Wasserelektrolyse mit Oxidation der Kupferanode

Unter Wasserelektrolyse versteht man die Zerlegung von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff mit Hilfe eines elektrischen Stromes. Die wichtigste Anwendung dieser Elektrolyse ist die Gewinnung von Wasserstoff, die allerdings bisher technisch nur genutzt wird, wenn günstige elektrische Energie zur Verfügung steht, da bisher die Wasserstoffgewinnung aus fossilen Energieträgern günstiger ist als die Herstellung von Wasserstoff mittels Wasserelektrolyse.

Durch den starken Ausbau der Nutzung von erneuerbaren Energien wird davon ausgegangen, dass die Wasserelektrolyse als Bestandteil von Power-to-Gas-Anlagen mittel- bis langfristig eine große Bedeutung zur Herstellung von sog. EE-Gas erreichen wird.[1] Mit Wasserstoff als Energiespeicher wird die Verstetigung der Stromerzeugung aus erneuerbaren Energien, insbesondere bei Windkraft und Photovoltaik, gefördert, indem Überschüsse von Wind- und Solarstrom chemisch zwischengespeichert werden können. Der erzeugte Wasserstoff kann für chemische Prozesse genutzt oder direkt oder nach anschließender Methanisierung als Methan dem Erdgasnetz zugeführt werden. Anschließend steht er für verschiedene Anwendungszwecke wie z. B. als Rohstoff für die chemische Industrie (Power-to-Chemicals), als Antriebsenergie von Fahrzeugen, Schiffen und Flugzeugen (Power-to-Fuel) oder für die Rückverstromung in Gaskraftwerken oder Brennstoffzellen zur Verfügung.

Die Wasserelektrolyse ist auch als Demonstrationsversuch bedeutsam; dabei wird oft der Hofmannsche Wasserzersetzungsapparat genutzt. Eine weitere Anwendung der Wasserelektrolyse ist die Anreicherung von Deuterium. Ferner ist die Wasserelektrolyse die wichtigste Nebenreaktion vieler technischer Elektrolysen, z. B. der Chloralkali-Elektrolyse.

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DC electrical power source is connected to two electrodes, or two plates (typically made from some inert metal such as platinum, stainless steel or iridium) which are placed in the water. Hydrogen will appear at the cathode (where electrons enter the water), and oxygen will appear at the anode. Assuming ideal faradaic efficiency, the amount of hydrogen generated is twice the amount of oxygen, and both are proportional to the total electrical charge conducted by the solution. However, in many cells competing side reactions occur, resulting in different products and less than ideal faradaic efficiency.

Electrolysis of pure water requires excess energy in the form of overpotential to overcome various activation barriers. Without the excess energy the electrolysis of pure water occurs very slowly or not at all. This is in part due to the limited self-ionization of water. Pure water has an electrical conductivity about one millionth that of seawater. Many electrolytic cells may also lack the requisite electrocatalysts. The efficiency of electrolysis is increased through the addition of an electrolyte (such as a salt, an acid or a base) and the use of electrocatalysts.

Currently the electrolytic process is rarely used in industrial applications since hydrogen can currently be produced more affordably from fossil fuels.