WikiDer > Электролиз

Electrolysis
Эта статья о химическом процессе. Процедуру косметической эпиляции см. Электрология.
Иллюстрация Электролизный аппарат Hofmann используется в школьной лаборатории

В химия и производство, электролиз это техника, которая использует постоянный электрический ток (DC), чтобы вызвать в противном случае не спонтанную химическую реакцию. Электролиз коммерчески важен как стадия разделения элементы из природных источников, таких как руды используя электролитическая ячейка. В Напряжение который необходим для электролиза, называется потенциалом разложения.

История

Слово «электролиз» ввел Майкл Фарадей в 19 ​​веке по предложению преп. Уильям Уэвелл, с использованием Греческий слова ἤλεκτρον [ɛ̌ːlektron] «янтарь», который с 17 века ассоциировался с электрические явления, и λύσις [lýsis] что означает «растворение». Тем не менее, электролиз как инструмент изучения химических реакций и получения чистого элементы, предшествует чеканке термина и формальному описанию Фарадеем.

В начале девятнадцатого века Уильям Николсон и Энтони Карлайл стремился к дальнейшему Вольта эксперименты. Они прикрепили по два провода по обе стороны от Батарея Вольта а остальные концы поместил 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 г. Луиджи Гальвани экспериментировал с лягушачьими лапками. Он утверждал, что размещение мышц животного между двумя разными металлическими листами привело к появлению электричества. Отвечая на эти претензии, Алессандро Вольта провел собственные испытания.[3][4] Это дало бы понимание Хэмфри Дэвиидеи 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 г. Йохан Август Арфведсон определил, что в некоторых из его образцов был другой элемент, литий, однако он не смог выделить этот компонент. Только в 1821 году Уильям Томас Бранде использовали 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 обнаружил два законы электролиза.[4]

Во времена Максвелла и Фарадея возникли опасения по поводу электроположительный и электроотрицательный виды деятельности.[8]

В ноябре 1875 г. Поль Эмиль Лекок де Буабодран обнаруженный галлий с помощью электролиза гидроксида галлия с получением 3,4 мг галлия. В следующем декабре он представил свое открытие галлия исследователям. Academie des Science в Париже.[9]

26 июня 1886 г. Фердинанд Фредерик Анри Муассан наконец почувствовал себя комфортно, проводя электролиз на безводный фтороводород 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 попыток найти элементарный фтор путем электролиза фторидных солей погибли многие химики, в том числе Полин Луайе и Джером Никелс.[11]

В 1886 г. Чарльз Мартин Холл из Америки и Поль Эру из Франции оба подали заявки на американские патенты: Эру - 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 того, как был подан французский патент.[13] Это стало известно как Hall-Héroult процесс, который принес пользу многим отраслям промышленности, потому что цена алюминия упала с четырех долларов до тридцати центов за фунт.[14]

График

Обзор

Электролиз - это прохождение постоянный электрический ток через электролит производящие химические реакции на электроды и разложение материалов.

Основные компоненты, необходимые для проведения электролиза: электролит, электроды и внешний источник питания. Раздел (например, ионообменная мембрана или соляной мост) является необязательным, чтобы продукты не диффундировали в область противоположного электрода.

Электролит является проводящим ионный химическая субстанция который содержит свободные ионы и несет электрический ток (например, ионопроводящий полимер, раствор или жидкое ионное соединение). Если ионы неподвижны, как в большинстве твердых соли, то электролиз произойти не может. Жидкий электролит производят:

Электроды погружены на такое расстояние, чтобы между ними протекал ток через электролит, и они подключены к источнику питания, который завершает работу. электрическая цепь. А постоянный ток питание от источника питания запускает реакцию, заставляя ионы в электролите притягиваться к соответствующему противоположно заряженному электроду.

Электроды из металл, графит и полупроводник материал широко используется. Выбор подходящего электрод зависит от химической активности между электродом и электролитом 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

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 электролита, и могут быть удалены с помощью физических процессов (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, производимые в элементах, пропорциональны их эквивалентный вес. Они известны как Законы электролиза Фарадея.

Каждый электрод притягивает ионы противоположного обвинять. Положительно заряженные ионы (катионы) движутся к электронному (отрицательному) катоду. Отрицательно заряженные ионы (анионы) движутся к извлекающему электроны (положительному) аноду. В этом процессе электроны эффективно вводятся на катод как реагент и удален на аноде как товар. В химии потеря электронов называется окисление, а усиление электронов называется редукцией.

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 могут образовывать соединения, которые отделяются от электролита. Положительные ионы металлов, такие как Cu2+ нанесите на катод слоем. Условия для этого гальваника, электровыделение, и электрорафинирование.

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

Например, электролиз рассола производит газообразный водород и хлор, которые пузырьками из электролита собираются. Таким образом, начальная общая реакция:[18]

2 NaCl + 2 Н2О → 2 NaOH + Н2 + Cl2

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

2 Cl− → Cl2 + 2 е−

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

2 ч2O + 2 e− → H2 + 2 ОН−

Без перегородки между электродами ОН− ионы, образующиеся на катоде, могут свободно диффундировать через электролит к аноду. По мере того, как электролита становится больше базовый за счет производства ОН−, без Cl2 появляется из раствора, когда он начинает реагировать с гидроксидом с образованием гипохлорита на аноде:

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2О

Чем больше возможностей Cl2 должен взаимодействовать с NaOH в растворе, тем меньше Cl2 появляется на поверхности раствора и тем быстрее прогрессирует производство гипохлорита. Это зависит от таких факторов, как температура раствора, время, в течение которого Cl2 молекула находится в контакте с раствором, и концентрация NaOH.

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

3 NaClO → NaClO3 + 2 NaCl

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

Потенциал разложения

Потенциал разложения или напряжение разложения относится к минимальному напряжению (разница в электродный потенциал) между анод и катод электролитической ячейки, необходимой для проведения электролиза.[20]

Напряжение, при котором электролиз является термодинамически предпочтительным, представляет собой разницу потенциалов электродов, рассчитанную с использованием Уравнение Нернста. Подача дополнительного напряжения, называемого перенапряжение, может увеличивать скорость реакции и часто требуется выше термодинамического значения. Это особенно необходимо для реакций электролиза с участием газов, таких как кислород, водород или же хлор.

Окисление и восстановление на электродах

Окисление ионов или нейтральных молекул происходит в анод. Например, на аноде можно окислить ионы двухвалентного железа до ионов трехвалентного железа:

Fe2+
(водн.) → Fe3+
(водн.) + е−

Снижение ионов или нейтральных молекул происходит в катод. Есть возможность уменьшить феррицианид ионы в ферроцианид ионы на катоде:

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:

П-бензохинон.svg + 2 е− + 2 часа+ → Hydrochinon2.svg

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

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

Изменения энергии во время электролиза

Количество добавляемой электроэнергии равно изменению Свободная энергия Гиббса реакции плюс потери в системе. Потери могут (теоретически) быть сколь угодно близкими к нулю, поэтому максимальное термодинамический эффективность равна энтальпия изменение, деленное на изменение свободной энергии реакции. В большинстве случаев подводимая энергия больше, чем изменение энтальпии реакции, поэтому некоторая энергия выделяется в виде тепла. В некоторых случаях, например, при электролизе пар на водород и кислород при высокой температуре, наоборот, тепловая энергия поглощается. Это тепло поглощается из окружающей среды, и теплотворная способность производимого водорода выше, чем потребляемая электрическая мощность.

Вариации

Пульсирующий ток приводит к продуктам, отличным от DC. Например, пульсация увеличивает соотношение озон в кислород, образующийся на аноде при электролизе водного кислотного раствора, такого как разбавленная серная кислота.[21] Электролиз этанола импульсным током приводит к образованию альдегида вместо кислоты.[22]

Связанные методы

К электролизу относятся следующие методы:

  • Электрохимические ячейки, включая водород топливная ячейка, используйте различия в Стандартный электродный потенциал для создания электрического потенциала, обеспечивающего полезную мощность. Хотя электролиз и работа электрохимических ячеек связаны между собой взаимодействием ионов и электродов, они совершенно разные. Однако химическая ячейка должна нет рассматриваться как исполнение электролиз в обратном направлении.

Промышленное использование

Процесс Холла-Эру для производства алюминий

Процессы изготовления

В производстве электролиз можно использовать для:

  • Гальваника, где на материал подложки нанесена 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 (ECM), где электролитический катод используется в качестве инструмента для удаления материала путем анодного окисления с заготовки. ECM часто используется как метод для удаление заусенцев или для травления металлических поверхностей, таких как инструменты или ножи, с несмываемой меткой или логотипом.

Конкурирующие полуреакции при электролизе раствора

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) на катоде выделяется водород, а для солей, содержащих некоторые анионы (например, сульфат SO42−) 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 солевого раствора, может быть получено из стандартный электродный потенциал для реакций на аноде и катоде. Стандартный электродный потенциал напрямую связан с Свободная энергия Гиббса, ΔG, для реакций на каждом электроде и относится к электроду без протекания тока. Выписка из таблица стандартных электродных потенциалов показано ниже.

Половина реакцииE ° (V)Ref.
Na+ + е− ⇌ Na (s)−2.71[23]
Zn2+ + 2е− ⇌ Zn (s)−0.7618[24]
2H+ + 2е− ⇌ H2(грамм)≡ 0[24]
Br2(водный) + 2е− ⇌ 2Br−+1.0873[24]
О2(грамм) + 4H+ + 4е− ⇌ 2H2О+1.23[23]
Cl2(грамм) + 2е− ⇌ 2Cl−+1.36[23]
S
2О2−
8 + 2е− ⇌ 2ТАК2−
4		+2.07[23]

С точки зрения электролиза эту таблицу следует интерпретировать следующим образом:

  • Движущийся вниз стол, E ° становится более позитивным, и виды на оставили с большей вероятностью будут уменьшенный: например, ионы цинка с большей вероятностью будут восстановлены до металлического цинка, чем ионы натрия, которые будут восстановлены до металлического натрия.
  • Движущийся вверх стол, E ° становится более негативным, и виды на верно с большей вероятностью будут окисленный: например, металлический натрий более вероятно окисляется до ионов натрия, чем металлический цинк окисляется до ионов цинка.

С использованием Уравнение Нернста то электродный потенциал может быть рассчитан для конкретной концентрации ионов, температуры и количества вовлеченных электронов. 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 бромид цинка, ZnBr2, составляют -0,76 В для восстановления до металлического Zn и +1,10 В для окисления с образованием брома. Вывод из этих цифр состоит в том, что водород должен образовываться на катоде, а кислород на аноде в результате электролиза воды, что противоречит с экспериментальным наблюдением, 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 перенапряжения. Экспериментально известно, что перенапряжения зависят от конструкции ячейки и природы электродов.

Для электролиза нейтрального (pH 7) раствора хлорида натрия восстановление иона натрия термодинамически очень сложно, и вода восстанавливается с выделением водорода, оставляя ионы гидроксида в растворе. На аноде наблюдается скорее окисление хлора, чем окисление воды, поскольку перенапряжение окисления хлористый к хлор ниже, чем перенапряжение окисления воды к кислород. В гидроксид-ионы и растворенный газообразный хлор вступают в реакцию с образованием хлорноватистая кислота. Водные растворы, полученные в результате этого процесса, называют электролизованная вода и используется как дезинфицирующее и чистящее средство.

Направления исследований

Электролиз диоксида углерода

Основная статья: Электрохимическое восстановление диоксида углерода

Электрохимическое восстановление или электрокаталитическое превращение CO2 может производить химикаты с добавленной стоимостью, такие метан, этилен, этан, так далее.[26][27][28] Электролиз диоксида углерода дает формиат или оксид 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

Основная статья: Электролиз воды

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

2 ч2О (л) → 2 Н2(г) + O2(грамм); E0 = +1,229 В

В энергоэффективность электролиза воды широко варьируется. 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; тем не менее, гораздо более высокая практическая эффективность достигается при использовании полимерный электролит мембранный электролиз и каталитическая технология, например, эффективность 95%.[32][33]

В Национальная лаборатория возобновляемых источников энергии По оценкам, 1 кг водорода (примерно эквивалент 3 кг или 4 л нефти в энергетическом выражении) может быть произведен с помощью ветроэлектролиза за от 5,55 доллара в ближайшем будущем до 2,27 доллара 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 через Процесс Габера, и преобразование источников тяжелой нефти в более легкие фракции через гидрокрекинг. В последнее время электролиз на месте был использован для улавливания водорода для водородных топливных элементов в водородные автомобили.

Электролиз воды с использованием углерода / углеводородов

Основная статья: Производство водорода

В последнее время для снижения энергозатрат использование углерода (каменный уголь), спирты (углеводородный раствор) и органический раствор (глицерин, муравьиная кислота, этиленгликольи др.) с со-электролизом воды был предложен как жизнеспособный вариант.[35][36] Процесс электролиза воды с участием углерода / углеводородов (так называемый CAWE) для производства водорода будет выполнять эту операцию за один электрохимический реактор. 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 + 2H2O) -> CO2 + 2H2 E '= 0,21 В (обратимое напряжение) / E' = 0,46 В (напряжение термо-нейтрали)

или же

Углеродно-угольная суспензия (C + H2О) -> СО + Н2 E '= 0,52 В обратимое напряжение) / E' = 0,91 В (напряжение термо-нейтрали)

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

Специализированное 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]

Смотрите также

Рекомендации

  1. ^ Фаббри, Эмилиана; Шмидт, Томас Дж. (5 октября 2018 г.). «Реакция выделения кислорода - загадка электролиза воды». Катализ ACS. 8 (10): 9765–9774. Дои:10.1021 / acscatal.8b02712.
  2. ^ Эшворт, Уильям доктор философии (20 марта 2015 г.). "Мартинус ван Марум - ученый дня". Библиотека Линды Холл.
  3. ^ Идэ, Аарон Дж. (1964). Развитие современной химии. Харпер и Роу. С. 125–127.
  4. ^ а б «История электрохимии: от Вольта до Эдисона». ECS. Получено 11 октября 2019.
  5. ^ ТОРП, Томас (1896). Хэмфри Дэви ПОЭТ И ФИЛОСОФ. Нью-Йорк: MACMILLAN & CO., Limited.
  6. ^ "Литий - периодическая статистика. Com". www.periodicstats.com.
  7. ^ Хельменстин, Тодд (11 января 2018 г.). «Сегодня в истории науки - 12 января - Йохан Август Арфведсон и Литий». Научные заметки и проекты.
  8. ^ Эде, Эндрю (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 - галлий» (PDF). Университет Северного Техаса.
  10. ^ Висняк, Хайме. "Анри Муассан - первооткрыватель фтора". Исследовательские ворота.
  11. ^ Маршалл, Джеймс и Вирджиния. «Повторное открытие элементов - фтор и Анри Муассан» (PDF). Университет Северного Техаса.
  12. ^ Бек, Теодор Р. (21 августа 2015 г.). «Классика ECS: Холл и Эру и открытие электролиза алюминия». ECS. Интерфейс.
  13. ^ Холл: производство 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. ^ Дополнение (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 соответствующие металлы и кислород »и дает в качестве справочного материала Journal de Physiques, 1785 г.
  16. ^ Лекок де Буабодран П.Е. (1875 г.). «Об некоторых свойствах галлия». Химические новости и журнал промышленной науки. 32: 294.
  17. ^ Фарадей, Майкл (1849). Экспериментальные исследования в области электричества. 1. Лондон: Лондонский университет.
  18. ^ Тилли, Р.Дж. (2004). Понимание твердых тел: материаловедение. Понимание твердых тел: материаловедение. Джон Уайли и сыновья. С. 281–. Bibcode:2004устс.книга ..... т. ISBN 978-0-470-85276-7. Получено 22 октября 2011.
  19. ^ Томпсон, М. де Кей (1911). Прикладная электрохимия. Компания MacMillan. стр.84-88.
  20. ^ В. Блюм, Г. В. Виналь: определение поляризации, перенапряжения и потенциала разложения. J. Electrochem. Soc. 1934 том 66, выпуск 1, 359-367. Дои:10.1149/1.3498105
  21. ^ Креманн, Р. (1903). "Über den Einfluss der Natur des Elektrolyten und des Elektrodenmaterials auf die Ozonbildung". Zeitschrift für anorganische Chemie. Мецгер и Виттиг. 36: 403–. Дои:10.1002 / zaac.19030360152. Получено 12 сентября 2019.
  22. ^ Хейл, Артур Дж. (1919). Производство химикатов электролизом. D. Van Nostrand Co., стр.16, 73. Получено 12 сентября 2019.
  23. ^ а б c d Аткинс, Питер (1997). Физическая химия, 6-е издание (W.H. Freeman and Company, Нью-Йорк).
  24. ^ а б c Ванисек, Петр (2007). «Электрохимическая серия», в Справочник по химии и физике: 88-е издание (Химическая резиновая компания).
  25. ^ Фогель, А.Е. (1951), Учебник количественного неорганического анализа, Лонгманс, Грин и Ко
  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. А. 3 (6): 3029. Дои:10.1039 / C4TA03893B.
  27. ^ Уиппл, Девин Т .; Кенис, Пол Дж. А. (2010). «Перспективы CO2 Утилизация методом прямого гетерогенного электрохимического восстановления ». Письма в Журнал физической химии. 1 (24): 3451. Дои:10.1021 / jz1012627.
  28. ^ Machunda, Revocatus L .; Джу, Хёнкук; Ли, Джэён (2011). «Электрокаталитическое восстановление CO2 газ на газодиффузионном электроде на основе Sn ». Современная прикладная физика. 11 (4): 986. Bibcode:2011CAP .... 11..986M. Дои:10.1016 / j.cap.2011.01.003.
  29. ^ Хори, Ю. "Электрохимический СО2 Восстановление на металлических электродах »(2008), стр. 141–153 в Современные аспекты электрохимии, изд. К.Г. Вайянас, Р. Уайт и М.Э. Гамбоа-Альдеко, Спрингер, Нью-Йорк, нет. 42. Дои: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; Kenis, Paul J.A .; Kerfeld, Cheryl A .; Моррис, Роберт Х .; Peden, Charles H.F .; Портис, Арчи Р .; Рэгсдейл, Стивен У .; Rauchfuss, Thomas B .; Reek, Joost N.H .; Seefeldt, Lance C .; Thauer, Rudolf K .; Уолдроп, Гровер Л. (2013). «Границы, возможности и проблемы в области биохимического и химического катализа CO2 Фиксация ». Химические обзоры. 113 (8): 6621–6658. Дои:10.1021 / cr300463y. ЧВК 3895110. PMID 23767781.
  31. ^ Цяо, Цзиньли; Лю, Юю; Хонг, Фэн; Чжан, Цзюцзюнь (2014). «Обзор катализаторов электровосстановления диоксида углерода для производства низкоуглеродистого топлива». Chem. Soc. Rev. 43 (2): 631–675. Дои: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. Дои: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: Knowledge - Водород в энергетическом секторе. Ludwig-Bölkow-Systemtechnik GmbH. Архивировано из оригинал 7 февраля 2007 г.
  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. Получено 20 октября 2008.
  35. ^ Джу, Хёнкук; Бадвал, Сухвиндер; Гиддей, Сарбджит (2018). «Всесторонний обзор углеродного и углеводородного электролиза воды для производства водорода». Прикладная энергия. 231: 502–533. Дои:10.1016 / j.apenergy.2018.09.125.
  36. ^ Джу, Хёнкук; Гидди, Сарбджит; Badwal, Sukhvinder P.S .; Малдер, Роджер Дж. (2016). «Электрокаталитическая конверсия этанола в ячейках с твердым электролитом для распределенного производства водорода». Electrochimica Acta. 212: 744–757. Дои:10.1016 / j.electacta.2016.07.062.
  37. ^ Гиддей, С .; Кулкарни, А .; Бадвал, С.П.С. (2015). «Производство водорода с низким уровнем выбросов за счет углеродного электролиза». Международный журнал водородной энергетики. 40: 70–74. Дои:10.1016 / j.ijhydene.2014.11.033.
  38. ^ Джу, Хёнкук; 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. Дои:10.1016 / j.ijhydene.2018.03.195.
  39. ^ Bechgaard, K .; Carneiro, K .; Rasmussen, F. B .; Olsen, M .; Rindorf, G .; Jacobsen, C.S .; Pedersen, HJ; Скотт, Дж. К. (1981). «Сверхпроводимость в органическом твердом теле. Синтез, структура и проводимость бис (тетраметилтетраселенафульвалениум) перхлората (TMTSF).2ClO4". Журнал Американского химического общества. 103 (9): 2440. Дои:10.1021 / ja00399a065.
  40. ^ Уильямс, Джек М (2007). «Высокопроводящие и сверхпроводящие синтетические металлы». Неорганические синтезы. Неорганические синтезы. 26. С. 386–394. Дои:10.1002 / 9780470132579.ch70. ISBN 978-0-470-13257-9.