Tokom elektrolize hlorovodonične kiseline. Elektroliza talina i otopina elektrolita. Studentski zadaci

ELEKTROLIZA

taline i rastvori elektrolita

Elektroliza je skup hemijskih reakcija koje se dešavaju tokom prolaska jednosmerna električna struja kroz elektrohemijski sistem koji se sastoji od dve elektrode i rastvora taline ili elektrolita.

Hemijska suština elektrolize leži u činjenici da se radi o redoks reakciji koja se javlja pod uticajem jednosmerne električne struje, a procesi oksidacije i redukcije su prostorno odvojeni.

Katoda – elektroda na kojoj se reduciraju kationi ili voda. Negativno je nabijen.

Anoda – elektroda na kojoj se oksidiraju anioni ili voda. Pozitivno je nabijen.

1. Elektroliza rastopljenih soli i baza.

Tokom elektrolize taline na katodi, katjoni metala se uvijek reduciraju.

K(-): Men+ + nē → Me0

Anodni proces je određen sastavom anjona:

a) Ako je anjon kiselina bez kisika (Cl-, Br-, I-, S2-), tada ovaj anjon prolazi kroz anodnu oksidaciju i nastaje jednostavna tvar:

A(+): 2Cl - - 2ē → Cl2 ili A(+): S2- - 2ē → S0

b) Ako anjon koji sadrži kisik (SO42-, SiO32-, HO-, itd.) podliježe anodnoj oksidaciji, tada nemetal formira oksid (bez promjene oksidacijskog stanja) i kisik se oslobađa.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A(+): 4RO43-- 12ē → 2R2O5 + 3O2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + O2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Primjer 1.1. Otopiti sol ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: ZnCl2 elektroliza Zn + Cl2

Primjer 1.2. Rastopiti alkalni NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Ukupna jednačina elektrolize dobija se dodavanjem desne i lijeve strane jednadžbe, pod uvjetom da su elektroni koji učestvuju u katodnom i anodnom procesu jednaki.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif" width="70" height="12">4 Na+ + 4 ē + 4 OH - - 4 ē elektroliza 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na+ + 4 OH - elektroliza 4 Na0 + O2 + 2H2O - jonska jednadžba

4NaOH elektroliza 4Na + 2H2O + O2 - molekularna jednadžba

Primjer 1.3. Otopiti sol Na2SO4

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – jonska jednačina elektrolize

2Na2SO4 elektroliza 4Nao + O2 + 2SO3 – molekularna jednačina

K A

Primjer 1.4. Otopiti sol AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Prije *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

4Ag+ + 4NO3- elektroliza 4Ag + 2N2O5 + 2O2

4AgNO3 elektroliza 4Ag + 2N2O5 +2O2

K A

Zadaci za samostalan rad . Sastaviti jednadžbe za elektrolizu talina sljedećih soli: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Elektroliza rastvora soli, hidroksida i kiselina.

Elektroliza vodenih otopina je komplicirana činjenicom da voda može sudjelovati u procesima oksidacije i redukcije.

Katodni procesi određena elektrohemijskom aktivnošću kationa soli. Što je metal dalje u naponskoj seriji, teže je reducirati njegove katode na katodi:

Li K Ca N / A Mg Al Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au

I grupaIIgrupaIIIgrupa

Za metalne katjone do i uključujući Al (grupa I), katodni proces je redukcija vodika iz vode:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Za metalne katjone nakon vodonika (grupa III), katodni proces je njihova redukcija u metal:

(-) K: Men+ + nē → Me0

Za katjone metala u nizu napona od Mn do H2 (grupa II) postoje paralelni kompetitivni procesi redukcije metalnih kationa i vodonika iz vode:

(-) K: Men+ + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO-

Koji od ovih procesa će prevladati zavisi od brojnih faktora: Me aktivnosti, pH rastvora, koncentracije soli, primenjenog napona i uslova elektrolize.

Anodni procesi određeno sastavom anjona soli:

A) Ako je anion kiselina bez kisika (Cl-, Br-, I-, S2-, itd.), tada se oksidira u jednostavne tvari (s izuzetkom F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

b) U prisustvu anjona koji sadrži kiseonik (SO42-, CO32-, itd. ili OH-), samo voda prolazi kroz anodnu oksidaciju:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Pogledajmo primjere kako bismo ilustrirali sve moguće opcije:

Primjer 2.1 . rastvor soli KCl

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - elektroliza H2 + 2OH - + Cl2 – jonska jednadžba elektrolize

2KCl + 2H2O elektroliza H2 + 2KOH + Cl2 – molekularna jednadžba elektrolize

K A

Primjer 2.2 . rastvor soli CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: CuCl2 elektroliza Cu + Cl2

Primjer 2.3. rastvor soli FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Gvožđe spada u metale II grupe, tako da će se na katodi odvijati dva paralelna procesa:

1. proces:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - ionska jednadžba procesa

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - molekularna jednačina procesa

2. proces:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - ionska jednadžba procesa

2H2O + FeCl2 elektroliza H2+ Fe(OH)2 + Cl2 - molekularna jednadžba.

dakle, u katodnom prostoru Fe, H2 i Fe(OH)2 će se formirati u različitim proporcijama u zavisnosti od uslova elektrolize.

Primjer 2.4 . rastvor soli Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

å: 6H2O elektroliza 2H2 + 4OH - + O2 + 4H+

å: 6H2O + 2Na2SO4 elektroliza 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

u katodnom prostoru u anodnom prostoru

Kada se električna struja isključi i sadržaj katodnog i anodnog prostora pomiješa, konačni rezultat elektrolize može se predstaviti sljedećim dijagramom:

2H2O el-z 2H2 + O2,

jer će alkalija reagovati sa kiselinom da bi se formiralo 2 mola soli i 4 mola vode.

Primjer 2.5 . Elektroliza rastvora CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

å: 2Cu2+ + 2H2O elektroliza 2Cuo + O2 + 4H+

å: CuSO4 + 2H2O elektroliza 2Cuo + O2 + 2H2SO4

Primjer 2.6. Elektroliza rastvora FeSO4

Budući da željezo pripada grupi II metala, na katodi će se paralelno odvijati dva kompetitivna procesa (vidi primjer 2.3), a voda će oksidirati na anodi (vidi primjer 2.4):

1. proces:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fe2+ + 2N2O el-z 2 Fe + O2 + 4H+ - ionska jednadžba procesa

2FeSO4 + 2H2O el-z 2 Fe + O2 + 2H2SO4– molekularna jednačina

2. proces:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

6H2O elektroliza 2H2+ 4OH - + O2 + 4H+

6H2O + 2FeSO4elektroliza 2H2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4 - molekularni

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">I samo ako se procesi katodne redukcije metalnih i vodikovih kationa iz vode odvijaju u jednakim omjerima , možemo napisati ukupnu konačnu jednačinu reakcije:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - samo 4 elektrona

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Fe2+ + 2H2O + 2H2O → Fe + H2+ 2HO - + O2 + 4H+

2FeSO4 + 4H2O el-z Fe + H2+ Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4

katodna anoda

Nakon isključivanja struje i miješanja rješenja, konačna jednačina će biti sljedeća:

· Napraviti jednadžbe za elektrolizu otopina K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Riješite problem. Za analizu sadržaja nečistoća NaCl u tehničkom NaOH, 40 g lijeka je otopljeno u vodi i podvrgnuto elektrolizi do potpune oksidacije jona klora. U ovom slučaju na anodi je ispušteno 601 ml Cl2 na temperaturi od 200C i normalnom pritisku. Izračunajte maseni udio nečistoće NaCl u NaOH.

3. Elektroliza c rastvorljiva s m anoda

Iznad su razmotreni primjeri elektrolize vodenih otopina soli s inertnom anodom, odnosno onom koja ne učestvuje kemijski u anodnom procesu. Takve elektrode su izrađene od neaktivnih plemenitih metala, na primjer, koriste se Pt, Ir ili ugljične elektrode. Ako se koriste rastvorljive anode, na primjer, Cu-anoda, Zn-anoda, tada se anodni proces značajno mijenja, jer je sama anoda oksidirana. Na anodi se od 2 kompetitivna procesa javlja proces sa manjim potencijalom: za oksidaciju bakra E0 = - 0,34 V, za oksidaciju cinka E0 = - 0,76 V i za oksidaciju Cl anjona E0 = + 1,36 V.

Primjer 3.1. Elektroliza vodenog rastvora CuCl2 soli sa rastvorljivom anodom:

Katoda (-): Cu anoda (+):

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cu0 - 2ē → Cu2+

Tako dolazi do svojevrsnog rafiniranja bakrene anode: ona se otapa, nečistoće ostaju u anodnom prostoru, a čisti bakar se taloži na katodi. U tom slučaju, anion klora se ne oksidira, već se akumulira u anodnom prostoru.

Primjer 3.2. Elektroliza vodenog rastvora KCl soli sa Cu anodom:

Cu anoda (+): Cu0 - 2ē → Cu2+

Na katodi se vodonik u početku počinje reducirati iz vode, ali pojava Cu2+ u otopini čini dvije reakcije katodne redukcije konkurentnim:

K(-): 2H2O + 2ē → H2+ 2NO - E0 = - 0,828 V

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Kao rezultat, pretežno teče onaj koji se odlikuje većim potencijalom, odnosno redukcija Cu2+ u Cu0.

Tako će se u ovom slučaju Cu anoda rastvoriti: Cu0 - 2ē → Cu2+, a na katodi će se redukovati formirani katjoni bakra: Cu2+ + 2ē → Cu0. KCl so je potrebna samo za povećanje električne provodljivosti rastvora i ne učestvuje direktno u redoks procesima.

Zadatak za samostalan rad. Razmotrimo elektrolizu CuSO4 sa Cu anodom, Na2SO4 sa Cu anodom.

Elektroliza je skup procesa koji se odvijaju u otopini ili topljenju elektrolita kada se kroz njega propušta električna struja. Elektroliza je jedna od najvažnijih oblasti u elektrohemiji.

Elektroliza se javlja samo u medijima koji provode električnu struju. Vodeni rastvori baza i soli takođe imaju sposobnost da provode struju. Bezvodne kiseline su vrlo loši provodnici, ali vodeni rastvori kiselina dobro provode struju. Rastvori kiselina, baza i soli u drugim tečnostima u većini slučajeva ne provode struju, kao što ne provode struju ni vodeni rastvori šećera, alkohola, glicerina i drugih rastvora sa normalnim osmotskim pritiskom.

Električna struja koja prolazi kroz otopine izaziva kemijske promjene u njima, koje se izražavaju u tome što se iz otopina oslobađaju produkti raspadanja otopljene tvari ili rastvarača. Supstance čiji rastvori provode električnu struju nazivaju se elektroliti. Elektroliti su kiseline, baze i soli.

Hemijski proces koji se događa kada struja prolazi kroz otopinu elektrolita naziva se elektroliza. Proučavanjem produkata koji se oslobađaju na elektrodi pri elektrolizi kiselina, baza i soli, otkrili smo da se na katodama uvijek oslobađaju metali i vodonik, a na anodi kiseli ostaci ili hidroksilne grupe, koje se zatim dalje mijenjaju. Dakle, primarni produkti elektrolize su isti dijelovi kiselina, baza i soli koji se ne mijenjaju u reakcijama izmjene i prelaze iz jedne tvari u drugu.

Primjer elektrolize je elektroliza taline magnezijum hlorida. Kada struja prođe kroz talog MgCl2, kationi magnezija se pod utjecajem električnog polja kreću do negativne elektrode. Ovdje, u interakciji s elektronima koji dolaze kroz vanjsko kolo, oni se smanjuju.

Anioni klora kreću se do pozitivne elektrode i, odustajući od viška elektrona, oksidiraju. U ovom slučaju, primarni proces je sama elektrohemijska faza - oksidacija jona hlora:

a sekundarno je vezivanje nastalih atoma hlora u molekule:

Sabiranjem jednadžbi procesa koji se odvijaju na elektrodama, dobijamo ukupnu jednačinu redoks reakcije koja se javlja tokom elektrolize taline MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Ova reakcija se ne može dogoditi spontano; energija potrebna za njegovu implementaciju dolazi iz eksternog izvora struje.

Kao i kod hemijskog izvora električne energije, elektroda na kojoj dolazi do redukcije naziva se katoda; elektroda na kojoj dolazi do oksidacije naziva se anoda. Ali tokom elektrolize, katoda je naelektrisana negativno, a anoda pozitivno, tj. Raspodjela znakova naelektrisanja elektroda je suprotna onoj koja se javlja tokom rada galvanske ćelije. Prilikom elektrolize kemijska reakcija se odvija zbog energije električne struje koja se dovodi izvana, dok se tokom rada galvanske ćelije energija spontane kemijske reakcije koja se u njoj odvija pretvara u električnu energiju.

Kada se razmatra elektroliza otopina, ne smije se izgubiti iz vida da se u bilo kojoj vodenoj otopini osim elektrolitskih jona nalaze i joni koji su također produkti disocijacije vode - H+ i OH-. U elektrolitičkom polju ioni vodonika kreću se do katode, a hidroksilni ioni se kreću ka anodi. Tako se na katodi mogu isprazniti i katjoni elektrolita i vodonik. Slično, na anodi se mogu isprazniti i anioni elektrolita i hidroksilni ioni. Osim toga, molekuli vode također mogu biti podvrgnuti elektrohemijskoj oksidaciji ili redukciji.

Kakvi će se elektrohemijski procesi odvijati na elektrodama tokom elektrolize prvenstveno će zavisiti od odnosa elektrodnih potencijala odgovarajućih elektrohemijskih sistema. To znači da će se oksidirani oblici elektrohemijskih sistema reducirati na katodi. Od nekoliko mogućih procesa nastavit će se onaj čija implementacija uključuje minimalnu potrošnju energije. To znači da će oksidirani oblici elektrohemijskih sistema sa najvećim elektrodnim potencijalom biti redukovani na katodi, a redukovani oblici sistema sa najnižim elektrodnim potencijalom će biti oksidovani na anodi. Materijal elektrode ima inhibitorni efekat na nastanak nekih elektrohemijskih procesa.

c=-0,059*7=-0,41 V.

Iz ovoga je jasno da ako je elektrolit formiran od metala čiji je elektrodni potencijal znatno pozitivniji od -0,41 V, tada će se metal osloboditi iz neutralne otopine na katodi. Takvi metali se nalaze u naponskom opsegu blizu vodonika (počevši otprilike od kalaja) i nakon njega. Naprotiv, u slučaju elektrolita, čiji metal ima potencijal znatno negativniji od -0,41 V, metal se neće reducirati, već će se osloboditi vodonik. Ovi metali uključuju metale na početku raspona naprezanja—približno do titana. Konačno, ako je potencijal metala blizu -0,41 V (metali u srednjem dijelu niza su Zn, Cr, Fe, Ni), tada u zavisnosti od koncentracije otopine i uslova elektrolize dolazi do smanjenja mogući su metal i evolucija vodonika; Često se opaža koemisija metala i vodonika.

Elektrohemijska evolucija vodika iz kiselih otopina nastaje zbog pražnjenja vodikovih jona. U slučaju neutralnog ili alkalnog medija, to je rezultat elektrohemijske redukcije vode:

2H2O + 2e- =H2 + 2OH-.

Dakle, priroda katodnog procesa tokom elektrolize vodenih rastvora određena je prvenstveno položajem odgovarajućeg metala u naponskom nizu. U nekim slučajevima, pH rastvora, koncentracija metalnih jona i drugi uslovi elektrolize su od velike važnosti.

Kada se razmatraju anodni procesi, treba imati na umu da materijal anode može biti oksidiran tokom elektrolize. U tom smislu, pravi se razlika između elektrolize s inertnom anodom i elektrolize s aktivnom anodom. Inertna anoda je ona čiji materijal ne podliježe oksidaciji tokom elektrolize. Aktivna anoda je ona čiji materijal može biti oksidiran tokom elektrolize. Grafit, ugalj i platina se često koriste kao materijali za inertne anode.

Na inertnoj anodi, tijekom elektrolize vodenih otopina alkalija, kiselina koje sadrže kisik i njihovih soli, kao i fluorovodonične kiseline i fluorida, dolazi do elektrohemijske oksidacije vode uz oslobađanje kisika. Ovisno o pH otopine, ovaj proces se odvija različito i može se zapisati različitim jednadžbama. U alkalnom okruženju, jednačina izgleda ovako:

4OH- =O2 + 2H2O + 4e-,

i u kiselom ili neutralnom:

2H2O =O2 + 4H+ + 4e-

U razmatranim slučajevima, elektrohemijska oksidacija vode je energetski najpovoljniji proces. Anioni koji sadrže kisik ili nisu u stanju oksidirati, ili se njihova oksidacija događa pri vrlo visokim potencijalima. Na primjer, standardni oksidacijski potencijal jona SO42-2SO22- =S2O82- + 2e-

jednak je 2,010 V, što znatno premašuje standardni oksidacioni potencijal vode (1,228 V). Standardni oksidacioni potencijal F-iona je još veći (2,87 V).

Prilikom elektrolize vodenih rastvora kiselina bez kiseonika i njihovih soli (osim HF i fluorida), anjoni se ispuštaju na anodi. Konkretno, tokom elektrolize rastvora HI, HBr, HCl i njihovih soli, odgovarajući halogen se oslobađa na anodi. Imajte na umu da oslobađanje hlora tokom elektrolize HCl i njegovih soli protivreči relativnom položaju sistema

2Cl- =2Cl + 2e- (ts=1,359 V),

i 2H2O =O2 + 4H+ + 4e- (c = 1,228 V)

u opsegu standardnih elektrodnih potencijala. Ova anomalija je povezana sa značajnim prenaponom drugog od ova dva elektrodna procesa - materijal anode ima inhibitorni učinak na proces oslobađanja kisika.

U slučaju aktivne anode, broj konkurentskih oksidacionih procesa se povećava na tri: elektrohemijska oksidacija vode sa oslobađanjem kiseonika, pražnjenje anjona (tj. njegova oksidacija) i elektrohemijska oksidacija metala anode (tzv. anodno otapanje). metala). Od ovih mogućih procesa nastaviće se onaj koji je energetski najpovoljniji. Ako se metal anode nalazi u nizu standardnih potencijala ranije od oba druga elektrohemijska sistema, tada će se uočiti anodno rastvaranje metala. U suprotnom će se osloboditi kisik ili će se anion isprazniti.

Razmotrimo tipičan slučaj elektrolize vodenih otopina.

Elektroliza rastvora CuCl2 sa inertnom anodom. Bakar se nalazi iza vodonika u naponskom nizu; stoga će ioni Cu2+ biti ispražnjeni na katodi i metalni bakar će se osloboditi. Hloridni joni će se isprazniti na anodi.

Šema elektrolize rastvora bakar (II) hlorida:

Katodna anoda

Cu2+ + 2e- =Cu 2Cl- =2Cl + 2e-

Faktori od kojih zavisi elektroliza

Efikasnost elektrolize se ocjenjuje nizom faktora, koji uključuju: jačinu struje, napon, gustinu struje, efikasnost izvora struje, izlaznu struju, izlaz supstance, električnu efikasnost (energetski izlaz), potrošnju električne energije po jedinici dobijenog proizvoda.

Jačina struje ili opterećenje elektrolizera karakterizira njegove performanse. Što je struja veća koja prolazi kroz elektrolizator, to se više proizvoda može dobiti pri radu ovog elektrolizera. Postoji trend stvaranja moćnih elektrolizera, dizajniranih u nekim slučajevima za desetine i stotine hiljada Ampera (proizvodnja hlora, aluminijuma, itd.) Napon na elektrolizeru sastoji se od nekoliko komponenti:

U=ea-ek + ?ea + ?ek + jegulja.-ediafr.+ ekont.

gdje je: U ukupan napon na ćeliji; ea i ek su ravnotežni potencijali anodne i katodne reakcije; jegulja. i ediaph - pad napona u elektrolitu i u dijafragmi; - pad napona na kontaktima. Zbir ea-ek naziva se napon razlaganja. Ova vrijednost odgovara potrošnji električne energije za elektrolizu, koja ide direktno na promjenu unutrašnje energije tvari.

Prilikom elektrolize nastoje da smanje napon na ćeliji zbog veličine polarizacije i omskog stanja naponske ravnoteže, odnosno termina zbog ireverzibilnosti procesa. Napon razgradnje određen je prirodom reaktanta i stoga se ne može mijenjati. Vrijednosti ?ek i ?ea mogu se mijenjati ovisno o prirodi elektrokemijske reakcije koja se odvija na elektrodi miješanjem, povećanjem temperature elektrolita, promjenom stanja površine elektrode i nizom drugih faktori.

Pad napona u elektrolitu, izražen jednadžbom

gdje je c specifični otpor elektrolita, Ohm cm, l je udaljenost između elektroda, cm (bez uzimanja u obzir dijafragme), S je površina poprečnog presjeka elektrolita kroz koju prolazi električna struja cm2, može se smanjiti, kako slijedi iz gornjeg izraza, približavanjem elektroda, unošenjem više elektronegativnih aditiva u otopinu, a također i povećanjem temperature.

Ako je elektroliza praćena stvaranjem plinova, tada gornji izraz ne odgovara uvijek točno padu napona u elektrolitu. To se objašnjava činjenicom da mjehurići plina koji se oslobađaju na elektrodama smanjuju aktivni poprečni presjek elektrolita S i produžavaju strujni put od jedne elektrode do druge. Ova pojava se naziva punjenje gasom, što se može definisati kao odnos zapremine koju trenutno zauzima vazdušni mehur i ukupne zapremine elektrolitičke ćelije. Učinak punjenja plinom na električnu provodljivost elektrolita može se uzeti u obzir korištenjem sljedećeg izraza:

s/s0=1-1,78ts+ts2,

gdje su c i c0 specifični otpori čvrstog i plinovitog elektrolita, respektivno, a c je punjenje plinom.

Vrijednost μ se može smanjiti povećanjem temperature, kao i posebnim rasporedom elektroda koje osiguravaju slobodno uklanjanje plinova iz ćelije.

Faktor iskorištenja napona je omjer napona raspadanja i ukupnog napona na kadi:

znpr=(ea-ek)/U

Gustoća struje je omjer sile koja prolazi kroz elektrolit i veličine površine elektrode; mjereno u A/cm2 (dm2 ili m2). U industriji rade sa različitim gustinama struje - od nekoliko stotina A/cm2 (galvanizacija, hidroelektrometalurgija, proizvodnja hlora) do nekoliko hiljada A/cm2 (elektroliza taline, elektrosinteza itd.)

Vrijednost gustine struje karakterizira količinu proizvoda dobivenu iz jedinice površine elektrode, tj. produktivnost elektrolizera. Stoga, ako povećanje gustoće struje ne uzrokuje smanjenje prinosa proizvoda elektrolize, oni nastoje provesti proces s najvećim mogućim gustoćama struje. Međutim, pri odabiru optimalnih vrijednosti gustoće struje, u nekim slučajevima potrebno je uzeti u obzir povećanje cijene proizvoda zbog povećane potrošnje energije za elektrolizu zbog povećanja napona s povećanjem gustoće struje. Tokom elektrolize, struja koja prolazi kroz elektrolit može se potrošiti na nekoliko paralelnih elektrohemijskih reakcija. Na primjer, tokom elektrolize vodenih otopina, reakcije elektrohemijske oksidacije ili redukcije su praćene razgradnjom vode na O2 i H2, koji se oslobađaju na anodi, odnosno katodi. Prilikom elektrolize taline kriolit-aluminijum, struja se pod određenim uslovima može potrošiti ne samo na oslobađanje aluminijuma, već i na formiranje metalnog natrijuma na katodi.

Posljedično, struja koja prolazi kroz elektrolit raspoređuje se između nekoliko procesa koji se odvijaju istovremeno na datoj elektrodi:

I=i1+i2+i3+…+i n

gdje je: I struja koja teče kroz elektrolizator; i1 i i2 su struja koja se troši po jedinici za prvu i drugu elektrolitičku reakciju.

Kako bi se uzela u obzir efikasnost korištenja količine električne energije koja prolazi kroz elektrolizator za formiranje određenog proizvoda, uvodi se koncept strujne efikasnosti.

Strujni izlaz - odnos količine teoretski potrebnog za dobijanje

ove ili one količine električne energije na praktično utrošenu količinu električne energije. Da bi se smanjili troškovi energije za bočne elektrohemijske reakcije i povećala struja, nastoje da sprovedu elektrolizu pod uslovima u kojima je razgradnja rastvarača otežana, tj. polarizacija je visoka tokom oksidacije ili redukcije rastvarača (na primjer, prenapon kisika ili vodonika). To se postiže povećanjem gustoće struje, promjenom temperature elektrolita, odabirom materijala elektrolita itd.

Prinos tvari je omjer količine proizvoda dobivenog kao rezultat elektrokemijskih reakcija prema količini koja bi trebala nastati teoretski, na osnovu datog opterećenja početnog proizvoda. Efikasnost korištenja električne energije (energetski prinos) je omjer količine električne energije koja je teoretski potrebna da bi se dobila jedinica supstance i praktično potrošene količine. Teoretski potrebna količina električne energije je količina koja bi bila neophodna da bi se dobila jedinična količina supstance ako bi se proces odvijao sa 100% izlazne struje i pri naponu jednakom naponu razlaganja. Stoga se energetski prinos može odrediti formulom:

ze=Wp/N=struja * znpr

Efikasnost struje i supstance, kao i efikasnost korišćenja električne energije, obično se mere u procentima. Potrošnja električne energije se obično odnosi na jedinicu količine proizvedenog proizvoda i mjeri se u Wh/kg ili kWh/t. Za izračunavanje istosmjerne potrošnje električne energije po 1 toni proizvoda proizvedenog elektrolizom, možete koristiti sljedeću formulu:

W=1*106*U/k struja *1000

gdje je: W - potrošnja DC električne energije kWh/t; U je napon na elektrolizeru, V; k elektrohemijski ekvivalent, gram/a*r; struja - strujni izlaz, udjeli jedinice; 1000 je koeficijent za pretvaranje Wh u kWh.

Potrošnja AC električne energije po jedinici proizvedenog proizvoda može se odrediti dijeljenjem istosmjerne potrošnje električne energije istom količinom koeficijenta za formiranje naizmjenične struje u jednosmjernu.

Postoje strogi kvantitativni odnosi između vremena prolaska električne struje kroz otopinu ili rastop elektrolita (količina električne energije) i količine stvorene i potrošene tvari.

Primjena elektrolize

Elektroliza se široko koristi u raznim industrijama. U hemijskoj industriji, elektrolizom se proizvode važni proizvodi kao što su hlor i alkalije, hlorati i perhlorati, persulfurna kiselina i persulfati, kalijum permanganat, organska jedinjenja, hemijski čisti vodonik, kiseonik, fluor i niz drugih vrednih proizvoda.

U obojenoj metalurgiji, elektroliza se koristi za rafiniranje metala i za vađenje metala iz ruda. Metali koji se zbog visokog negativnog potencijala ne mogu izolovati iz vodenih rastvora dobijaju se u obojenoj metalurgiji elektrolizom rastopljenih medija, a to su soli ovih metala koje sadrže aditive različitih jedinjenja uvedene da snize temperaturu taljenja taline, povećaju električnu energiju. provodljivost itd. Metali dobijeni elektrolizom rastopljenih medija uključuju aluminijum, magnezijum, cirkonijum, titan, uranijum, berilijum i niz drugih metala.

Elektroliza se koristi u mnogim granama mašinstva, radiotehnike, elektronike i štamparske industrije za nanošenje tankih metalnih premaza na površinu proizvoda kako bi ih zaštitili od korozije, dali im dekorativni izgled, povećali otpornost na habanje, otpornost na toplotu i proizveli metalne kopije.

Unatoč velikom broju elektrolita, elektroda i elektrolizera, postoje uobičajeni problemi u tehničkoj elektrolizi. To uključuje prijenos naelektrisanja, topline, mase i raspodjelu električnih polja. Da biste ubrzali proces prijenosa, preporučljivo je povećati brzinu svih tokova i koristiti prisilnu konvekciju. Elektrodni procesi se mogu kontrolisati mjerenjem graničnih struja.

Elektroliza, kao što je očigledno, može poslužiti kao metoda upravljanja samo u elektrolitskim (strujnim) sistemima, čiji relativni broj nije tako velik.

Šta je elektroliza? Da bismo jednostavnije razumjeli odgovor na ovo pitanje, zamislimo bilo koji DC izvor. Za svaki izvor istosmjerne struje uvijek možete pronaći pozitivan i negativan pol:

Spojimo na njega dvije kemijski otporne električno vodljive ploče koje ćemo nazvati elektrodama. Ploču spojenu na pozitivni pol nazvat ćemo anodom, a na negativni pol katodom:

Natrijum hlorid je elektrolit; kada se topi, disocira na natrijum katione i hloridne ione:

NaCl = Na + + Cl −

Očigledno je da će negativno nabijeni anioni klora ići na pozitivno nabijenu elektrodu - anodu, a pozitivno nabijeni Na + kationi ići će na negativno nabijenu elektrodu - katodu. Kao rezultat toga, i Na + kationi i Cl − anioni će se isprazniti, odnosno postaće neutralni atomi. Pražnjenje nastaje akvizicijom elektrona u slučaju Na + jona i gubitkom elektrona u slučaju Cl − jona. To jest, proces se odvija na katodi:

Na + + 1e − = Na 0 ,

I na anodi:

Cl − − 1e − = Cl

Budući da svaki atom hlora ima nespareni elektron, njihovo pojedinačno postojanje je nepovoljno i atomi hlora se kombinuju u molekulu od dva atoma hlora:

Sl∙ + ∙Cl = Cl 2

Dakle, ukupno, proces koji se odvija na anodi je ispravnije zapisan na sljedeći način:

2Cl − − 2e − = Cl 2

Odnosno, imamo:

Katoda: Na + + 1e − = Na 0

Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Da sumiramo elektronski bilans:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Dodajmo lijevu i desnu stranu obje jednačine polureakcije, dobijamo:

2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2

Smanjimo dva elektrona na isti način kao što se radi u algebri i dobićemo ionsku jednačinu elektrolize:

2NaCl (tečnost) => 2Na + Cl 2

Gore razmotren slučaj je sa teorijske tačke gledišta najjednostavniji, jer su u talini natrijevog klorida među pozitivno nabijenim ionima bili samo joni natrija, a među negativnim samo anioni klora.

Drugim riječima, ni Na + katjoni ni Cl − anioni nisu imali „konkurente“ za katodu i anodu.

Šta će se dogoditi, na primjer, ako se umjesto rastopljenog natrijum hlorida kroz njegov vodeni rastvor prođe struja? U ovom slučaju se također opaža disocijacija natrijum hlorida, ali stvaranje metalnog natrijuma u vodenom rastvoru postaje nemoguće. Uostalom, znamo da je natrijum, predstavnik alkalnih metala, izuzetno aktivan metal koji vrlo burno reaguje sa vodom. Ako se natrijum ne može redukovati pod takvim uslovima, šta će se onda redukovati na katodi?

Prisjetimo se strukture molekula vode. To je dipol, odnosno ima negativne i pozitivne pol:

Zahvaljujući ovom svojstvu, može se "zalijepiti" i za površinu katode i za površinu anode:

U ovom slučaju mogu se pojaviti sljedeći procesi:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Dakle, ispada da ako razmotrimo otopinu bilo kojeg elektrolita, vidjet ćemo da se kationi i anioni koji nastaju tijekom disocijacije elektrolita natječu s molekulama vode za redukciju na katodi i oksidaciju na anodi.

Dakle, koji će se procesi dogoditi na katodi i anodi? Pražnjenje jona nastalih tokom disocijacije elektrolita ili oksidacije/redukcije molekula vode? Ili će se možda svi ovi procesi odvijati istovremeno?

U zavisnosti od vrste elektrolita, moguće su različite situacije tokom elektrolize njegovog vodenog rastvora. Na primjer, kationi alkalnih, zemnoalkalnih metala, aluminija i magnezija jednostavno se ne mogu reducirati u vodenoj sredini, jer bi njihova redukcija morala proizvesti alkalne, zemnoalkalne metale, aluminij ili magnezij, odnosno, tj. metali koji reaguju sa vodom.

U ovom slučaju moguća je samo redukcija molekula vode na katodi.

Možete zapamtiti koji će se proces odvijati na katodi tokom elektrolize otopine bilo kojeg elektrolita slijedeći sljedeće principe:

1) Ako se elektrolit sastoji od metalnog kationa, koji u slobodnom stanju pod normalnim uslovima reaguje sa vodom, na katodi se odvija proces:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Ovo se odnosi na metale koji se nalaze na početku serije aktivnosti Al, uključujući.

2) Ako se elektrolit sastoji od katjona metala, koji u svom slobodnom obliku ne reagira s vodom, ali reagira s neoksidirajućim kiselinama, istovremeno se odvijaju dva procesa, i redukcija metalnih kationa i molekula vode:

Me n+ + ne = Me 0

Ovi metali uključuju metale koji se nalaze između Al i H u nizu aktivnosti.

3) Ako se elektrolit sastoji od vodikovih kationa (kiseline) ili metalnih kationa koji ne reagiraju s neoksidirajućim kiselinama, reduciraju se samo kationi elektrolita:

2N + + 2e − = N 2 – u slučaju kiseline

Me n + + ne = Me 0 – u slučaju soli

Na anodi je u međuvremenu situacija sljedeća:

1) Ako elektrolit sadrži anjone kiselih ostataka bez kisika (osim F −), tada se proces njihove oksidacije odvija na anodi, molekuli vode se ne oksidiraju. Na primjer:

2Sl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Ioni fluorida se ne oksidiraju na anodi jer fluor ne može nastati u vodenoj otopini (reagira s vodom)

2) Ako elektrolit sadrži hidroksidne jone (alkalije), oni se oksidiraju umjesto molekula vode:

4OH − − 4e − = 2H 2 O + O 2

3) Ako elektrolit sadrži kiselinski ostatak koji sadrži kisik (osim ostataka organske kiseline) ili fluorid ion (F −), na anodi dolazi do procesa oksidacije molekula vode:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

4) U slučaju kiselog ostatka karboksilne kiseline na anodi, dolazi do procesa:

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2

Vježbajmo pisanje jednadžbi elektrolize za različite situacije:

Primjer br. 1

Napišite jednačine za procese koji se dešavaju na katodi i anodi tokom elektrolize taline cink hlorida, kao i opštu jednačinu za elektrolizu.

Rješenje

Kada se cink hlorid topi, disocira:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl −

Zatim treba obratiti pažnju na činjenicu da se elektrolizu podvrgava talina cink klorida, a ne vodena otopina. Drugim riječima, bez opcija može doći samo do redukcije kationa cinka na katodi, a do oksidacije hloridnih jona na anodi jer nema molekula vode:

Katoda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Primjer br. 2

Napišite jednačine za procese koji se dešavaju na katodi i anodi tokom elektrolize vodenog rastvora cink hlorida, kao i opštu jednačinu za elektrolizu.

Budući da se u ovom slučaju vodena otopina podvrgava elektrolizi, teoretski, molekule vode mogu sudjelovati u elektrolizi. Pošto se cink nalazi u nizu aktivnosti između Al i H, to znači da će se na katodi dogoditi i redukcija kationa cinka i molekula vode.

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Kloridni ion je kiseli ostatak kiseline HCl bez kisika, stoga, u nadmetanju za oksidaciju na anodi, kloridni ioni "pobjeđuju" nad molekulima vode:

2Cl − − 2e − = Cl 2

U ovom konkretnom slučaju nemoguće je zapisati ukupnu jednačinu elektrolize, jer je odnos između vodonika i cinka koji se oslobađa na katodi nepoznat.

Primjer br. 3

Napišite jednačine za procese koji se dešavaju na katodi i anodi tokom elektrolize vodenog rastvora bakar nitrata, kao i opštu jednačinu za elektrolizu.

Bakar nitrat u rastvoru je u disociranom stanju:

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −

Bakar je u nizu aktivnosti desno od vodonika, odnosno kationi bakra će se reducirati na katodi:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Nitratni jon NO 3 - je kiseli ostatak koji sadrži kiseonik, što znači da oksidacijom na anodi, nitratni joni „gube“ u konkurenciji sa molekulima vode:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

ovako:

Katoda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +

Rezultirajuća jednačina je ionska jednačina elektrolize. Da biste dobili potpunu molekularnu jednadžbu elektrolize, trebate dodati 4 nitratna jona na lijevu i desnu stranu rezultirajuće ionske jednadžbe kao protujone. Tada dobijamo:

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3

Primjer br. 4

Napišite jednačine za procese koji se dešavaju na katodi i anodi tokom elektrolize vodenog rastvora kalijum acetata, kao i opštu jednačinu za elektrolizu.

Rješenje:

Kalijum acetat u vodenoj otopini disocira na kalijeve katione i acetat ione:

CH 3 COOK = CH 3 COO − + K +

Kalijum je alkalni metal, tj. nalazi se u elektrohemijskom naponskom nizu na samom početku. To znači da njegovi katjoni nisu u stanju da se isprazne na katodi. Umjesto toga, molekuli vode će se obnoviti:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Kao što je već spomenuto, kiseli ostaci karboksilnih kiselina "pobjeđuju" u nadmetanju za oksidaciju s molekulima vode na anodi:

2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Dakle, zbrajanjem elektronske ravnoteže i sabiranjem dvije jednadžbe polureakcija na katodi i anodi, dobijamo:

Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1

Anoda: 2CH 3 COO − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 |∙1

2H 2 O + 2CH 3 COO − = 2OH − + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Dobili smo kompletnu jednačinu elektrolize u ionskom obliku. Dodavanjem dva kalijeva jona na lijevu i desnu stranu jednačine i dodavanjem protuiona, dobivamo kompletnu jednadžbu elektrolize u molekularnom obliku:

2H 2 O + 2CH 3 KUVANJE = 2KOH + H 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Primjer br. 5

Napišite jednadžbe za procese koji se odvijaju na katodi i anodi tokom elektrolize vodenog rastvora sumporne kiseline, kao i opštu jednačinu za elektrolizu.

Sumporna kiselina disocira na vodikove katjone i sulfatne ione:

H 2 SO 4 = 2H + + SO 4 2-

Na katodi će doći do redukcije vodikovih katjona H+, a na anodi do oksidacije molekula vode, jer su sulfatni ioni kiseli ostaci koji sadrže kisik:

Katoda: 2N + + 2e − = H 2 |∙2

Anoda: 2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H + |∙1

4H + + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + 4H +

Reduciranjem vodikovih jona na lijevoj i desnoj i lijevoj strani jednadžbe dobijamo jednačinu za elektrolizu vodene otopine sumporne kiseline:

2H 2 O = 2H 2 + O 2

Kao što vidite, elektroliza vodene otopine sumporne kiseline svodi se na elektrolizu vode.

Primjer br. 6

Napišite jednačine za procese koji se dešavaju na katodi i anodi tokom elektrolize vodenog rastvora natrijum hidroksida, kao i opštu jednačinu za elektrolizu.

Disocijacija natrijum hidroksida:

NaOH = Na + + OH −

Na katodi će se reducirati samo molekule vode, jer je natrijum visoko aktivan metal; na anodi samo hidroksidni ioni:

Katoda: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2

Anoda: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1

4H 2 O + 4OH − = 4OH − + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O

Reducirajmo dvije molekule vode s lijeve i desne strane i 4 hidroksidna iona i dolazimo do zaključka da se, kao iu slučaju sumporne kiseline, elektroliza vodene otopine natrijevog hidroksida svodi na elektrolizu vode.

Kloriranje

Upotreba natrijum hipohlorita (NaClO) je zbog njegove hemijske sposobnosti da neutrališe niz štetnih mikroorganizama. Njegova baktericidna svojstva usmjerena su na uništavanje brojnih opasnih gljivica i bakterija.

Da bi se dobio natrijum hipohlorit, potrebno je izvršiti proces hlorisanja natrijum hidroksida (NaOH) pomoću molekularnog hlora (Cl).

Princip djelovanja natrijevog hipoklorita (NaClO) je prilično jednostavan, jer ova tvar ima visoka biocidna (biocidna - kemijska sredstva dizajnirana za borbu protiv štetnih ili patogenih mikroorganizama) svojstva. Kada natrijum hipohlorit (NaClO) uđe u vodu, počinje da se aktivno razgrađuje, stvarajući aktivne čestice u obliku radikala i kiseonika.Radikali natrijum hipohlorita (NaClO) se usmeravaju protiv štetnih mikroorganizama. Aktivne čestice natrijum hipohlorita (NaClO) počinju da uništavaju vanjsku ljusku ili biofilm mikroorganizma, što dovodi do konačnog odumiranja raznih patogenih gljivica, virusa i bakterija.Kemijski sastav natrijum hipohlorita je usmjeren na dezinfekciju i dezinfekciju vode. Stoga ova tvar zauzima važno mjesto u mnogim područjima ljudskog života. Svjetske studije pokazuju da se natrijum hipohlorit (NaClO) koristi za dezinfekciju u 91% slučajeva, preostalih 9% uključuje kalijum ili litijum hipohlorit. Ali kako bi ova tvar dala rezultate i koristi u svakodnevnom životu, potrebno je pažljivo pratiti koncentraciju otopine.
Pokazalo se da je hloriranje najjednostavniji i najjeftiniji način dezinfekcije vode, pa se brzo proširio svijetom. Sada možemo reći da je tradicionalna metoda dezinfekcije vode za piće, prihvaćena u cijelom svijetu (u 99 slučajeva od 100), hloriranje, a danas se za hlorisanje vode godišnje koriste stotine hiljada tona hlora. U Rusiji se više od 99% vode hloriše i za ove svrhe se u proseku koristi oko 100 hiljada tona hlora godišnje.

U dosadašnjoj praksi dezinfekcije vode za piće, hloriranje se najčešće koristi kao najekonomičnija i najefikasnija metoda u odnosu na sve druge poznate metode, jer je to jedina metoda koja osigurava mikrobiološku sigurnost vode u bilo kojoj tački distributivne mreže u bilo kada zbog naknadnog dejstva hlora.
Dobro je poznato da hlor (Cl), kada reaguje sa vodom, ne stvara „hlornu vodu“ (kako se ranije mislilo), već hipohlornu kiselinu ( HClO) je prva supstanca koju su hemičari dobili i koja je sadržavala aktivni hlor.
Iz jednadžbe reakcije: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, slijedi da teoretski od 52,5 g čistog HClO možete dobiti 71 g Cl2, odnosno hipohlorna kiselina sadrži 135,2% aktivnog hlora. Ali ova kiselina je nestabilna: njena maksimalna moguća koncentracija u otopini nije veća od 30%.
Klor se lako rastvara u vodi, ubijajući sva živa bića u njoj. Kao što je utvrđeno, nakon miješanja plinovitog hlora sa vodom, uspostavlja se ravnoteža u vodenom rastvoru:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Zatim dolazi do disocijacije (disocijacija je dezintegracija čestice (molekule, radikala, jona) na nekoliko jednostavnijih čestica) nastale hipohlorne kiseline HOCl ↔ H+ + OCl –
Prisutnost hipohlorne kiseline u vodenim rastvorima hlora i anjona koji nastaju njegovom disocijacijom OCl – imaju jaka baktericidna svojstva (sposobnost uništavanja mikroorganizama). Utvrđeno je da je slobodna hipokloritna kiselina gotovo 300 puta aktivnija od hipokloritnih jona ClO –. To se objašnjava jedinstvenom sposobnošću HClO prodiru u bakterije kroz njihove membrane. Osim toga, kao što smo već naveli, hipohlorna kiselina je podložna razgradnji na svjetlosti:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
sa stvaranjem hlorovodonične kiseline i atomskog (singletnog) kiseonika (kao međusupstance), koji je jako oksidaciono sredstvo.

Proces hlorisanja.

Na stanici za prečišćavanje vode, hlor se isporučuje u tečnom stanju u specijalizovanim posudama različitih kapaciteta, bocama male i srednje zapremine. Ali hlor u gasovitom obliku koristi se za dezinfekciju vode. Plinoviti hlor se dobija iz tečnog hlora isparavanjem u zavojnim isparivačima, koji su vertikalni cilindrični uređaji sa zavojnicama postavljenim unutar kojih prolazi tečni hlor. Doziranje nastalog plinovitog hlora u vodu vrši se putem posebnih uređaja - vakuumskih hloratora.
Nakon unošenja hlora u vodu koja se tretira, mora se osigurati dobro miješanje s vodom i dovoljno trajanje njegovog kontakta s vodom (najmanje 30 minuta) prije nego što se voda isporuči potrošaču. Treba napomenuti da se voda već mora pripremiti prije hloriranja i, po pravilu, hloriranje se obično provodi prije nego što bistrena voda uđe u rezervoar čiste vode, gdje je osigurano potrebno vrijeme kontakta.

Glavne prednosti korištenja plina hlora za dezinfekciju vode
su:

niska cijena procesa dezinfekcije vode;
jednostavnost procesa hlorisanja;
visoka dezinfekciona sposobnost gasovitog hlora;
klor ne utječe samo na mikroorganizme, već i oksidira organske i anorganske tvari;
Hlor eliminiše ukus i miris vode, njenu boju i ne povećava zamućenost.

Međutim, hlor je veoma toksična supstanca koja pripada drugoj klasi opasnosti.Plin hlor je jak oksidant, podržava sagorevanje mnogih organskih materija i opasan je za požar u kontaktu sa zapaljivim materijama. Terpentin, titanijum i metalni prah u atmosferi hlora mogu se spontano zapaliti na sobnoj temperaturi. Klor sa vodonikom stvara eksplozivne smjese.
Ponekad troškovi osiguranja sigurnosti tokom hloriranja premašuju troškove stvarnog hloriranja vode.

S tim u vezi, upotreba natrijum hipohlorita kao sredstva za hlor za hlorisanje vode je dobra alternativa gasovitom hloru.

Elektroliza

Najjeftinija, najjednostavnija i najsigurnija metoda za proizvodnju dezinfekcijskih otopina natrijevog hipohlorita je elektroliza vodenog rastvora natrijum hlorida (NaCl) i njegova interakcija sa alkalijom u istom aparatu - elektrolizeru.

Na fotografijama je prikazan elektrolizator. Seko dozirna pumpa za doziranje natrijum hipohlorita i zatvorena Argal pumpa za pumpanje NaCl slane vode

Zadržavajući sve prednosti metode hloriranja korištenjem tekućeg klora, dezinfekcija elektrolitičkim natrij hipokloritom omogućava vam da izbjegnete glavne poteškoće transporta i skladištenja toksičnog plina.
Upotreba nisko koncentriranih otopina natrijum hipohlorita povećava sigurnost procesa proizvodnje dezinfekcije vode u odnosu na tekući hlor i visoko koncentriranu otopinu natrijum hipohlorita.
Sirovina za proizvodnju natrijum hipohlorita je kuhinjska so. Pošto se reagens koristi direktno na mestu prijema, nema potrebe za transportom.
Tehnološki proces proizvodnje natrijevog hipohlorita uključuje sljedeće radnje:

Priprema zasićene otopine kuhinjske soli.
Glavni proces za proizvodnju natrijum hipohlorita je elektroliza.

Tokom elektrolize rastvora natrijum hlorida javljaju se sledeće reakcije:
na katodi: 2Na + + 2e→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (natrijum hidroksid) + H 2 ;
na anodi: 2Cl - – 2e→Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O →2HClO (hipohlorna kiselina) + HCl.
Ukupna reakcija se može predstaviti kao:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2 .

Budući da se proces oksidacije natrijevog hipohlorita s naknadnim stvaranjem hlorita i hlorata usporava sa padom temperature, elektroliza se provodi na relativno niskim temperaturama radne otopine soli (20-25 C°).
Sol se ulijeva u posebne posude - saturatore kroz uređaj za punjenje. Sirovina za proizvodnju niskokoncentrovanih rastvora natrijum hipohlorita je kuhinjska so visokog kvaliteta ili „ekstra“. Izlivena voda, prolazeći kroz sloj soli, formira zasićenu otopinu kuhinjske soli.
Za pročišćavanje koncentrirane otopine soli koriste se grubi filteri i zamjenjivi polipropilenski fini patroni filteri s propusnošću od 5 mikrona.
Zasićeni rastvor kuhinjske soli se pumpa u mikser, gde se razblaži vodom iz slavine do radne koncentracije (prema SanPiN 2.1.4.1074-01), a zatim u elektrolizer.
Glavni proces proizvodnje natrijevog hipoklorita elektrolizom odvija se u instalacijama koje se sastoje od kupke za elektrolizu i izmjenjivača topline. U izmjenjivačima topline elektrolit se hladi ljeti (vodom iz slavine), a zimi se radni rastvor soli prethodno zagrijava.
U kupkama za elektrolizu, titanijumske elektrode su obložene rutenijum i iridijum dioksidom. Tokom procesa elektrolize na elektrodama se talože kalcijum i magnezijum, pa se periodično, kako se te naslage formiraju, elektrolizatori u zatvorenom krugu ispiru sa 4% rastvorom hlorovodonične kiseline (HCl).
U elektrolizeru se odvija kontinuirana elektroliza radne otopine soli, što rezultira natrijum hipohloritom. Tri postotna otopina NaCl sa konstantnim volumetrijskim protokom od 2,5 m3/h teče kroz jedinicu za elektrolizu dok se ne postigne željena koncentracija NaClO (0,8%). Natrijum hipohlorit formiran u elektrolizerima skladišti se u posebnim rezervoarima za snabdevanje za potrebe postrojenja za tretman.
Natrijum hipohlorit sa koncentracijom od najmanje 8 g/l aktivnog hlora ulazi u rezervoar za skladištenje, odakle se pumpa u dozirne jedinice koje se nalaze u blizini ulaznih tačaka reagensa. Iz kontejnera se natrijum hipohlorit dovodi kroz sistem cjevovoda pomoću pumpi za doziranje do automatske stanice za doziranje u tretiranu vodu.

Zaključak
Upotreba nisko koncentriranih otopina natrijum hipohlorita omogućava povećanje sigurnosti procesa prečišćavanja vode u postrojenjima za vodoopskrbu.

Kombinacija dezinfekcije pročišćene vode sa niskokoncentriranim natrijum hipohloritom (prva faza) sa ultraljubičastim zračenjem prije dovoda u gradsku vodovodnu mrežu (druga faza) garantuje punu usklađenost kvaliteta vode u pogledu mikrobioloških pokazatelja sa važećim standardima i njenu visoku epidemiološku sigurnost.

Kada se razmatra elektroliza otopina, ne smije se izgubiti iz vida da se u bilo kojoj vodenoj otopini osim elektrolitskih jona nalaze i joni koji su također produkti disocijacije vode - H + i OH -. polju, joni vodonika se kreću ka katodi, a hidroksilni joni kreću ka anodi. Tako se na katodi mogu isprazniti i katjoni elektrolita i vodonik. Slično, na anodi se mogu isprazniti i anioni elektrolita i hidroksilni ioni. Osim toga, molekuli vode također mogu biti podvrgnuti elektrohemijskoj oksidaciji ili redukciji.

Kada se razmatraju katodni procesi koji nastaju tokom elektrolize vodenih rastvora, potrebno je uzeti u obzir veličinu potencijala procesa redukcije vodonikovih jona. Ovaj potencijal zavisi od koncentracije vodikovih jona i u slučaju neutralnih rastvora (pH=7) ima vrednost
φ=-0,059*7=-0,41 V. Odavde je jasno da ako je elektrolit formiran od metala čiji je elektrodni potencijal mnogo pozitivniji od –0,41 V, tada će se metal osloboditi neutralnog rastvora na katodi . Takvi metali se nalaze u naponskom opsegu blizu vodonika (počevši otprilike od kalaja) i nakon njega. Naprotiv, u slučaju elektrolita, čiji metal ima potencijal znatno negativniji od –0,41 V, metal se neće reducirati, već će se osloboditi vodonik. Takvi metali uključuju metale na početku raspona naprezanja, otprilike do titana. Konačno, ako je potencijal metala blizu –0,41 V (metali u srednjem delu serije - Zn, Cr, Fe, Ni), tada u zavisnosti od koncentracije rastvora i uslova elektrolize dolazi do redukcije metala i evolucije. vodonika su mogući; Često se opaža koemisija metala i vodonika.

Elektrohemijska evolucija vodika iz kiselih otopina nastaje zbog pražnjenja vodikovih jona. U slučaju neutralnog ili alkalnog medija, to je rezultat elektrohemijske redukcije vode:

2H 2 O + 2e - =H 2 + 2OH -

4OH - =O 2 + 2H 2 O + 4e -

i u kiselom ili neutralnom:

2H 2 O =O 2 + 4H + + 4e -

U razmatranim slučajevima, elektrohemijska oksidacija vode je energetski najpovoljniji proces. Anioni koji sadrže kisik ili nisu u stanju oksidirati, ili se njihova oksidacija događa pri vrlo visokim potencijalima. Na primjer, standardni oksidacijski potencijal SO 4 2- jona

2SO 4 2- =S 2 O 8 2- + 2e -

jednak je 2,010 V, što znatno premašuje standardni oksidacioni potencijal vode (1,228 V). Standardni oksidacioni potencijal F - jona ima još veću vrijednost (2,87 V).

2Cl - =2Cl + 2e - (φ=1,359 V)

2H 2 O =O 2 + 4H + + 4e - (φ = 1,228 V)

Razmotrimo nekoliko tipičnih slučajeva elektrolize vodenih otopina.

Elektroliza rastvora CuCl 2 sa inertnom anodom. Bakar se nalazi iza vodonika u naponskom nizu; stoga će ioni Cu 2+ biti ispražnjeni na katodi i metalni bakar će se osloboditi. Hloridni joni će se isprazniti na anodi.

Šema elektrolize otopine mel (II) klorida:

Katoda ← Cu 2+ 2Cl - → Anoda

Cu 2+ + 2e - =Cu 2Cl - =2Cl + 2e -

Elektroliza rastvora K 2 SO 4 sa inertnom anodom. Pošto je kalijum mnogo ranije od vodonika u nizu napona, vodonik će se osloboditi na katodi i OH - će se akumulirati. Na anodi će se osloboditi kisik i akumulirati H+ ioni. Istovremeno, joni K+ će ući u katodni prostor, a SO 4 2- ioni će ući u anodni prostor. Tako će rješenje u svim svojim dijelovima ostati električno neutralno. Međutim, lužina će se akumulirati u katodnom prostoru, a kiselina će se akumulirati u anodnom prostoru.

Šema elektrolize rastvora kalijum sulfata:

Katoda ← 4K + 2SO 4 2- → Anoda

4H 2 O + 4e - =4OH - + 4H 2H 2 O=4H + + 2O + 4e -

KOH 4H=2H 2 2O=O 2 H 2 SO 4

Elektroliza rastvora NiSO 4 sa niklovanom anodom. Standardni potencijal nikla (-0,250 V) je nešto veći od -0,41 V; Stoga, tokom elektrolize neutralnog rastvora NiSO 4 na katodi, uglavnom dolazi do pražnjenja Ni 2+ jona i oslobađanja metala. Na anodi se dešava suprotan proces – oksidacija metala, jer je potencijal nikla mnogo manji od oksidacionog potencijala vode, a još više od oksidacionog potencijala jona SO 4 2-. Dakle, u ovom slučaju, elektroliza se svodi na otapanje metala anode i njegovo odvajanje na katodi.

Šema elektrolize rastvora nikal sulfata:

Katoda ← Ni 2+ SO 4 2- → Anoda

Ni 2+ + 2e - =Ni Ni=Ni 2+ + 2e -

Ovaj proces se koristi za elektrohemijsko prečišćavanje nikla.

Faradejevi zakoni

1. Faradejev zakon.

Masa tvari koja se oslobađa na elektrodi kada električna struja prođe kroz otopinu elektrolita direktno je proporcionalna količini električne energije.

gdje je ∆m količina izreagovane tvari; Q – količina električne energije; k e – koeficijent proporcionalnosti, koji pokazuje koliko je supstance reagovalo tokom prolaska jedinične količine električne energije. Količina k se naziva elektrohemijski ekvivalent.

k=M/(N A z│e│)

gdje je z valencija jona; M je molarna masa supstance koja se oslobađa na elektrodi; N A je Avogadrova konstanta. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. Faradejev zakon.

Prema drugom Faradejevom zakonu, za određenu količinu električne energije, odnos masa reagovanih supstanci jednak je omjeru njihovih hemijskih ekvivalenata:

∆m 1 /A 1 =∆m 2 /A 2 =∆m 3 /A 3 =konst

Hemijski ekvivalent elementa jednak je omjeru dijela mase elementa koji dodaje ili zamjenjuje u kemijskim jedinjenjima jednu atomsku masu vodika ili pola atomske mase kisika prema 1/12 mase C 12 atom. Koncept "hemijskog ekvivalenta" takođe se odnosi na jedinjenja. Dakle, hemijski ekvivalent kiseline je brojčano jednak njenoj molarnoj masi podeljenoj sa baznošću (brojem vodikovih jona), hemijski ekvivalent baze je njena molarna masa podeljena sa kiselošću (za anorgansku bazu - broj hidroksilnih grupe), hemijski ekvivalent soli je njena molarna masa, podeljena zbirom naboja kationa ili anjona.