Utföra elektrolys på rostig såg

• Det borde rent principiellt fungera, kol kan dock vara ett dåligt material eftersom det tenderar att erodera vid syrgasbildning (det bildas lätt koldioxid när syret reagerar med kolatomerna). Det bästa valet är en ädelmetall som platina, oftast har man då en kärna av en billigare metall med en tunn yta av ädelmetallen. Rostfritt stål kan också vara ett alternativ om kol fungerar dåligt. I min forskning använder jag en titanelektrod som är belagd med platina och iridium av typen MMO, läs mer här: https://en.wikipedia.org/wiki/Mixed_metal_oxide_electrode
• Du borde snarare approximera p(O2) med 1 bar, eftersom syrgastrycket vid elektroden motsvarar ungefär 1 bar snarare än partialtrycket i atmosfären. Det finns ingen kvävgas i lösningen och gasen kan antas expandera tills den har motsvarande omgivningens tryck (ca 1 bar).
• Glöm inte att ta hänsyn till överpotentialseffekten när du beräknas cellspänning. Vid syrgasutveckling på en kolyta behöver man lägga till ungefär 0,5 V från det man får ut via Nernsts ekvation: https://en.wikipedia.org/wiki/Overpotential
• Strömstyrkan kan du inte ställa in, den beror på applicerad spänning och resistansen i kretsen. Resistansen styrs främst av elektrolytens koncentration och elektrodernas yta, dvs använd hög koncentration och stor yta om du vill  få en starkare ström och därmed snabbare process (processen kan dock bli mindre energieffektiv eftersom det friges mer värme, men det spelar ingen stor roll i labbet - se dock till att strömmen inte blir större än vad kablar och strömkälla klarar av).

Tack för ditt svar! Jag ska kolla in en annan elektrod!

Angående partialtrycket för syrgas så har du givetvis helt rätt. Omgivningen tillhör ju inte systemet. Men om vi approximerar $P(O_2) \approx 1 \;\mathrm{bar}$ så blir väl $\ln Q = 0$, dvs. $\varepsilon \approx \varepsilon^\ominus$ blir en ännu bättre approximation än innan?

Men hur ska man tänka kring elektrolyt? Jag utgick i mitt inlägg från att den önskade katodreaktionen skulle vara:

(i) FeO(OH) (s) + 3H⁺ (aq) +3e^- → Fe (s) + 2H₂O (l)

Jag tänkte här att det är anodreaktionen som bidrar med vätejoner, men i min föreslagna elektrolyt kanske just denna reaktionsväg inte hade ägt rum i så stor utsträckning eftersom både karbonatjonen och vätekarbonatjonen är starkare baser än vatten och "stjäl" vätejonerna innan de kan delta i katodreaktionen? 

Vid vidare efterforskningar läste jag att något i stil med detta också skulle kunna äga rum vid katoden:

(ii) 2FeO(OH) (s) + 2H₂O (l)+ 2e^- → 2Fe(OH)₂ (aq) + 2OH^- (aq)

Denna reaktion kräver ju inga vätejoner, så min uppställning med natriumkarbonat kanske hade funkat principiellt ändå? Denna rapport påstår att $\Delta_f G^\ominus \left(\mathrm{Fe(OH)_2  (aq)}\right) = -446\;\mathrm{kJmol^{-1}}$, så för (ii) har vi:

$\displaystyle \Delta G^\ominus = \sum_{i}n_i\Delta_f G^{\ominus}\left(\text{produkt }i\right)-\sum_{i}^{}k_i\Delta_f G^{\ominus}\left(\text{reaktant }i\right)$

$\displaystyle  = 2\left(-446\;\mathrm{kJ}\right)-\left(2\left(-237\;\mathrm{kJ}\right)+2\left(490\;\mathrm{kJ}\right)\right)=562\;\mathrm{kJ}$

För anodreaktionen H₂O → 0.5O₂ + 2H⁺ + 2e^- har vi:

$\displaystyle \Delta G^\ominus=237\;\mathrm{kJ}$

Så för den sammanlagda cellreaktionen har vi $\Delta G^\ominus = (237+ 562) \;\mathrm{kJ} = 799\;\mathrm{kJ}$

Detta ger:

$\displaystyle \varepsilon^\ominus=-\frac{799\;\mathrm{kJ}}{2\;\mathrm{mol}\cdot96485\;\mathrm{Cmol^{-1}}}\approx-4.1\;\mathrm{V}$

Om man lägger på tillräckligt hög spänning kanske detta alltså hade varit en rimlig cellreaktion, som omgår problemet att elektrolyten stjäl väte? Särskilt i början, då [Fe(OH)₂] ≈ 0, kanske man kan förvänta mig den här cellreaktionen till skillnad från ren vätgasutveckling (med betydligt lägre potential)?

Tillägg: 20 jun 2025 15:01

Alternativt att man väljer en annan elektrolyt, t.ex. natriumklorid. Då får jag fria vätejoner som kan migrera mellan elektroderna. Jag var som sagt lite rädd för klorgasutveckling men den kanske är obetydlig utomhus?

Du kan nog få flera reaktioner beroende på spänning, det man brukar utföra för att reda ut vilka reaktioner som sker är s.k. voltammetri, dvs man varierar spänningen och ser hur det påverkar strömmen. Om strömmen ökar kraftigt vid en viss spänning så tyder det på att man har passerat elektrodpotentialen för någon reaktion. Man kan skriva din ursprungliga reaktion med vatten som reaktant också, dvs istället för FeO(OH) + 3H⁺ + 3e^- --> Fe(s) + 2H₂O(l) kan man skriva FeO(OH) + H₂O(l) + 3e^- --> Fe(s) + 3OH^-(aq).

Jag tror inte att du behöver bry dig så mycket om det bildas klorgas utomhus där det är välventilerat, speciellt inte om det blåser. Jag ser dock inte någon tydlig anledning till varför du ska använda natriumklorid istället för natriumkarbonat, bägge fungerar och då är natriumkarbonat ett säkrare alternativ.

Jag ser dock inte någon tydlig anledning till varför du ska använda natriumklorid istället för natriumkarbonat, bägge fungerar och då är natriumkarbonat ett säkrare alternativ.

Anledning var att jag tänkte att vätejonerna som anodreaktionen bildar skulle förbrukas av karbonat- och vätekarbonatjonerna innan de hunnit migrera till katoden. Men din kommentar av ekvivalens mellan reaktionerna tyder ju på att det inte är något problem.

Men jag förstår inte riktigt hur reaktionerna kan vara ekvivalenta:

FeO(OH) + 3H⁺ + 3e^- → Fe(s) + 2H₂O(l)

FeO(OH) + H₂O(l) + 3e^- → Fe(s) + 3OH^-(aq)

I den ena reaktionen reagerar vätejoner direkt och i den andra reaktionen reagerar vatten istället. Det är väl inte samma reaktion? Å andra sidan gör ju båda reaktionerna lösning mer basisk... I den första försvinner 3H⁺, och i den andra bildas 3OH^-, så sett till pH är det ju rimligt att de är "ekvivalenta"...

jag har gjort något liknande på en gammal rostig detalj (tiltmotorns hölje) till min utombordare,

Utan att analysera kemin bakom så använde jag natriumkarbonat (målarsoda) som elektrolyt och ett armeringsjärn som ena polen och järndetaljen som var rostig i den andra polen.

Som spänningskälla använde jag en gammal batteriladdare, (de nya är alldeles för fiffiga så de fungerar inte) och reglerade strömmen genom att justera koncentrationen på elektrolyten.

Hela processen utfördes i en plasthink.

Dessvärre kommer jag inte ihåg vilken del som ska vara anod resp katod, det får nån som kan kemi svara på, tanken (och det fungerade faktiskt) var att rosten skulle försvinna från den rostiga motordelen och armeringsjärnet ska förbrukas. Det gick inte fort men efter några dagar var delen så pass förbättrad att jag kunde använda den.

Viktigt att göra rätt på anod och katod, annars blir delen som ska avrostas ännu sämre!

Det finns en uppsjö av artiklar på nätet om det här, mer eller mindre tillförlitliga, en gemensam synpunkt som alla verkar ha är att man ska ha låg strömstyrka och låta processen ta sin tid.

Tack för anekdoten!

Minns du vad du körde på för spänning?

12 V och 1-2 A

Okej, tack!

Kul att höra att uppställningen faktiskt fungerar i verkligheten. Nu gäller det bara att förstå kemin ordentligt så man kan förbereda sig så bra som möjligt och räkna lite preliminärt 😀

En följdfråga: hur gjorde du dig av med avfallet efteråt och vad fick du överhuvudtaget för avfall?

Avfallet, dvs elektrolyten, lämnades till åtrvinningen som farligt avfall. Armeringsjärnsbiten har jag kvar, kan komma till användning.

Ett litet tillägg:

Min tiltmotor blev ju knappast i skick som ny, men tillräckligt bra för att kunna användas ett tag till.

För mig var det viktigt att få den rostfri och ren i de porer som fanns i ytan, grov rost tog jag bort mekaniskt, för att kunna skyddsbehandla den så att inte ny korrosion ska uppstå,

Man ska alltså ha rimliga förväntningar.

Givetvis!

Tack för alla svar, Ture!

Jag är dock fortfarande lite förvirrad kring frågan i #5. Jag förstår inte riktigt vad ekvivalens innebär i detta fall, alltså varför man kan skriva om reaktionen med vatten som reaktant istället för vätejoner.

De är ekvivalenta pga vattens autoprotolys, att förbruka vätejoner i en vattenlösning är samma sak som att det bildas hydroxidjoner. 

Jag hänger ändå inte riktigt med.

Reaktionerna:

FeO(OH) + 3H⁺ + 3e^- → Fe(s) + 2H₂O(l)

FeO(OH) + H₂O(l) + 3e^- → Fe(s) + 3OH^-(aq)

Har väl inte ens samma reduktionspotential? De är ju inte "samma reaktion" i den bemärkelsen. Jag tror att jag missförstår vad det innebär att man kan "skriva om" reaktionen?

Om du förbrukar H⁺ kommer vattens autoprotolys se till att det bildas mer H⁺ och följaktligen även OH^-. Eftersom H⁺ ständigt försvinner blir nettoresultatet att vatten konsumeras via autoprotolysen medan OH^- blir kvar i lösningen. Om man har en sur lösning är det mer vettigt att anta att reaktionen sker direkt med H⁺, men i neutral eller basisk lösning är det rimligt att skriva reaktionerna med vatten som reaktant och OH^- som produkt istället. Räknemässigt spelar det ingen roll, du får samma resultat så det är mest vad som är stilistiskt snyggast…

Normalpotentialerna blir nog inte samma, men din faktiska potential framräknad med Nernsts ekvation bör bli det.

Det verkar som om vi "gömmer" en del av mekanismen bakom algebraisk formalism.

Tolkar jag dig rätt nedan?

Vi börjar med reaktionen:

$\displaystyle \mathrm{FeO(OH)(s)+3H^++3e^-\longrightarrow Fe(s)+2H_2O(l)}$

Eftersom protoner nu har förbrukats vid katoden kommer vattnets autoprotolys göra att det bildas hydroxidjoner och nya vätejoner:

$\displaystyle \mathrm{3H_2O(l)\longrightarrow 3H^+(aq)+3OH^-(aq)}$

Om vi lägger ihop dessa får vi en "nettoreaktion" vid katoden:

$\displaystyle \mathrm{FeO(OH)(s)+H_2O(l)+3e^-\longrightarrow Fe(s)+3OH^-(aq)}$

Vi har visserligen en annan "nettohalvcellsreaktion", men den kräver väl att det finns vätejoner att förbruka, dvs. vi har "gömt" förbrukningen av vätejoner i reaktionsformeln? Detta innebär väl inte att det faktiskt är vatten som förbrukas vid katoden i den "äkta" halvcellsreaktionen?

I princip kan ju vattnet direkt ge H+ till FeOOH, jag är inte säker om det sker direkt eller i två steg. Eftersom elektrodpotential är en tillståndsfunktion och bara beror av start- och sluttillstånden spelar det heller ingen roll rent matematiskt.

Du menar att det inte spelar någon roll för elektrodpotentialen om det först är så att vätejoner ges bort (t.ex. från det extremt lilla antalet fria oxoniumjoner) och det sedan bildas nya, eller om det är så att vattnet direkt ger bort vätejoner?

Nej precis

Okej, men om det är så att reaktionen förlöper i två steg, kan man förvänta sig att just den här reaktionen inte äger rum i så stor utsträckning? Eftersom det finns så få protoner tillgängliga i en natriumkarbonatlösning?

Ja det verkar rimligt!

Jag har tittat på en del elektrolyser av detta slag på nätet och det verkar ju som att det fungerar, men kanske inte huvudsakligen genom just den reaktionen.

Lösningen verkar i de flesta fall bli brun efter ett tag, så det tyder ju på att man kanske inte får så mycket fast järn i grundämnesform utan istället något salt som löses (någon järnhydroxid?). Man får ofta också något lite "geggaktigt" som flyter upp till ytan.

Låt säga att man skulle genomföra en sådan här elektrolys. Finns det något käckt sätt att ta reda på vad som sannolikt har ägt rum, alltså via vilka reaktioner elektrolysen har förlöpt?

Jag tror det kan bero på att reduktionen sker på själva metallytan under rostskiktet, när FeOOH på ytan försvinner släpper även det yttre rostskiktet och bildar en sörja med elektrolyten. Obs det är bara min egen tanke, så ta det inte för sanning. En annan idé är att det beror på anoden man använder, jag tror det är vanligt att man gör som @Ture beskrev och använder ett stycke järn som anod. Då är det lätt att man får oxidation av järn till järnjoner som anodreaktion istället, vilket snabbt reagerar med hydroxidjoner och syre/luft för att bilda rost. Om någon av dessa idéer stämmer borde man ganska lätt kunna ta reda på det experimentellt, t.ex. genom att väga anoden före och efter. Om den minskar i vikt betyder det att järnet oxiderar under elektrolysen. 

Att slammet flyter upp till ytan skulle kunna bero på gasbildningen. Om man har tillräckligt hög (för hög) spänning kommer man att spjälka vatten i syrgas och vätgas, dessa lär då fastna i slammet och få det att "flotera" upp till ytan. Använder man en järnanod med tillräckligt hög spänning kan man få både oxidation av järnet samt spjälkning av vatten under syrgasbildning på en och samma gång.

Hmm, jag förstår. Vi får se hur min elektrolys går då! :D

Men låt säga att avfallet blir några olika järnoxider och järnhydroxider + natriumkarbonat. Hade det varit OK att (1) låta lösningen avdunsta och sedan (2) slänga fällningen som vanligt, icke-toxiskt avfall? Förutsatt att man använder en inert anod. Olika järnhydroxider osv. finns ju till och med i naturen så det känns lite overkill att slänga det som farligt avfall.

(Eller till och med bara kasta ut det utomhus?)

Varken järn, järnhydroxider eller natriumkarbonat är särskilt miljöskadliga, men du kanske inte bör hälla ut slammet i avloppet eftersom det kan bli tilltäppt. Jag hade nog försökt dekantera/filtrera själva vätskan och spola ut den i avloppet medan slammet går att lufttorka och sedan sortera som restavfall (samma som t.ex. kattsand eller trasigt porslin).