерик Анри Муассан наконец почувствовал себя комфортно, проводя электролиз на безводном фтористом водороде для создания газообразного элемента с чистым фтором. Прежде чем использовать фтористый водород, Анри Муассан использовал фторидные соли при электролизе. Таким образом, 28 июня 1886 года он провел свой эксперимент перед Академией наук, чтобы показать свое открытие нового элемента фтора. [10] Ценой попытки найти элементарный фтор путем электролиза фторидных солей погибли многие химики, в том числе Полин Луайет и Джером Никелс. [11]

В 1886 году Чарльз Мартин Холл из Америки и Поль Эру из Франции подали заявки на американские патенты, Эру подал свою заявку в мае, а Холл - в июле. [12] Холл смог получить свой патент, доказав в письмах своему брату и семье свидетельства того, что его метод был открыт до подачи французского патента. [13] Это стало известно как процесс Холла-Эру, который принес пользу многим отраслям промышленности, потому что цена на алюминий упала с четырех долларов до тридцати центов за фунт. [14]

Хронология [ править ]

  • 1785 г. - электростатический генератор Мартинуса ван Марума был использован для восстановления олова , цинка и сурьмы из их солей с помощью электролиза. [15]
  • 1800 - Уильям Николсон и Энтони Карлайл (а также Иоганн Риттер ) разложили воду на водород и кислород .
  • 1808 - Калий (1807), натрий (1807), барий , кальций и магний были открыты Хамфри Дэви с помощью электролиза.
  • 1821 - Литий был открыт английским химиком Уильямом Томасом Бранде , который получил его электролизом оксида лития.
  • 1834 г. - Майкл Фарадей опубликовал свои два закона электролиза , дал им математическое объяснение и ввел такие термины, как электрод, электролит, анод, катод, анион и катион.
  • 1875 - Поль Эмиль Лекок де Буабодран открыл галлий с помощью электролиза. [16]
  • 1886 - Анри Муассан открыл фтор с помощью электролиза.
  • 1886 - Разработан процесс Холла-Эру для производства алюминия.
  • 1890 - Разработан процесс Кастнера – Келлнера для производства гидроксида натрия .

Обзор [ править ]

Электролиз - это пропускание постоянного электрического тока через электролит, вызывающее химические реакции на электродах и разложение материалов.

Основными компонентами, необходимыми для проведения электролиза, являются электролит , электроды и внешний источник питания. Перегородка (например, ионообменная мембрана или солевой мостик ) является необязательной для предотвращения диффузии продуктов в окрестности противоположного электрода.

Электролит представляет собой проводящее ионное химическое вещество, которое содержит свободные ионы и переносит электрический ток (например, ионопроводящий полимер , раствор или жидкое ионное соединение). Если ионы неподвижны, как в большинстве твердых солей , то электролиз не происходит. Жидкий электролит производят:

  • Сольватация или реакция ионного соединения с растворителем (например, водой) с образованием мобильных ионов
  • Ионное соединение, плавящееся при нагревании

Электроды погружены на такое расстояние, при котором между ними протекает ток через электролит, и они подключены к источнику питания, замыкающему электрическую цепь . Постоянный ток, подаваемый источником питания, запускает реакцию, заставляя ионы в электролите притягиваться к соответствующему противоположно заряженному электроду.

Широко используются электроды из металла , графита и полупроводникового материала. Выбор подходящего электрода зависит от химической активности электрода и электролита и стоимости изготовления. Исторически сложилось так, что когда для электролиза требовались инертные аноды, выбирались графит (во времена Фарадея его называли плюмбаго) или платина. [17]Было обнаружено, что они являются одними из наименее реактивных материалов для анодов. Платина разрушается очень медленно по сравнению с другими материалами, а графит крошится и может выделять диоксид углерода в водных растворах, но в остальном не участвует в реакции. Катоды могут быть изготовлены из того же материала или из более реактивного материала, поскольку износ анода больше из-за окисления на аноде.

Процесс электролиза [ править ]

Ключевой процесс электролиза - это обмен атомами и ионами путем удаления или добавления электронов из-за приложенного тока. Желаемые продукты электролиза часто находятся в физическом состоянии, отличном от состояния электролита, и могут быть удалены физическими процессами (например, путем сбора газа над электродом или осаждения продукта из электролита).

Количество продуктов пропорционально току, и когда две или более электролитических ячеек подключены последовательно к одному источнику питания, продукты, произведенные в ячейках, пропорциональны их эквивалентному весу . Они известны как законы электролиза Фарадея .

Каждый электрод притягивает ионы с противоположным зарядом . Положительно заряженные ионы ( катионы ) движутся к катоду, обеспечивающему электроны (отрицательному). Отрицательно заряженные ионы ( анионы ) движутся к извлекающему электроны (положительному) аноду. В этом процессе электроны эффективно вводятся на катоде в качестве реагента и удаляются на аноде в качестве продукта . В химии потеря электронов называется окислением , а усиление электронов - восстановлением.

Когда нейтральные атомы или молекулы, например, на поверхности электрода, приобретают или теряют электроны, они становятся ионами и могут растворяться в электролите и вступать в реакцию с другими ионами.

Когда ионы приобретают или теряют электроны и становятся нейтральными, они образуют соединения, которые отделяются от электролита. Положительные ионы металлов, такие как Cu 2+, осаждаются на катоде слоем. Термины для этого: гальваника , электролитическое извлечение и электрорафинирование .

Когда ион приобретает или теряет электроны, не становясь нейтральным, его электронный заряд изменяется в процессе.

Например, при электролизе рассола образуются газообразные водород и хлор, которые пузыряются из электролита и собираются. Начальная общая реакция такова: [18]

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

Реакция на аноде приводит к образованию газообразного хлора из ионов хлора:

2 Cl - → Cl 2 + 2 e -

Реакция на катоде приводит к образованию газообразного водорода и гидроксид-ионов:

2 H 2 O + 2 e - → H 2 + 2 OH -

Без перегородки между электродами ионы OH - , образующиеся на катоде, могут свободно диффундировать через электролит к аноду. По мере того, как электролит становится более щелочным из-за образования ОН - , из раствора выходит меньше Cl 2, поскольку он начинает реагировать с гидроксидом с образованием гипохлорита на аноде:

Cl 2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H 2 O

Чем больше у Cl 2 возможностей для взаимодействия с NaOH в растворе, тем меньше Cl 2 выходит на поверхность раствора и тем быстрее прогрессирует образование гипохлорита. Это зависит от таких факторов, как температура раствора, время, в течение которого молекула Cl 2 находится в контакте с раствором, и концентрация NaOH.

Аналогичным образом, когда концентрация гипохлорита увеличивается, из них производятся хлораты:

3 NaClO → NaClO 3 + 2 NaCl

Происходят и другие реакции, такие как самоионизация воды и разложение гипохлорита на катоде; скорость последнего зависит от таких факторов, как диффузия и площадь поверхности катода, контактирующего с электролитом. [19]

Потенциал разложения [ править ]

Потенциал разложения или напряжение разложения относится к минимальному напряжению (разность электродных потенциалов ) между анодом и катодом электролитической ячейки, которое необходимо для проведения электролиза. [20]

Напряжение, при котором электролиз является термодинамически предпочтительным, представляет собой разность электродных потенциалов, рассчитанную с использованием уравнения Нернста . Приложение дополнительного напряжения, называемого перенапряжением , может увеличить скорость реакции и часто требуется выше термодинамического значения. Это особенно необходимо для реакций электролиза с участием газов, таких как кислород , водород или хлор .

Окисление и восстановление на электродах [ править ]

На аноде происходит окисление ионов или нейтральных молекул . Например, на аноде можно окислить ионы двухвалентного железа до ионов трехвалентного железа:

Fe2+
(водн.) → Fe3+
(водн.) + е -

На катоде происходит восстановление ионов или нейтральных молекул . На катоде можно восстановить ионы феррицианида до ионов ферроцианида :

Fe (CN)3-
6+ е - → Fe (CN)4-
6

Нейтральные молекулы также могут реагировать на любом из электродов. Например: п-Бензохинон может быть восстановлен до гидрохинона на катоде:

+ 2 е - + 2 H + →

В последнем примере ионы H + (ионы водорода) также принимают участие в реакции и предоставляются кислотой в растворе или самим растворителем (вода, метанол и т. Д.). Реакции электролиза с участием ионов H + довольно распространены в кислых растворах. В водных щелочных растворах часто встречаются реакции с участием ОН - (гидроксид-ионы).

Иногда сами растворители (обычно вода) окисляются или восстанавливаются на электродах. Можно даже проводить электролиз с участием газов, например, используя газодиффузионный электрод .

Изменения энергии во время электролиза [ править ]

Количество электрической энергии, которое необходимо добавить, равно изменению свободной энергии Гиббса реакции плюс потери в системе. Потери могут (теоретически) быть сколь угодно близкими к нулю, поэтому максимальная термодинамическая эффективность равна изменению энтальпии, деленному на изменение свободной энергии реакции. В большинстве случаев подводимая электричество больше, чем изменение энтальпии реакции, поэтому некоторая энергия выделяется в виде тепла. В некоторых случаях, например, при электролизе пара на водород и кислород при высокой температуре, верно обратное, и тепловая энергия поглощается. Это тепло поглощается из окружающей среды, и теплотворная способность производимого водорода выше, чем потребляемая электрическая мощность.

Варианты [ править ]

Пульсирующий ток приводит к продукции, отличной от постоянного тока. Например, импульсный режим увеличивает отношение озона к кислороду, образующемуся на аноде при электролизе водного кислого раствора, такого как разбавленная серная кислота. [21] Электролиз этанола импульсным током приводит к образованию альдегида вместо кислоты. [22]

Связанная техника [ править ]

К электролизу относятся следующие методы:

  • Электрохимические элементы , включая водородный топливный элемент , используют разницу в стандартном электродном потенциале для создания электрического потенциала, обеспечивающего полезную мощность. Хотя электролиз и работа электрохимических ячеек связаны с взаимодействием ионов и электродов, они совершенно разные. Однако не следует рассматривать химический элемент как выполняющий обратный электролиз .

Промышленное использование [ править ]

Процесс Холла-Эру для производства алюминия
  • Электрометаллургии из алюминия , лития , натрия , калия , магния , кальция , а в некоторых случаях меди .
  • Производство хлора и гидроксида натрия , называемое хлорно-щелочным процессом .
  • Производство хлората натрия и хлората калия .
  • Производство перфторированных органических соединений, таких как трифторуксусная кислота, методом электрофторирования .
  • Очищающие меди из рафинированной меди .
  • Производство топлива, такого как кислород (для космических кораблей и атомных подводных лодок ), а также водорода .
  • Удаление ржавчины и чистка старых монет и других металлических предметов.

Производственные процессы [ править ]

В производстве электролиз можно использовать для:

  • Гальваника , когда на материал подложки наносится тонкая пленка металла. Гальваника используется во многих отраслях промышленности как в функциональных, так и в декоративных целях, например в кузовах автомобилей и никелевых монетах.
  • Электрохимическая обработка (ЭХМ), при которой электролитический катод используется в качестве инструмента для удаления материала путем анодного окисления с заготовки. ECM часто используется как метод удаления заусенцев или травления металлических поверхностей, таких как инструменты или ножи, с несмываемой меткой или логотипом.

Конкурирующие полуреакции при электролизе раствора [ править ]

При использовании ячейки, содержащей инертные платиновые электроды, электролиз водных растворов некоторых солей приводит к восстановлению катионов (например, осаждению металлов, например, солями цинка) и окислению анионов (например, выделению брома с бромидами). Однако с солями некоторых металлов (например, натрия) водород выделяется на катоде, а для солей, содержащих некоторые анионы (например, сульфат SO 4 2- ), кислород выделяется на аноде. В обоих случаях это происходит из-за того, что вода восстанавливается с образованием водорода или окисляется с образованием кислорода. В принципе, напряжение, необходимое для электролиза раствора соли, может быть получено из стандартного потенциала электрода для реакций на аноде и катоде. Стандартный электродный потенциал напрямую связан со свободной энергией Гиббса, ΔG, для реакций на каждом электроде и относится к электроду без протекания тока. Ниже представлена ​​выдержка из таблицы стандартных электродных потенциалов .

Половина реакцииE ° (В)Ref.
Na + + е - ⇌ Na ( ы )−2,71[23]
Zn 2+ + 2 е - ⇌ Zn ( ы )-0,7618[24]
2H + + 2 e - ⇌ H 2 ( г )≡ 0[24]
Br 2 ( водн. ) + 2 e - ⇌ 2Br -+1,0873[24]
O 2 ( г ) + 4H + + 4 e - ⇌ 2H 2 O+1,23[23]
Cl 2 ( г ) + 2 e - ⇌ 2Cl -+1,36[23]
S
2О2-
8+ 2 e - ⇌ 2 SO2-
4		+2,07[23]

С точки зрения электролиза эту таблицу следует интерпретировать следующим образом:

  • Двигаясь вниз по таблице, E ° становится более положительным, а виды слева с большей вероятностью будут уменьшены : например, ионы цинка с большей вероятностью будут восстановлены до металлического цинка, чем ионы натрия будут восстановлены до металлического натрия.
  • При перемещении вверх по таблице E ° становится более отрицательным, и частицы справа с большей вероятностью будут окисляться : например, металлический натрий с большей вероятностью окисляется до ионов натрия, чем металлический цинк, который окисляется до ионов цинка.

Используя уравнение Нернста потенциал электрода можно рассчитать по концентрации ионов определенной температуры, и число электронов , участвующих. Для чистой воды ( pH 7):

  • потенциал электрода для восстановления с образованием водорода составляет -0,41 В
  • потенциал электрода для окисления с образованием кислорода +0,82 В.

Сопоставимые цифры, рассчитанные аналогичным образом для 1M бромида цинка , ZnBr 2 , составляют -0,76 В для восстановления до металлического Zn и +1,10 В для окисления с образованием брома. Вывод из этих рисунков состоит в том, что водород должен образовываться на катоде, а кислород на аноде в результате электролиза воды, что противоречит экспериментальным наблюдениям, что металлический цинк осаждается и образуется бром. [25]Объяснение состоит в том, что эти рассчитанные потенциалы указывают только на термодинамически предпочтительную реакцию. На практике необходимо учитывать многие другие факторы, такие как кинетика некоторых этапов реакции. Эти факторы вместе означают, что для восстановления и окисления воды требуется более высокий потенциал, чем прогнозировалось, и это называется перенапряжениями . Экспериментально известно, что перенапряжения зависят от конструкции ячейки и природы электродов.

Для электролиза нейтрального (pH 7) раствора хлорида натрия восстановление иона натрия термодинамически очень затруднено, и вода восстанавливается с выделением водорода, оставляя ионы гидроксида в растворе. На аноде наблюдается скорее окисление хлора, чем окисление воды, поскольку перенапряжение для окисления хлорида до хлора ниже, чем перенапряжение для окисления воды до кислорода . В гидроксид - ионы и растворенного газа хлора реагируют далее с образованием хлорноватистой кислоты . Водные растворы, полученные в результате этого процесса, называются электролизованной водой и используются как дезинфицирующее и чистящее средство.

Тенденции исследований [ править ]

Электролиз углекислого газа [ править ]

Основная статья: Электрохимическое восстановление диоксида углерода

Электрохимическое восстановление или электрокаталитическое преобразование CO 2 может производить химические вещества с добавленной стоимостью, такие как метан , этилен , этан и т. Д. [26] [27] [28] Электролиз диоксида углерода дает формиат или монооксид углерода, но иногда и более сложные органические соединения. такие как этилен . [29] Эта технология изучается как углеродно-нейтральный путь к органическим соединениям. [30] [31]

Электролиз подкисленной воды [ править ]

Основная статья: Электролиз воды

Электролиз воды дает водород и кислород в соотношении 2: 1 соответственно.

2 H 2 O (л) → 2 H 2 (г) + O 2 (г); E 0 = +1,229 В

Энергетическая эффективность электролиза воды колеблется в широких пределах. Эффективность электролизера - это мера энтальпии, содержащейся в водороде (для сгорания с кислородом или какой-либо другой более поздней реакции), по сравнению с подводимой электрической энергией. Значения теплоты / энтальпии для водорода хорошо опубликованы в научных и технических текстах и ​​составляют 144 МДж / кг. Обратите внимание, что топливные элементы (не электролизеры) не могут использовать это полное количество тепла / энтальпии, что привело к некоторой путанице при вычислении значений эффективности для обоих типов технологий. В реакции часть энергии теряется в виде тепла. В некоторых отчетах указывается эффективность от 50% до 70% для щелочных электролизеров; однако гораздо более высокая практическая эффективность доступна при использовании мембранного электролиза с полимерным электролитом.и каталитическая технология, например, эффективность 95%. [32] [33]

Национальная лаборатория возобновляемой энергии по оценкам , что 1 кг водорода (примерно эквивалентно 3 кг, или 4 л, нефти с точки зрения энергии) может быть получен путем Ветряные электролиза между $ 5,55 в ближайшем будущем и $ 2,27 в долгосрочной перспективе. [34]

Около 4% газообразного водорода, производимого во всем мире, вырабатывается путем электролиза и обычно используется на месте. Водород используется для производства аммиака для удобрений с помощью процесса Габера и преобразования тяжелых нефтяных источников в более легкие фракции посредством гидрокрекинга . В последнее время для улавливания водорода в водородных топливных элементах водородных транспортных средств используется электролиз на месте .

Электролиз воды с использованием углерода / углеводородов [ править ]

Основная статья: Производство водорода

В последнее время для снижения энергозатрат использование углерода ( уголь ), спиртов (углеводородный раствор) и органических растворов ( глицерин , муравьиная кислота, этиленгликоль и т. Д.) При совместном электролизе воды было предложено в качестве жизнеспособного варианта. . [35] [36] Процесс электролиза воды с участием углерода / углеводородов (так называемый CAWE) для производства водорода будет выполнять эту операцию в одном электрохимическом реакторе. Этот энергетический баланс системы может потребоваться только около 40% потребляемой электроэнергии, при этом 60% приходится на химическую энергию углерода или углеводорода. [37]В этом процессе в качестве топлива используются твердые частицы угля / углерода или порошок в качестве топлива, диспергированного в кислотном / щелочном электролите в виде суспензии, а углеродсодержащий источник участвует в процессе электролиза в виде следующих теоретических общих реакций: [38]

Углеродно-угольная суспензия (C + 2H 2 O) -> CO 2 + 2H 2 E '= 0,21 В (обратимое напряжение) / E' = 0,46 В (термо-нейтральное напряжение)

или же

Углеродно-угольная суспензия (C + H 2 O) -> CO + H 2 E '= 0,52 В, обратимое напряжение) / E' = 0,91 В (термо-нейтральное напряжение)

Таким образом, этот подход CAWE заключается в том, что фактическое перенапряжение ячейки может быть значительно снижено до уровня ниже 1 В по сравнению с 1,5 В для обычного электролиза воды.

Электрокристаллизация [ править ]

Специальное применение электролиза включает рост проводящих кристаллов на одном из электродов из окисленных или восстановленных частиц, которые образуются на месте. Этот метод был использован для получения монокристаллов низкоразмерных электрических проводников, таких как соли с переносом заряда и соединения с линейной цепью [39] [40]

См. Также [ править ]

  • Электролиз щелочной воды
  • Кастнер-Келлнер процесс
  • Электролитическая ячейка
  • Электрохимическая инженерия
  • Закон электролиза Фарадея
  • Постоянная Фарадея
  • Эффективность Фарадея
  • Гальваническая коррозия
  • Гальванолюминесценция
  • Установка для крекинга газа
  • Процесс Холла-Эру
  • Электролиз под высоким давлением
  • Перенапряжение
  • Элемент питания Паттерсона
  • Термохимический цикл
  • Хронология водородных технологий
  • Электролиз ПЭМ

Ссылки [ править ]

  1. ^ Фаббри, Эмилиана; Шмидт, Томас Дж. (5 октября 2018 г.). «Реакция выделения кислорода - загадка электролиза воды» . Катализ ACS . 8 (10): 9765–9774. DOI : 10.1021 / acscatal.8b02712 .
  2. Перейти ↑ Ashworth, William PhD (20 марта 2015 г.). «Мартинус ван Марум - ученый дня» . Библиотека Линды Холл .
  3. ^ Ihde, Аарон Дж. (1964). Развитие современной химии . Харпер и Роу. С. 125–127.
  4. ^ а б «История электрохимии: от Вольта до Эдисона» . ECS . Дата обращения 11 октября 2019 .
  5. ^ ТОРП, Томас (1896). Хэмфри Дэви ПОЭТ И ФИЛОСОФ . Нью-Йорк: MACMILLAN & CO., Limited.
  6. ^ "Литий - periodstats.com" . www.periodicstats.com .
  7. ^ Helmenstine, Todd (11 января 2018). «Сегодня в истории науки - 12 января - Йохан Август Арфведсон и литий» . Научные заметки и проекты .
  8. Перейти ↑ Ede, Andrew (2017). История науки в обществе (третье изд.). Торонто, Канада: Университет Торонто Пресс. п. 251. ISBN. 978-1-4426-3499-2.
  9. ^ Маршалл, Джеймс и Вирджиния. «Повторное открытие элементов - галлия» (PDF) . Университет Северного Техаса.
  10. ^ Висняк, Хайме. «Анри Муассан - первооткрыватель фтора» . Исследовательские ворота .
  11. ^ Маршалл, Джеймс и Вирджиния. «Повторное открытие элементов - фтора и Анри Муассана» (PDF) . Университет Северного Техаса.
  12. ↑ Бек, Теодор Р. (21 августа 2015 г.). «Классика ECS: Холл и Эру и открытие электролиза алюминия» . ECS . Интерфейс.
  13. ^ Производство процесса Холла и коммерциализация алюминия - национальный исторический памятник химии . Оберлин, Огайо: Американское химическое общество. 1997 г.
  14. ^ "Поль Эру и Чарльз М. Холл" . Институт истории науки . 1 июня 2016 г.
  15. ↑ Приложение (издание 1803 г.) к 3-му изданию Британской энциклопедии (1797 г.), том 1, стр. 225, «Мистер Ван Марум с помощью своей великой электрической машины разложил кальциевые частицы олова, цинка и сурьмы и разложил их на их соответствующие металлы и кислород »и дает в качестве справочного материала Journal de Physiques, 1785 г.
  16. ^ Лекок де Буабодран PE (1875). «О некоторых свойствах галлия» . Химические новости и журнал промышленной науки . 32 : 294.
  17. ^ Фарадей, Майкл (1849). Экспериментальные исследования в электричестве . 1 . Лондон: Лондонский университет.
  18. ^ Тилли, RJD (2004). Понимание твердых тел: материаловедение . Понимание твердых тел: материаловедение . Джон Уайли и сыновья. С. 281–. Bibcode : 2004usts.book ..... T . ISBN 978-0-470-85276-7. Проверено 22 октября 2011 года .
  19. ^ Томпсон, М. де Кей (1911). Прикладная электрохимия . Компания MacMillan. стр.  84 -88.
  20. ^ W. Blum, GW Vinal: Определение поляризации, перенапряжения и потенциала разложения. J. Electrochem. Soc. 1934 том 66, выпуск 1, 359-367. DOI : 10,1149 / 1,3498105
  21. ^ Kremann, R. (1903). "Über den Einfluss der Natur des Elektrolyten und des Elektrodenmaterials auf die Ozonbildung" . Zeitschrift für anorganische Chemie . Мецгер и Виттиг. 36 : 403–. DOI : 10.1002 / zaac.19030360152 . Проверено 12 сентября 2019 .
  22. ^ Хейл, Артур Дж. (1919). Производство химических веществ электролизом . Д. Ван Ностранд Ко. Стр.  16 , 73 . Проверено 12 сентября 2019 .
  23. ^ а б в г Аткинс, Питер (1997). Физическая химия , 6-е издание (WH Freeman and Company, New York).
  24. ^ a b c Vanýsek, Петр (2007). «Электрохимическая серия» , в Справочнике по химии и физике: 88-е издание (Компания Chemical Rubber Company).
  25. ^ Vogel, AE (1951), Учебник количественного неорганического анализа , Longmans, Green and Co.
  26. ^ Ли, Сынхва; Джу, Хёнкук; Machunda, Revocatus; Хм, Сонхён; Ли, Джэ Кван; Ли, Хе Джин; Ли, Джэён (2015). «Устойчивое производство муравьиной кислоты путем электролитического восстановления газообразного диоксида углерода». J. Mater. Chem. . 3 (6): 3029. DOI : 10.1039 / C4TA03893B .
  27. ^ Уиппл, Девин Т .; Кенис, Пол Дж. А. (2010). «Перспективы использования CO 2 путем прямого гетерогенного электрохимического восстановления». Журнал писем по физической химии . 1 (24): 3451. DOI : 10.1021 / jz1012627 .
  28. ^ Machunda, Revocatus L .; Джу, Хёнкук; Ли, Джэён (2011). «Электрокаталитическое восстановление газа CO 2 на газодиффузионном электроде на основе Sn». Современная прикладная физика . 11 (4): 986. Bibcode : 2011CAP .... 11..986M . DOI : 10.1016 / j.cap.2011.01.003 .
  29. ^ Хори, Ю. «ЭлектрохимическоевосстановлениеCO 2 на металлических электродах» (2008), стр. 141–153 в « Современные аспекты электрохимии» , под ред. CG Vayeanas, R. White и ME Gamboa-Aldeco, Springer, New York, no. 42. DOI : 10.1007 / 978-0-387-49489-0_3 ISBN 978-0-387-49489-0 . 
  30. ^ Аппель, Аарон М .; Bercaw, John E .; Бокарсли, Эндрю Б .; Доббек, Хольгер; Dubois, Daniel L .; Дюпюи, Мишель; Ферри, Джеймс Дж .; Фудзита, Эцуко; Хилле, Русс; Кенис, Пол JA; Kerfeld, Cheryl A .; Моррис, Роберт Х .; Педен, Чарльз ХФ; Портис, Арчи Р .; Рэгсдейл, Стивен У .; Rauchfuss, Thomas B .; Reek, Joost NH; Seefeldt, Lance C .; Thauer, Rudolf K .; Уолдроп, Гровер Л. (2013). «Границы, возможности и проблемы в биохимическом и химическом катализе фиксации CO 2 » . Химические обзоры . 113 (8): 6621–6658. DOI : 10.1021 / cr300463y . PMC 3895110 . PMID 23767781 .  
  31. ^ Цяо, Цзиньли; Лю, Юю; Хонг, Фэн; Чжан, Цзюцзюнь (2014). «Обзор катализаторов электровосстановления диоксида углерода для производства низкоуглеродистого топлива». Chem. Soc. Ред . 43 (2): 631–675. DOI : 10.1039 / C3CS60323G . PMID 24186433 . 
  32. ^ Кармо, М; Fritz D; Mergel J; Столтен Д. (2013). «Комплексный обзор электролиза воды PEM». Журнал водородной энергетики . 38 (12): 4901. DOI : 10.1016 / j.ijhydene.2013.01.151 .
  33. ^ Циттель, Вернер; Вурстер, Рейнхольд (8 июля 1996 г.). «Глава 3: Производство водорода. Часть 4: Производство электроэнергии с помощью электролиза» . HyWeb: Знание - Водород в энергетическом секторе . Ludwig-Bölkow-Systemtechnik GmbH. Архивировано из оригинала 7 февраля 2007 года.
  34. ^ Levene, J .; Кропоски, Б .; Свердруп, Г. (март 2006 г.). «Энергия ветра и производство водорода и электроэнергии - возможности для возобновляемого водорода - препринт» (PDF) . Национальная лаборатория возобновляемых источников энергии . Проверено 20 октября 2008 года .
  35. ^ Ju, Hyungkuk; Бадвал, Сухвиндер; Гиддей, Сарбджит (2018). «Всесторонний обзор углеродного и углеводородного электролиза воды для производства водорода». Прикладная энергия . 231 : 502–533. DOI : 10.1016 / j.apenergy.2018.09.125 .
  36. ^ Ju, Hyungkuk; Гидди, Сарбджит; Бадвал, Сухвиндер П.С.; Малдер, Роджер Дж. (2016). «Электрокаталитическая конверсия этанола в ячейках с твердым электролитом для распределенного производства водорода». Electrochimica Acta . 212 : 744–757. DOI : 10.1016 / j.electacta.2016.07.062 .
  37. ^ Гиддей, S .; Кулкарни, А .; Бадвал, СПС (2015). «Производство водорода с низким уровнем выбросов за счет углеродного электролиза». Международный журнал водородной энергетики . 40 : 70–74. DOI : 10.1016 / j.ijhydene.2014.11.033 .
  38. ^ Ju, Hyungkuk; Гидди, Сарбджит; Бадвал, Сухвиндер П.С. (2018). «Роль разновидностей железа как посредника в со-электролизе углерода и воды на основе PEM для рентабельного производства водорода». Международный журнал водородной энергетики . 43 (19): 9144–9152. DOI : 10.1016 / j.ijhydene.2018.03.195 .
  39. ^ Bechgaard, K .; Carneiro, K .; Расмуссен, ФБ; Olsen, M .; Rindorf, G .; Якобсен, CS; Педерсен, HJ; Скотт, JC (1981). «Сверхпроводимость в органическом твердом теле. Синтез, структура и проводимость бис (тетраметилтетраселенафульвалениум) перхлората, (TMTSF) 2 ClO 4 ». Журнал Американского химического общества . 103 (9): 2440. DOI : 10.1021 / ja00399a065 .
  40. ^ Уильямс, Джек М (2007). «Высокопроводящие и сверхпроводящие синтетические металлы». Неорганические синтезы . Неорганические синтезы. 26 . С. 386–394. DOI : 10.1002 / 9780470132579.ch70 . ISBN 978-0-470-13257-9.