Κατά την ηλεκτρόλυση υδροχλωρικού οξέος. Ηλεκτρόλυση τήγματος και διαλυμάτων ηλεκτρολυτών. Εργασίες για μαθητές

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

τήγματα και διαλύματα ηλεκτρολυτών

με ηλεκτρόλυση ονομάζεται το σύνολο των χημικών αντιδράσεων που συμβαίνουν κατά τη διέλευση του συνεχές ρεύμα μέσω ενός ηλεκτροχημικού συστήματος που αποτελείται από δύο ηλεκτρόδια και ένα τήγμα ή διάλυμα ηλεκτρολύτη.

Η χημική ουσία της ηλεκτρόλυσης έγκειται στο γεγονός ότι είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής που συμβαίνει υπό την επίδραση ενός συνεχούς ηλεκτρικού ρεύματος και οι διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής διαχωρίζονται χωρικά.

Κάθοδος - ένα ηλεκτρόδιο στο οποίο ανάγεται κατιόντα ή νερό. Είναι αρνητικά φορτισμένο.

Ανοδος - ένα ηλεκτρόδιο στο οποίο οξειδώνονται ανιόντα ή νερό. Είναι θετικά φορτισμένο.

1. Ηλεκτρόλυση τήγματος αλάτων, βάσεων.

Κατά την ηλεκτρόλυση των τήγματος, τα μεταλλικά κατιόντα ανάγεται πάντα στην κάθοδο.

K(-): Άνδρες+ + nē → Me0

Η ανοδική διεργασία καθορίζεται από τη σύνθεση του ανιόντος:

α) Εάν το ανιόν ενός οξέος χωρίς οξυγόνο (Cl-, Br-, I-, S2-), τότε αυτό το ανιόν υφίσταται ανοδική οξείδωση και σχηματίζεται μια απλή ουσία:

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

β) Εάν ένα ανιόν που περιέχει οξυγόνο (SO42-, SiO32-, HO- κ.λπ.) υποβληθεί σε ανοδική οξείδωση, τότε το αμέταλλο σχηματίζει ένα οξείδιο (χωρίς να αλλάξει η κατάσταση οξείδωσής του) και απελευθερώνεται οξυγόνο.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + О2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A(+): 4РO43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + О2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Παράδειγμα 1.1. Λιωμένο Αλάτι ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: Ηλεκτρόλυση ZnCl2 Zn + Cl2

Παράδειγμα 1.2. Αλκαλικό τήγμα NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Η συνολική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης προκύπτει με την προσθήκη του δεξιού και του αριστερού μέρους των εξισώσεων, με την προϋπόθεση ότι τα ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στις διεργασίες καθόδου και ανόδου είναι ίσα.

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

4 Na+ + 4 OH - ηλεκτρόλυση 4 Na0 + O2 + 2H2O - ιοντική εξίσωση

4NaOH ηλεκτρόλυση 4Na + 2H2O + O2 - μοριακή εξίσωση

Παράδειγμα 1.3. Λιωμένο αλάτι 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 – εξίσωση ιοντικής ηλεκτρόλυσης

Ηλεκτρόλυση 2Na2SO4 4Nao + O2 + 2SO3 - μοριακή εξίσωση

Κ Α

Παράδειγμα 1.4. Λιωμένο αλάτι AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Πριν *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

4AgNO3 ηλεκτρόλυση 4Ag + 2N2O5 +2O2

Κ Α

Εργασίες για ανεξάρτητη εργασία . Να συνθέσετε εξισώσεις για την ηλεκτρόλυση τήγματος των εξής αλάτων: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων, υδροξειδίων και οξέων.

Η ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων περιπλέκεται από το γεγονός ότι το νερό μπορεί να συμμετέχει στις διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής.

καθοδικές διεργασίες καθορίζεται από την ηλεκτροχημική δραστηριότητα του κατιόντος άλατος. Όσο πιο αριστερά βρίσκεται το μέταλλο στη σειρά τάσης, τόσο πιο δύσκολο είναι για τα κατιόντα του να μειωθούν στην κάθοδο:

Li κ Ca Να mg Ο Αλ Mn Zn Cr Te Ni sn Pb Η2 Cu hg Αγ Pt Au

Εγώ ομάδαIIομάδαIIIομάδα

Για μεταλλικά κατιόντα έως και Al (ομάδα I), η καθοδική διαδικασία είναι η αναγωγή του υδρογόνου από το νερό:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Για μεταλλικά κατιόντα μετά το υδρογόνο (ομάδα III), η καθοδική διαδικασία είναι η αναγωγή τους σε μέταλλο:

(-) K: Άνδρες+ + nē → Me0

Για τα κατιόντα μετάλλων στη σειρά τάσης από Mn έως H2 (ομάδα II), υπάρχουν παράλληλες ανταγωνιστικές διεργασίες για την αναγωγή κατιόντων μετάλλων και υδρογόνου από το νερό:

(-) K: Άνδρες+ + nē → Me0

2Н2О + 2ē → Н2+ 2НО-

Ποια από αυτές τις διεργασίες θα επικρατήσει εξαρτάται από διάφορους παράγοντες: δραστηριότητα Me, pH διαλύματος, συγκέντρωση άλατος, εφαρμοζόμενη τάση και συνθήκες ηλεκτρόλυσης.

Διεργασίες ανόδου καθορίζονται από τη σύνθεση των ανιόντων άλατος:

ΕΝΑ) Εάν το ανιόν είναι οξύ χωρίς οξυγόνο (Cl-, Br-, I-, S2-, κ.λπ.), τότε οξειδώνεται σε απλές ουσίες (με εξαίρεση το F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

σι) Παρουσία ενός ανιόντος που περιέχει οξυγόνο (SO42-, CO32-, κ.λπ. ή OH-), μόνο το νερό υφίσταται ανοδική οξείδωση:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Εξετάστε παραδείγματα που επεξηγούν όλες τις πιθανές επιλογές:

Παράδειγμα 2.1 . Διάλυμα άλατος KCl

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - ηλεκτρόλυση H2 + 2OH - + Cl2 - εξίσωση ιοντικής ηλεκτρόλυσης

Ηλεκτρόλυση 2KCl + 2H2O H2 + 2KOH + Cl2 - μοριακή εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Κ Α

Παράδειγμα 2.2 . Διάλυμα άλατος CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: Ηλεκτρόλυση CuCl2 Cu + Cl2

Παράδειγμα 2.3. Διάλυμα άλατος FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Ο σίδηρος ανήκει στα μέταλλα της ομάδας ΙΙ, επομένως δύο παράλληλες διεργασίες θα πραγματοποιηθούν στην κάθοδο:

1η διαδικασία:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ · + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - μοριακή εξίσωση της διαδικασίας

2η διαδικασία:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

2H2O + FeCl2 ηλεκτρόλυση H2 + Fe(OH)2 + Cl2 - μοριακή εξίσωση.

Ετσι, στον χώρο της καθόδουΤα Fe, H2 και Fe(OH)2 θα σχηματιστούν σε διαφορετικές αναλογίες ανάλογα με τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης.

Παράδειγμα 2.4 . Διάλυμα άλατος Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

στον χώρο της καθόδου στον χώρο της ανόδου

Όταν το ηλεκτρικό ρεύμα είναι απενεργοποιημένο και τα περιεχόμενα του χώρου καθόδου και ανόδου αναμειγνύονται, το τελικό αποτέλεσμα της ηλεκτρόλυσης μπορεί να αναπαρασταθεί από το σχήμα:

2H2O el-z 2H2 + O2,

αφού το αλκάλι θα αντιδράσει με το οξύ για να σχηματίσει 2 mol αλατιού και 4 mol νερού.

Παράδειγμα 2.5 . Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

Παράδειγμα 2.6. Ηλεκτρόλυση διαλύματος FeSO4

Δεδομένου ότι ο σίδηρος ανήκει στα μέταλλα της ομάδας II, δύο ανταγωνιστικές διεργασίες θα συνεχιστούν παράλληλα στην κάθοδο (βλ. παράδειγμα 2.3) και το νερό θα οξειδωθεί στην άνοδο (βλ. παράδειγμα 2.4):

1η διαδικασία:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fe2+ + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 4H+ - ιοντική εξίσωση της διαδικασίας

2FeSO4 + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 2Н2SO4– μοριακή εξίσωση

2η διαδικασία:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

Ηλεκτρόλυση 6Η2Ο 2Η2+ 4ΟΗ - + Ο2 + 4Η+

6Н2О + 2FeSO4 ηλεκτρόλυση 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - μοριακή

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50"> Και μόνο εάν οι διαδικασίες καθοδικής αναγωγής κατιόντων μετάλλου και υδρογόνου από το νερό είναι σε ίσες αναλογίες , μπορείτε να γράψετε τη συνολική τελική εξίσωση της αντίδρασης:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - μόνο 4 ηλεκτρόνια

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

2FeSO4 + 4Н2Ο el-z Fe + Н2+ Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4

άνοδος καθόδου

Μετά την απενεργοποίηση του ρεύματος και την ανάμειξη των διαλυμάτων, η τελική εξίσωση θα είναι η εξής:

· Να γράψετε εξισώσεις ηλεκτρόλυσης για διαλύματα K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Λυνω ενα ΠΡΟΒΛΗΜΑ. Για να αναλυθεί η περιεκτικότητα σε ακαθαρσίες NaCl σε τεχνικό NaOH, 40 g του φαρμάκου διαλύθηκαν σε νερό και υποβλήθηκαν σε ηλεκτρόλυση μέχρι την πλήρη οξείδωση των ιόντων χλωρίου. Σε αυτή την περίπτωση, 601 ml Cl2 απελευθερώθηκαν στην άνοδο σε θερμοκρασία 200C και κανονική πίεση. Υπολογίστε το κλάσμα μάζας της ακαθαρσίας NaCl σε NaOH.

3. Ηλεκτρόλυση γ διαλυτό μικρό m άνοδος

Παραπάνω εξετάστηκαν παραδείγματα ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων αλάτων με μια αδρανή άνοδο, δηλαδή αυτή που δεν συμμετέχει χημικά στη διαδικασία της ανόδου. Τέτοια ηλεκτρόδια είναι κατασκευασμένα από ανενεργά ευγενή μέταλλα, όπως Pt, Ir ή χρησιμοποιούνται ηλεκτρόδια άνθρακα. Εάν χρησιμοποιούνται διαλυτές άνοδοι, για παράδειγμα, άνοδος Cu, άνοδος Zn, τότε η διαδικασία της ανόδου αλλάζει σημαντικά, αφού η ίδια η άνοδος οξειδώνεται. Στην άνοδο των 2 ανταγωνιστικών βρίσκεται σε εξέλιξη μια διαδικασία με χαμηλότερο δυναμικό: για την οξείδωση του χαλκού, E0 = - 0,34 V, για την οξείδωση του ψευδαργύρου, E0 = - 0,76 V, και για την οξείδωση του ανιόντος Cl. , E0 = + 1,36 V.

Παράδειγμα 3.1. Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος CuCl2 με διαλυτή άνοδο:

Κάθοδος (-): άνοδος Cu (+):

Сu2+ + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2+

Έτσι, συμβαίνει ένα είδος εξευγενισμού της ανόδου του χαλκού: διαλύεται, οι ακαθαρσίες παραμένουν στον χώρο της ανόδου και ο καθαρός χαλκός εναποτίθεται στην κάθοδο. Το ανιόν του χλωρίου δεν οξειδώνεται, αλλά συσσωρεύεται στον χώρο της ανόδου.

Παράδειγμα 3.2. Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος KCl με άνοδο Cu:

Cu-άνοδος (+): Сu0 - 2ē → Cu2+

Στην κάθοδο, την αρχική στιγμή, το υδρογόνο αρχίζει να μειώνεται από το νερό, αλλά η εμφάνιση του Cu2+ σε διάλυμα καθιστά ανταγωνιστικές δύο καθοδικές αντιδράσεις αναγωγής:

K (-): 2H2O + 2ē → H2 + 2HO - E0 \u003d - 0,828 V

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Ως αποτέλεσμα, αυτό που χαρακτηρίζεται από υψηλότερο δυναμικό προχωρά κυρίως, δηλ. η μείωση του Сu2+ σε Cu0.

Έτσι, σε αυτή την περίπτωση, θα συμβεί η διάλυση της ανόδου Cu: Сu0 - 2ē → Cu2+, και τα κατιόντα χαλκού που σχηματίζονται στην κάθοδο θα μειωθούν: Сu2+ + 2ē → Cu0. Το αλάτι KCl χρειάζεται μόνο για την αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του διαλύματος και δεν συμμετέχει άμεσα στις διεργασίες οξειδοαναγωγής.

Ανάθεση για ανεξάρτητη εργασία.Εξετάστε την ηλεκτρόλυση του CuSO4 με μια άνοδο Cu, του Na2SO4 με μια άνοδο Cu.

Η ηλεκτρόλυση είναι ένα σύνολο διεργασιών που συμβαίνουν σε διάλυμα ηλεκτρολύτη ή τήγμα όταν διέρχεται ηλεκτρικό ρεύμα μέσα από αυτό. Η ηλεκτρόλυση είναι ένας από τους πιο σημαντικούς τομείς στην ηλεκτροχημεία.

Η ηλεκτρόλυση συμβαίνει μόνο σε μέσα που φέρουν ηλεκτρισμό. Την ικανότητα να μεταφέρουν ρεύμα έχουν και υδατικά διαλύματα βάσεων και αλάτων. Τα άνυδρα οξέα είναι πολύ κακοί αγωγοί, αλλά τα υδατικά διαλύματα οξέων άγουν καλά τον ηλεκτρισμό. Διαλύματα οξέων, βάσεων και αλάτων σε άλλα υγρά στις περισσότερες περιπτώσεις δεν αγώγουν ρεύμα, όπως τα υδατικά διαλύματα ζάχαρης, αλκοόλης, γλυκερίνης και άλλα διαλύματα με κανονική οσμωτική πίεση δεν φέρουν ρεύμα.

Ένα ηλεκτρικό ρεύμα που διέρχεται από διαλύματα προκαλεί χημικές αλλαγές σε αυτά, που εκφράζονται στο γεγονός ότι προϊόντα αποσύνθεσης της διαλυμένης ουσίας ή του διαλύτη απελευθερώνονται από τα διαλύματα. Οι ουσίες που φέρουν ηλεκτρισμό στο διάλυμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες. Οι ηλεκτρολύτες είναι οξέα, βάσεις και άλατα.

Η χημική διαδικασία που συμβαίνει όταν το ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη ονομάζεται ηλεκτρόλυση. Ερευνώντας τα προϊόντα που απελευθερώνονται στο ηλεκτρόδιο κατά την ηλεκτρόλυση οξέων, βάσεων και αλάτων, διαπιστώθηκε ότι τα μέταλλα και το υδρογόνο απελευθερώνονται πάντα στις κάθοδοι και υπολείμματα οξέος ή ομάδες υδροξυλίου στην άνοδο, τα οποία στη συνέχεια υφίστανται περαιτέρω αλλαγές. Έτσι, τα πρωτογενή προϊόντα της ηλεκτρόλυσης είναι τα ίδια μέρη οξέων, βάσεων και αλάτων που δεν αλλάζουν κατά τις αντιδράσεις ανταλλαγής, περνούν από τη μια ουσία στην άλλη.

Ένα παράδειγμα ηλεκτρόλυσης είναι η ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου μαγνησίου. Όταν το ρεύμα διέρχεται από το τήγμα MgCl2, τα κατιόντα μαγνησίου μετακινούνται στο αρνητικό ηλεκτρόδιο υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού πεδίου. Εδώ, αλληλεπιδρώντας με τα ηλεκτρόνια που έρχονται κατά μήκος του εξωτερικού κυκλώματος, αποκαθίστανται.

Τα ανιόντα χλωρίου κινούνται προς το θετικό ηλεκτρόδιο και, εκπέμποντας περίσσεια ηλεκτρονίων, οξειδώνονται. Σε αυτή την περίπτωση, η κύρια διαδικασία είναι το πραγματικό ηλεκτροχημικό στάδιο - η οξείδωση των ιόντων χλωρίου:

και το δευτερεύον είναι η δέσμευση των ατόμων χλωρίου που προκύπτουν σε μόρια:

Προσθέτοντας τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στα ηλεκτρόδια, λαμβάνουμε τη συνολική εξίσωση της αντίδρασης οξειδοαναγωγής που συμβαίνει κατά την ηλεκτρόλυση του τήγματος MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Αυτή η αντίδραση δεν μπορεί να προχωρήσει αυθόρμητα. η ενέργεια που απαιτείται για την εφαρμογή του προέρχεται από εξωτερική πηγή ρεύματος.

Όπως και στην περίπτωση μιας χημικής πηγής ηλεκτρικής ενέργειας, το ηλεκτρόδιο στο οποίο συμβαίνει η αναγωγή ονομάζεται κάθοδος. Το ηλεκτρόδιο όπου συμβαίνει η οξείδωση ονομάζεται άνοδος. Αλλά κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, η κάθοδος είναι αρνητικά φορτισμένη και η άνοδος είναι θετικά φορτισμένη, δηλ. η κατανομή των σημείων του φορτίου των ηλεκτροδίων είναι αντίθετη από αυτή που υπάρχει κατά τη λειτουργία του γαλβανικού στοιχείου. Κατά την ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται χημική αντίδραση λόγω της ενέργειας ενός ηλεκτρικού ρεύματος που τροφοδοτείται από το εξωτερικό, ενώ κατά τη λειτουργία ενός γαλβανικού στοιχείου, η ενέργεια μιας χημικής αντίδρασης που εμφανίζεται αυθόρμητα σε αυτό μετατρέπεται σε ηλεκτρική ενέργεια.

Όταν εξετάζουμε την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων, δεν πρέπει να ξεχνάμε το γεγονός ότι, εκτός από τα ιόντα ηλεκτρολυτών, σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα υπάρχουν επίσης ιόντα που εξακολουθούν να είναι προϊόντα διάστασης νερού - H + και OH -. Σε ένα ηλεκτρολυτικό πεδίο, τα ιόντα υδρογόνου μετακινούνται προς την κάθοδο και τα ιόντα υδροξυλίου κινούνται προς την άνοδο. Έτσι, τόσο τα κατιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα κατιόντα υδρογόνου μπορούν να εκκενωθούν στην κάθοδο. Ομοίως, στην άνοδο, τόσο τα ανιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα ιόντα υδροξυλίου μπορούν να εκκενωθούν. Επιπλέον, τα μόρια του νερού μπορούν επίσης να υποστούν ηλεκτροχημική οξείδωση ή αναγωγή.

Ποιες ηλεκτροχημικές διεργασίες θα πραγματοποιηθούν στα ηλεκτρόδια κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης θα εξαρτηθούν κυρίως από την αναλογία των δυναμικών των ηλεκτροδίων των αντίστοιχων ηλεκτροχημικών συστημάτων. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων θα μειωθούν στην κάθοδο. Από τις πολλές πιθανές διαδικασίες, θα προχωρήσει αυτή με την ελάχιστη κατανάλωση ενέργειας. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων με το υψηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα μειωθούν στην κάθοδο, ενώ οι ανηγμένες μορφές συστημάτων με το χαμηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα οξειδωθούν στην άνοδο. Το υλικό του ηλεκτροδίου έχει ανασταλτική επίδραση στην πορεία ορισμένων ηλεκτροχημικών διεργασιών.

c \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V.

Από αυτό είναι σαφές ότι εάν ο ηλεκτρολύτης σχηματίζεται από ένα μέταλλο του οποίου το δυναμικό ηλεκτροδίου είναι πολύ πιο θετικό από -0,41 V, τότε το μέταλλο θα απελευθερωθεί από το ουδέτερο διάλυμα στην κάθοδο. Τέτοια μέταλλα βρίσκονται σε μια σειρά από τάσεις κοντά στο υδρογόνο (ξεκινώντας περίπου από τον κασσίτερο) και μετά από αυτό. Αντίθετα, στην περίπτωση των ηλεκτρολυτών, το μέταλλο των οποίων έχει δυναμικό πολύ πιο αρνητικό από -0,41 V, το μέταλλο δεν θα αποκατασταθεί, αλλά θα απελευθερωθεί υδρογόνο. Τέτοια μέταλλα περιλαμβάνουν μέταλλα της αρχής μιας σειράς τάσεων - περίπου μέχρι τιτάνιο. Τέλος, εάν το δυναμικό του μετάλλου είναι κοντά στα -0,41 V (μέταλλα στο μεσαίο τμήμα της σειράς - Zn, Cr, Fe, Ni), τότε, ανάλογα με τη συγκέντρωση του διαλύματος και τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης, και τα δύο μέταλλα είναι δυνατή η αναγωγή και η έκλυση υδρογόνου. συχνά υπάρχει κοινή απελευθέρωση μετάλλου και υδρογόνου.

Η ηλεκτροχημική απελευθέρωση υδρογόνου από όξινα διαλύματα συμβαίνει λόγω της εκκένωσης ιόντων υδρογόνου. Στην περίπτωση ουδέτερων ή αλκαλικών μέσων, είναι το αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής αναγωγής του νερού:

2H2O + 2e- \u003d H2 + 2OH-.

Έτσι, η φύση της καθοδικής διεργασίας κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων καθορίζεται κυρίως από τη θέση του αντίστοιχου μετάλλου στη σειρά των τάσεων. Σε ορισμένες περιπτώσεις, το pH του διαλύματος, η συγκέντρωση μεταλλικών ιόντων και άλλες συνθήκες ηλεκτρόλυσης έχουν μεγάλη σημασία.

Κατά την εξέταση των διεργασιών ανόδου, θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι το υλικό της ανόδου μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Από αυτή την άποψη, διακρίνονται η ηλεκτρόλυση με μια αδρανή άνοδο και η ηλεκτρόλυση με μια ενεργή άνοδο. Μια άνοδος ονομάζεται αδρανής, το υλικό της οποίας δεν υφίσταται οξείδωση κατά την ηλεκτρόλυση. Η ενεργή άνοδος είναι η άνοδος, το υλικό της οποίας μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Ως υλικά για αδρανείς ανόδους, χρησιμοποιούνται συχνότερα ο γραφίτης, ο άνθρακας και η πλατίνα.

Σε μια αδρανή άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλκαλίων, οξέων που περιέχουν οξυγόνο και των αλάτων τους, καθώς και υδροφθορικού οξέος και φθοριούχων, λαμβάνει χώρα ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με την απελευθέρωση οξυγόνου. Ανάλογα με το pH του διαλύματος, αυτή η διαδικασία προχωρά διαφορετικά και μπορεί να γραφτεί σε διαφορετικές εξισώσεις. Σε ένα αλκαλικό περιβάλλον, η εξίσωση έχει τη μορφή:

4OH- \u003d O2 + 2H2O + 4e-,

και σε όξινο ή ουδέτερο:

2H2O \u003d O2 + 4H + + 4e-

Στις περιπτώσεις που εξετάζουμε, η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού είναι η πιο ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία. Τα ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο είτε δεν μπορούν να οξειδωθούν είτε η οξείδωσή τους συμβαίνει σε πολύ υψηλά δυναμικά. Για παράδειγμα, το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO42-2SO22- \u003d S2O82- + 2e-

είναι 2,010 V, που είναι πολύ υψηλότερο από το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του νερού (1,228 V). Το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος F- είναι ακόμη μεγαλύτερο (2,87 V).

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων ανοξικών οξέων και των αλάτων τους (εκτός από HF και φθοριούχα), τα ανιόντα απορρίπτονται στην άνοδο. Συγκεκριμένα, κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων HI, HBr, HCl και των αλάτων τους, το αντίστοιχο αλογόνο απελευθερώνεται στην άνοδο. Σημειώστε ότι η απελευθέρωση χλωρίου κατά την ηλεκτρόλυση του HCl και των αλάτων του έρχεται σε αντίθεση με την αμοιβαία θέση των συστημάτων

2Cl- \u003d 2Cl + 2e- (c \u003d 1,359 V),

και 2H2O \u003d O2 + 4H + + 4e- (c \u003d 1,228 V)

σε μια σειρά τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων. Αυτή η ανωμαλία σχετίζεται με μια σημαντική υπέρταση της δεύτερης από αυτές τις δύο διεργασίες ηλεκτροδίων - το υλικό της ανόδου έχει ανασταλτική επίδραση στη διαδικασία της έκλυσης οξυγόνου.

Στην περίπτωση μιας ενεργής ανόδου, ο αριθμός των ανταγωνιστικών οξειδωτικών διεργασιών αυξάνεται σε τρεις: ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με έκλυση οξυγόνου, εκκένωση ανιόντων (δηλαδή η οξείδωσή του) και ηλεκτροχημική οξείδωση του μετάλλου της ανόδου (η λεγόμενη ανοδική διάλυση του το μέταλλο). Από αυτές τις πιθανές διαδικασίες, αυτή που είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή θα προχωρήσει. Εάν το μέταλλο ανόδου βρίσκεται σε μια σειρά τυπικών δυναμικών νωρίτερα από τα δύο άλλα ηλεκτροχημικά συστήματα, τότε θα παρατηρηθεί ανοδική διάλυση του μετάλλου. Διαφορετικά, θα υπάρξει μια έκλυση οξυγόνου ή μια εκκένωση ανιόντων.

Ας εξετάσουμε μια τυπική περίπτωση ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuCl2 με αδρανή άνοδο. Ο χαλκός στη σειρά των τάσεων βρίσκεται μετά το υδρογόνο. Επομένως, στην κάθοδο, θα συμβεί η εκκένωση ιόντων Cu2+ και η απελευθέρωση μεταλλικού χαλκού. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου θα εκκενωθούν.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος χλωριούχου χαλκού (II):

Άνοδος καθόδου

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

Παράγοντες από τους οποίους εξαρτάται η ηλεκτρόλυση

Η απόδοση της ηλεκτρόλυσης αξιολογείται από διάφορους παράγοντες, οι οποίοι περιλαμβάνουν: ισχύ ρεύματος, τάση, πυκνότητα ρεύματος, απόδοση της πηγής ρεύματος, απόδοση ρεύματος, απόδοση ουσίας, απόδοση ηλεκτρικής ενέργειας (ενεργειακή απόδοση), κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας ανά μονάδα προϊόντος που λαμβάνεται .

Η ένταση του ρεύματος ή το φορτίο στον ηλεκτρολύτη χαρακτηρίζει την απόδοσή του. Όσο μεγαλύτερη είναι η ισχύς του ρεύματος που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη, τόσο περισσότερο προϊόν μπορεί να ληφθεί κατά τη λειτουργία αυτού του ηλεκτρολύτη. Υπάρχει μια τάση να δημιουργούνται ισχυροί ηλεκτρολύτες, σχεδιασμένοι σε ορισμένες περιπτώσεις για δεκάδες και εκατοντάδες χιλιάδες αμπέρ (παραγωγή χλωρίου, αλουμινίου κ.λπ.). Η τάση στον ηλεκτρολύτη αποτελείται από διάφορα στοιχεία:

U=ea-ek + ?ea + ?ek + eel.-ediaph.+ econt.

όπου: U είναι η συνολική τάση στο στοιχείο. ea και ek είναι τα δυναμικά ισορροπίας των ανοδικών και καθοδικών αντιδράσεων. ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΚΗ ΔΙΕΥΘΥΝΣΗ και ediafr - πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη και στο διάφραγμα. συντ. - πτώση τάσης στις επαφές. Το άθροισμα του ea-ek ονομάζεται τάση αποσύνθεσης. Αυτή η τιμή αντιστοιχεί στην κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας για ηλεκτρόλυση, η οποία πηγαίνει άμεσα στη μεταβολή της εσωτερικής ενέργειας των ουσιών.

Κατά την ηλεκτρόλυση, κάποιος τείνει να μειώσει την τάση στο στοιχείο λόγω του μεγέθους της πόλωσης και της ωμικής κατάστασης του ισοζυγίου τάσης, δηλαδή των όρων λόγω της μη αναστρέψιμης διαδικασίας. Η τάση αποσύνθεσης οφείλεται στη φύση του αντιδρώντος και επομένως δεν μπορεί να αλλάξει. Οι τιμές των ?ek και ?ea μπορούν να αλλάξουν ανάλογα με τη φύση της ηλεκτροχημικής αντίδρασης που συμβαίνει στο ηλεκτρόδιο μέσω ανάμειξης, αύξησης της θερμοκρασίας του ηλεκτρολύτη, αλλαγής της κατάστασης της επιφάνειας του ηλεκτροδίου και λόγω ενός αριθμού άλλων παραγόντων.

Η πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη, που εκφράζεται με την εξίσωση

όπου c είναι η ειδική αντίσταση του ηλεκτρολύτη, Ohm cm, l είναι η απόσταση μεταξύ των ηλεκτροδίων, cm (εκτός του διαφράγματος), S είναι η περιοχή διατομής του ηλεκτρολύτη μέσω του οποίου διέρχεται το ηλεκτρικό ρεύμα cm2, μπορεί να μειωθεί , όπως προκύπτει από την παραπάνω έκφραση, η σύγκλιση των ηλεκτροδίων, η εισαγωγή περισσότερων ηλεκτραρνητικών προσθέτων στο διάλυμα, καθώς και η αύξηση της θερμοκρασίας.

Εάν η ηλεκτρόλυση συνοδεύεται από σχηματισμό αερίων, τότε η παραπάνω έκφραση δεν αντιστοιχεί πάντα ακριβώς στην πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι οι φυσαλίδες αερίου που απελευθερώνονται στα ηλεκτρόδια μειώνουν την ενεργή διατομή του ηλεκτρολύτη S και επιμηκύνουν τη διαδρομή ρεύματος από το ένα ηλεκτρόδιο στο άλλο. Αυτό το φαινόμενο ονομάζεται πλήρωση αερίου, το οποίο μπορεί να οριστεί ως ο λόγος του όγκου του αέρα που καταλαμβάνει αυτή τη στιγμή η φυσαλίδα προς τον συνολικό όγκο του ηλεκτρολυτικού στοιχείου. Η επίδραση της πλήρωσης αερίου στην ηλεκτρική αγωγιμότητα του ηλεκτρολύτη μπορεί να ληφθεί υπόψη χρησιμοποιώντας την ακόλουθη έκφραση:

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

όπου c και c0 είναι, αντίστοιχα, οι ειδικές αντιστάσεις του συνεχούς ηλεκτρολύτη και του γεμισμένου με αέριο ηλεκτρολύτη, c είναι η πλήρωση αερίου.

Η τιμή του u μπορεί να μειωθεί με την αύξηση της θερμοκρασίας, καθώς και με μια ειδική διάταξη ηλεκτροδίων που εξασφαλίζουν την ελεύθερη απομάκρυνση των αερίων από το στοιχείο.

Η απόδοση τάσης είναι ο λόγος της τάσης αποσύνθεσης προς τη συνολική τάση στο λουτρό:

val=(ea-ek)/U

Η πυκνότητα ρεύματος είναι ο λόγος της δύναμης που διέρχεται από το ρεύμα του ηλεκτρολύτη προς το μέγεθος της επιφάνειας του ηλεκτροδίου. μετρημένο σε A/cm2 (dm2 ή m2). Στη βιομηχανία, λειτουργούν με διαφορετικές πυκνότητες ρεύματος - από αρκετές εκατοντάδες A/cm2 (επιμετάλλωση, υδροηλεκτρομεταλλουργία, παραγωγή χλωρίου) έως αρκετές χιλιάδες A/cm2 (ηλεκτρόλυση τήγματος, ηλεκτροσύνθεση κ.λπ.)

Η τιμή της πυκνότητας ρεύματος χαρακτηρίζει την ποσότητα του προϊόντος που λαμβάνεται ανά μονάδα επιφάνειας ηλεκτροδίου, δηλ. απόδοση του ηλεκτρολύτη. Επομένως, εάν μια αύξηση στην πυκνότητα ρεύματος δεν προκαλεί πτώση της απόδοσης του προϊόντος ηλεκτρόλυσης, τείνει κανείς να πραγματοποιήσει τη διαδικασία με τις υψηλότερες δυνατές πυκνότητες ρεύματος. Ωστόσο, κατά την επιλογή των βέλτιστων τιμών των πυκνοτήτων ρεύματος, σε ορισμένες περιπτώσεις είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η αύξηση του κόστους του προϊόντος λόγω της αύξησης της κατανάλωσης ηλεκτρικής ενέργειας για ηλεκτρόλυση λόγω αύξησης της τάσης με αύξηση της τωρινή πυκνότητα. Κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης, το ρεύμα που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη μπορεί να δαπανηθεί σε πολλές παράλληλες ηλεκτροχημικές αντιδράσεις. Για παράδειγμα, στην ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων, οι αντιδράσεις ηλεκτροχημικής οξείδωσης ή αναγωγής συνοδεύονται από την αντίδραση αποσύνθεσης του νερού σε Ο2 και Η2, που απελευθερώνονται αντίστοιχα στην άνοδο και την κάθοδο. Στην ηλεκτρόλυση τήγματος κρυόλιθου-αλουμίνας, το ρεύμα υπό ορισμένες συνθήκες μπορεί να δαπανηθεί όχι μόνο για την απελευθέρωση αλουμινίου, αλλά και για το σχηματισμό μεταλλικού νατρίου στην κάθοδο.

Κατά συνέπεια, το ρεύμα που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη κατανέμεται μεταξύ πολλών διεργασιών που συμβαίνουν ταυτόχρονα σε ένα δεδομένο ηλεκτρόδιο:

I=i1+i2+i3+…+i n

όπου: I - ρεύμα που ρέει μέσα από το κελί. i1 και i2 - το ρεύμα που καταναλώνεται ανά μονάδα για την πρώτη και τη δεύτερη ηλεκτρολυτική αντίδραση.

Προκειμένου να ληφθεί υπόψη η αποτελεσματικότητα της χρήσης της ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη για το σχηματισμό ενός συγκεκριμένου προϊόντος, εισάγεται η έννοια της εξόδου ρεύματος.

Τρέχουσα παραγωγή - η αναλογία του ποσού που απαιτείται θεωρητικά για να ληφθεί

από αυτήν ή εκείνη την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας στην πρακτικά δαπανηθείσα ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας. Προκειμένου να μειωθεί το κόστος του ηλεκτρισμού για πλευρικές ηλεκτροχημικές αντιδράσεις και να αυξηθεί το ρεύμα, επιχειρείται να πραγματοποιηθεί ηλεκτρόλυση υπό τέτοιες συνθήκες κάτω από τις οποίες η αποσύνθεση του διαλύτη είναι δύσκολη, δηλ. η πόλωση είναι υψηλή κατά τη διάρκεια της οξείδωσης ή της αναγωγής του διαλύτη (για παράδειγμα, υπέρταση οξυγόνου ή υδρογόνου). Αυτό επιτυγχάνεται με την αύξηση της πυκνότητας του ρεύματος, την αλλαγή της θερμοκρασίας του ηλεκτρολύτη, την επιλογή του υλικού του ηλεκτρολύτη κ.λπ.

Απόδοση ουσίας είναι η αναλογία της ποσότητας του προϊόντος που λαμβάνεται ως αποτέλεσμα ηλεκτροχημικών αντιδράσεων προς την ποσότητα που θα έπρεπε θεωρητικά να σχηματιστεί, με βάση μια δεδομένη φόρτιση του αρχικού προϊόντος. Η απόδοση της χρήσης ηλεκτρικής ενέργειας (ενεργειακή απόδοση) είναι η αναλογία της ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας που είναι θεωρητικά απαραίτητη για τη λήψη μιας μονάδας μιας ουσίας προς την πρακτικά καταναλωμένη. Θεωρητικά, η απαιτούμενη ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας είναι η ποσότητα που θα ήταν απαραίτητη για να ληφθεί μια μοναδιαία ποσότητα μιας ουσίας εάν η διεργασία γινόταν με απόδοση ρεύματος 100% και σε τάση ίση με την τάση αποσύνθεσης. Επομένως, η παραγωγή ενέργειας μπορεί να προσδιοριστεί από τον τύπο:

ze \u003d Wp / N \u003d ρεύμα * val

Η έξοδος ως προς το ρεύμα, το ρεύμα και την ουσία, καθώς και η απόδοση της χρήσης ηλεκτρικής ενέργειας znpr συνήθως μετράται ως ποσοστό. Η κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας αναφέρεται συνήθως ως μονάδα της ποσότητας του παραγόμενου προϊόντος, μετρούμενη σε Wh/kg ή kWh/t. Για να υπολογίσετε την κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας συνεχούς ρεύματος ανά 1 τόνο προϊόντος που παράγεται με ηλεκτρόλυση, μπορείτε να χρησιμοποιήσετε τον ακόλουθο τύπο:

W=1*106*U/k είσοδος *1000

όπου: W - κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας συνεχούς ρεύματος kWh/t; U - τάση στο στοιχείο, V; k ηλεκτροχημικό ισοδύναμο, gram/a*r; ztoka - έξοδος ρεύματος, κλάσματα μονάδας. 1000 - συντελεστής μετατροπής watt*h σε kW*h.

Η κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας εναλλασσόμενου ρεύματος ανά μονάδα παραγόμενου προϊόντος μπορεί να προσδιοριστεί διαιρώντας την κατανάλωση ηλεκτρικής ενέργειας συνεχούς ρεύματος με το ίδιο ποσό του συντελεστή στο σχηματισμό AC σε DC.

Υπάρχουν αυστηρές ποσοτικές σχέσεις μεταξύ του χρόνου διέλευσης ηλεκτρικού ρεύματος μέσω ενός διαλύματος ή τήγματος ενός ηλεκτρολύτη (η ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας) και της ποσότητας της ουσίας που σχηματίζεται και καταναλώνεται.

Εφαρμογή ηλεκτρόλυσης

Η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται ευρέως σε διάφορες βιομηχανίες. Στη χημική βιομηχανία, η ηλεκτρόλυση παράγει σημαντικά προϊόντα όπως χλώριο και αλκάλια, χλωρικά και υπερχλωρικά, υπερθειικό οξύ και υπερθειικά άλατα, υπερμαγγανικό κάλιο, οργανικές ενώσεις, χημικά καθαρό υδρογόνο, οξυγόνο, φθόριο και μια σειρά από άλλα πολύτιμα προϊόντα.

Στη μη σιδηρούχα μεταλλουργία, η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται για τη διύλιση μετάλλων, για την εξαγωγή μετάλλων από μεταλλεύματα. Τα μέταλλα που δεν μπορούν να απομονωθούν από υδατικά διαλύματα λόγω υψηλού αρνητικού δυναμικού λαμβάνονται στη μη σιδηρούχα μεταλλουργία με ηλεκτρόλυση τετηγμένων μέσων, τα οποία είναι άλατα αυτών των μετάλλων που περιέχουν πρόσθετα διαφόρων ενώσεων που εισάγονται για να μειωθεί η θερμοκρασία τήξης του τήγματος. αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας κ.λπ. Μεταξύ των μετάλλων που λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση τετηγμένων μέσων είναι το αλουμίνιο, το μαγνήσιο, το ζιρκόνιο, το τιτάνιο, το ουράνιο, το βηρύλλιο και μια σειρά από άλλα μέταλλα.

Η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται σε πολλούς κλάδους της μηχανολογίας, της ραδιομηχανικής, της ηλεκτρονικής και της τυπογραφικής βιομηχανίας για την εφαρμογή λεπτών μεταλλικών επικαλύψεων στην επιφάνεια των προϊόντων για την προστασία τους από τη διάβρωση, τη διακοσμητική εμφάνιση, την αύξηση της αντοχής στη φθορά, της αντοχής στη θερμότητα και μεταλλικά αντίγραφα.

Παρά τη μεγάλη ποικιλία ηλεκτρολυτών, ηλεκτροδίων, ηλεκτρολυτών, υπάρχουν κοινά προβλήματα τεχνικής ηλεκτρόλυσης. Αυτά περιλαμβάνουν τη μεταφορά φορτίων, θερμότητας, μάζας, κατανομή ηλεκτρικών πεδίων. Για να επιταχύνετε τη διαδικασία μεταφοράς, συνιστάται να αυξήσετε την ταχύτητα όλων των ροών και να εφαρμόσετε εξαναγκασμένη συναγωγή. Οι διεργασίες ηλεκτροδίων μπορούν να ελεγχθούν μετρώντας τα περιοριστικά ρεύματα.

Η ηλεκτρόλυση, προφανώς, μπορεί να χρησιμεύσει ως μέθοδος ελέγχου μόνο σε ηλεκτρολυτικά (αγώγιμα) συστήματα, ο σχετικός αριθμός των οποίων δεν είναι τόσο μεγάλος.

Τι είναι η ηλεκτρόλυση; Για μια απλούστερη κατανόηση της απάντησης σε αυτό το ερώτημα, ας φανταστούμε οποιαδήποτε πηγή συνεχούς ρεύματος. Για κάθε πηγή DC, μπορείτε πάντα να βρείτε έναν θετικό και έναν αρνητικό πόλο:

Ας συνδέσουμε σε αυτό δύο χημικά ανθεκτικές ηλεκτρικά αγώγιμες πλάκες, τις οποίες θα ονομάσουμε ηλεκτρόδια. Η πλάκα που συνδέεται με τον θετικό πόλο ονομάζεται άνοδος και στον αρνητικό πόλο ονομάζεται κάθοδος:

Το χλωριούχο νάτριο είναι ηλεκτρολύτης· όταν λιώνει, διασπάται σε κατιόντα νατρίου και ιόντα χλωρίου:

NaCl \u003d Na + + Cl -

Είναι προφανές ότι τα αρνητικά φορτισμένα ανιόντα χλωρίου θα πάνε στο θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο, και τα θετικά φορτισμένα κατιόντα Na + θα πάνε στο αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο. Ως αποτέλεσμα αυτού, τόσο τα κατιόντα Na + όσο και τα ανιόντα Cl - θα εκκενωθούν, δηλαδή θα γίνουν ουδέτερα άτομα. Η εκκένωση συμβαίνει μέσω της απόκτησης ηλεκτρονίων στην περίπτωση των ιόντων Na + και της απώλειας ηλεκτρονίων στην περίπτωση των ιόντων Cl−. Δηλαδή, η διαδικασία προχωρά στην κάθοδο:

Na + + 1e − = Na 0 ,

Και στην άνοδο:

Cl − − 1e − = Cl

Δεδομένου ότι κάθε άτομο χλωρίου έχει ένα μη ζευγαρωμένο ηλεκτρόνιο, η μοναδική τους ύπαρξη είναι δυσμενής και τα άτομα χλωρίου συνδυάζονται σε ένα μόριο δύο ατόμων χλωρίου:

Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2

Έτσι, συνολικά, η διαδικασία που συμβαίνει στην άνοδο γράφεται πιο σωστά ως εξής:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Δηλαδή έχουμε:

Κάθοδος: Na + + 1e − = Na 0

Άνοδος: 2Cl - - 2e - = Cl 2

Ας συνοψίσουμε το ηλεκτρονικό ισοζύγιο:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Προσθέστε την αριστερή και τη δεξιά πλευρά και των δύο εξισώσεων μισές αντιδράσεις, παίρνουμε:

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

Μειώνουμε δύο ηλεκτρόνια με τον ίδιο τρόπο που γίνεται στην άλγεβρα, παίρνουμε την ιοντική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης:

2NaCl (l.) => 2Na + Cl 2

Από θεωρητική άποψη, η περίπτωση που εξετάστηκε παραπάνω είναι η απλούστερη, αφού στο τήγμα χλωριούχου νατρίου, μεταξύ των θετικά φορτισμένων ιόντων, υπήρχαν μόνο ιόντα νατρίου και μεταξύ των αρνητικών, μόνο ανιόντα χλωρίου.

Με άλλα λόγια, ούτε τα κατιόντα Na + ούτε τα ανιόντα Cl − είχαν «ανταγωνιστές» για την κάθοδο και την άνοδο.

Και τι θα συμβεί, για παράδειγμα, αν αντί για τήγμα χλωριούχου νατρίου, περάσει ρεύμα από το υδατικό του διάλυμα; Η διάσταση του χλωριούχου νατρίου παρατηρείται και σε αυτή την περίπτωση, αλλά ο σχηματισμός μεταλλικού νατρίου σε υδατικό διάλυμα καθίσταται αδύνατος. Εξάλλου, γνωρίζουμε ότι το νάτριο, εκπρόσωπος των αλκαλικών μετάλλων, είναι ένα εξαιρετικά ενεργό μέταλλο που αντιδρά πολύ βίαια με το νερό. Εάν το νάτριο δεν μπορεί να αναχθεί υπό τέτοιες συνθήκες, τότε τι θα αναχθεί στην κάθοδο;

Ας θυμηθούμε τη δομή του μορίου του νερού. Είναι δίπολο, δηλαδή έχει αρνητικό και θετικό πόλο:

Λόγω αυτής της ιδιότητας είναι σε θέση να «κολλάει» τόσο την επιφάνεια της καθόδου όσο και την επιφάνεια της ανόδου:

Μπορεί να πραγματοποιηθούν οι ακόλουθες διαδικασίες:

2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2

2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +

Έτσι, αποδεικνύεται ότι αν εξετάσουμε ένα διάλυμα οποιουδήποτε ηλεκτρολύτη, θα δούμε ότι τα κατιόντα και τα ανιόντα που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του ηλεκτρολύτη ανταγωνίζονται τα μόρια του νερού για αναγωγή στην κάθοδο και οξείδωση στην άνοδο.

Τι διεργασίες λοιπόν θα γίνουν στην κάθοδο και στην άνοδο; Εκκένωση ιόντων που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του ηλεκτρολύτη ή οξείδωση/αναγωγή των μορίων του νερού; Ή, μήπως, όλες αυτές οι διαδικασίες θα συμβούν ταυτόχρονα;

Ανάλογα με τον τύπο του ηλεκτρολύτη, είναι δυνατές ποικίλες καταστάσεις κατά την ηλεκτρόλυση του υδατικού διαλύματός του. Για παράδειγμα, τα κατιόντα αλκαλίων, μετάλλων αλκαλικών γαιών, αλουμινίου και μαγνησίου απλά δεν μπορούν να αναχθούν στο υδάτινο περιβάλλον, αφού η αναγωγή τους θα έπρεπε να είχε ως αποτέλεσμα αντίστοιχα αλκάλια, μέταλλα αλκαλικών γαιών, αλουμίνιο ή μαγνήσιο, δηλ. μέταλλα που αντιδρούν με το νερό.

Σε αυτή την περίπτωση, είναι δυνατή μόνο η αναγωγή των μορίων του νερού στην κάθοδο.

Είναι δυνατόν να θυμηθούμε ποια διαδικασία θα λάβει χώρα στην κάθοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος οποιουδήποτε ηλεκτρολύτη, ακολουθώντας τις ακόλουθες αρχές:

1) Εάν ο ηλεκτρολύτης αποτελείται από ένα κατιόν μετάλλου, το οποίο σε ελεύθερη κατάσταση υπό κανονικές συνθήκες αντιδρά με το νερό, στην κάθοδο λαμβάνει χώρα η ακόλουθη διαδικασία:

2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2

Αυτό ισχύει για μέταλλα που βρίσκονται στην αρχή της σειράς δραστηριότητας Al, συμπεριλαμβανομένης της.

2) Εάν ο ηλεκτρολύτης αποτελείται από ένα κατιόν μετάλλου, το οποίο στην ελεύθερη του μορφή δεν αντιδρά με το νερό, αλλά αντιδρά με μη οξειδωτικά οξέα, λαμβάνουν χώρα δύο διεργασίες ταυτόχρονα, τόσο η αναγωγή κατιόντων μετάλλου όσο και τα μόρια του νερού:

Me n+ + ne = Me 0

Αυτά τα μέταλλα περιλαμβάνουν εκείνα μεταξύ Al και H στη σειρά δραστηριότητας.

3) Εάν ο ηλεκτρολύτης αποτελείται από κατιόντα υδρογόνου (οξύ) ή κατιόντα μετάλλων που δεν αντιδρούν με μη οξειδωτικά οξέα, αποκαθίστανται μόνο κατιόντα ηλεκτρολυτών:

2H + + 2e - \u003d H 2 - στην περίπτωση του οξέος

Me n + + ne = Me 0 - στην περίπτωση του αλατιού

Στην άνοδο, εν τω μεταξύ, η κατάσταση έχει ως εξής:

1) Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ανιόντα υπολειμμάτων οξέος χωρίς οξυγόνο (εκτός από το F -), τότε η διαδικασία της οξείδωσής τους λαμβάνει χώρα στην άνοδο, τα μόρια του νερού δεν οξειδώνονται. Για παράδειγμα:

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

S 2- − 2e = S o

Τα ιόντα φθορίου δεν οξειδώνονται στην άνοδο επειδή το φθόριο δεν μπορεί να σχηματιστεί σε υδατικό διάλυμα (αντιδρά με νερό)

2) Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ιόντα υδροξειδίου (αλκάλια), αυτά οξειδώνονται αντί για μόρια νερού:

4OH - - 4e - \u003d 2H 2 O + O 2

3) Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ένα υπόλειμμα οξέος που περιέχει οξυγόνο (εκτός από τα υπολείμματα οργανικού οξέος) ή ένα ιόν φθορίου (F -) στην άνοδο, λαμβάνει χώρα η διαδικασία οξείδωσης μορίων νερού:

2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +

4) Στην περίπτωση όξινου υπολείμματος καρβοξυλικού οξέος στην άνοδο, λαμβάνει χώρα η ακόλουθη διαδικασία:

2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2

Ας εξασκηθούμε στη σύνταξη εξισώσεων ηλεκτρόλυσης για διάφορες καταστάσεις:

Παράδειγμα #1

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που λαμβάνουν χώρα στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου ψευδαργύρου, καθώς και τη γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης.

Λύση

Όταν ο χλωριούχος ψευδάργυρος τήκεται, διασπάται:

ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -

Περαιτέρω, πρέπει να δοθεί προσοχή στο γεγονός ότι είναι το τήγμα του χλωριούχου ψευδαργύρου που υφίσταται ηλεκτρόλυση και όχι το υδατικό διάλυμα. Με άλλα λόγια, χωρίς επιλογές, μόνο η αναγωγή κατιόντων ψευδαργύρου μπορεί να συμβεί στην κάθοδο και η οξείδωση των ιόντων χλωρίου στην άνοδο. χωρίς μόρια νερού

Κάθοδος: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Άνοδος: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 \u003d Zn + Cl 2

Παράδειγμα #2

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου ψευδαργύρου, καθώς και τη γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης.

Εφόσον σε αυτή την περίπτωση, ένα υδατικό διάλυμα υποβάλλεται σε ηλεκτρόλυση, τότε, θεωρητικά, τα μόρια του νερού μπορούν να λάβουν μέρος στην ηλεκτρόλυση. Δεδομένου ότι ο ψευδάργυρος βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας μεταξύ Al και H, αυτό σημαίνει ότι τόσο η αναγωγή των κατιόντων ψευδαργύρου όσο και των μορίων του νερού θα συμβεί στην κάθοδο.

2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Το ιόν χλωρίου είναι το όξινο υπόλειμμα του οξέος HCl χωρίς οξυγόνο, επομένως, στον ανταγωνισμό για την οξείδωση στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου «κερδίζουν» τα μόρια του νερού:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Στη συγκεκριμένη περίπτωση, είναι αδύνατο να γραφτεί η συνολική εξίσωση ηλεκτρόλυσης, καθώς η αναλογία μεταξύ υδρογόνου και ψευδάργυρου που απελευθερώνεται στην κάθοδο είναι άγνωστη.

Παράδειγμα #3

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος νιτρικού χαλκού, καθώς και τη γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης.

Ο νιτρικός χαλκός στο διάλυμα είναι σε κατάσταση διάσπασης:

Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -

Ο χαλκός βρίσκεται στη σειρά δραστηριότητας στα δεξιά του υδρογόνου, δηλαδή, τα κατιόντα του χαλκού θα μειωθούν στην κάθοδο:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Το νιτρικό ιόν NO 3 - είναι ένα υπόλειμμα οξέος που περιέχει οξυγόνο, που σημαίνει ότι κατά την οξείδωση στην άνοδο, τα νιτρικά ιόντα «χάνουν» σε ανταγωνισμό με τα μόρια του νερού:

2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +

Ετσι:

Κάθοδος: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

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

Η εξίσωση που προκύπτει ως αποτέλεσμα της προσθήκης είναι η ιοντική εξίσωση της ηλεκτρόλυσης. Για να λάβετε την πλήρη εξίσωση μοριακής ηλεκτρόλυσης, πρέπει να προσθέσετε 4 νιτρικά ιόντα στην αριστερή και δεξιά πλευρά της προκύπτουσας ιοντικής εξίσωσης ως αντίθετα ιόντα. Τότε θα πάρουμε:

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

Παράδειγμα #4

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος οξικού καλίου, καθώς και τη γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης.

Λύση:

Το οξικό κάλιο σε ένα υδατικό διάλυμα διασπάται σε κατιόντα καλίου και οξικά ιόντα:

CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +

Το κάλιο είναι ένα αλκαλικό μέταλλο, δηλ. βρίσκεται στην ηλεκτροχημική σειρά τάσεων στην αρχή. Αυτό σημαίνει ότι τα κατιόντα του δεν είναι ικανά να εκκενωθούν στην κάθοδο. Αντίθετα, τα μόρια του νερού θα αποκατασταθούν:

2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2

Όπως αναφέρθηκε παραπάνω, τα όξινα υπολείμματα των καρβοξυλικών οξέων «κερδίζουν» στον ανταγωνισμό για την οξείδωση από μόρια νερού στην άνοδο:

2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2

Έτσι, αθροίζοντας την ηλεκτρονική ισορροπία και προσθέτοντας τις δύο εξισώσεις ημι-αντιδράσεων στην κάθοδο και την άνοδο, παίρνουμε:

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

Άνοδος: 2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1

2H 2 O + 2CH 3 COO - \u003d 2OH - + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2

Έχουμε λάβει την πλήρη εξίσωση ηλεκτρόλυσης σε ιοντική μορφή. Προσθέτοντας δύο ιόντα καλίου στην αριστερή και δεξιά πλευρά της εξίσωσης και προσθέτοντάς τα με αντίθετα ιόντα, παίρνουμε την πλήρη εξίσωση ηλεκτρόλυσης σε μοριακή μορφή:

2H 2 O + 2CH 3 COOK \u003d 2KOH + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2

Παράδειγμα #5

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού οξέος, καθώς και τη γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης.

Το θειικό οξύ διασπάται σε κατιόντα υδρογόνου και θειικά ιόντα:

H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-

Τα κατιόντα υδρογόνου H + θα μειωθούν στην κάθοδο και τα μόρια του νερού θα οξειδωθούν στην άνοδο, καθώς τα θειικά ιόντα είναι υπολείμματα οξέος που περιέχουν οξυγόνο:

Κάθοδος: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Άνοδος: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1

4H + + 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 + 4H +

Μειώνοντας τα ιόντα υδρογόνου στην αριστερή και δεξιά και αριστερή πλευρά της εξίσωσης, λαμβάνουμε την εξίσωση για την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος θειικού οξέος:

2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2

Όπως φαίνεται, η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος θειικού οξέος ανάγεται σε ηλεκτρόλυση νερού.

Παράδειγμα #6

Γράψτε τις εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου, καθώς και τη γενική εξίσωση ηλεκτρόλυσης.

Διάσπαση υδροξειδίου του νατρίου:

NaOH = Na + + OH -

Μόνο τα μόρια του νερού θα μειωθούν στην κάθοδο, καθώς το νάτριο είναι ένα πολύ δραστικό μέταλλο και μόνο τα ιόντα υδροξειδίου στην άνοδο:

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

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

4H 2 O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O

Ας μειώσουμε δύο μόρια νερού στα αριστερά και στα δεξιά και 4 ιόντα υδροξειδίου και ας καταλήξουμε στο συμπέρασμα ότι, όπως στην περίπτωση του θειικού οξέος, η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος υδροξειδίου του νατρίου ανάγεται στην ηλεκτρόλυση του νερού.

Χλωρίωση

Η χρήση του υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) οφείλεται στη χημική του ικανότητα να εξουδετερώνει έναν αριθμό επιβλαβών μικροοργανισμών. Οι βακτηριοκτόνες του ιδιότητες στοχεύουν στην καταστροφή μιας σειράς επικίνδυνων μυκήτων και βακτηρίων.

Για να ληφθεί υποχλωριώδες νάτριο, είναι απαραίτητο να πραγματοποιηθεί η διαδικασία χλωρίωσης του υδροξειδίου του νατρίου (NaOH) χρησιμοποιώντας μοριακό χλώριο (Cl).

Η αρχή της δράσης του υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) είναι αρκετά απλή, καθώς αυτή η ουσία έχει υψηλές βιοκτόνες (βιοκτόνα - χημικοί παράγοντες σχεδιασμένοι για την καταπολέμηση επιβλαβών ή παθογόνων μικροοργανισμών). Όταν το υποχλωριώδες νάτριο (NaClO) εισέρχεται στο νερό, αρχίζει να αποσυντίθεται ενεργά, σχηματίζοντας ενεργά σωματίδια με τη μορφή ριζών και οξυγόνου.Οι ρίζες υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) στρέφονται κατά των επιβλαβών μικροοργανισμών. Τα ενεργά σωματίδια υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) αρχίζουν να καταστρέφουν το εξωτερικό κέλυφος ή το βιοφίλμ του μικροοργανισμού, έτσι οδηγεί στον τελικό θάνατο διαφόρων παθογόνων μυκήτων, ιών και βακτηρίων.Η χημική σύνθεση του υποχλωριώδους νατρίου στοχεύει στην απολύμανση και την απολύμανση του νερού . Επομένως, αυτή η ουσία κατέχει σημαντική θέση σε πολλούς τομείς της ανθρώπινης ζωής. Παγκόσμιες μελέτες δείχνουν ότι το υποχλωριώδες νάτριο (NaClO) χρησιμοποιείται για απολύμανση στο 91% των περιπτώσεων, ενώ το υπόλοιπο 9% περιλαμβάνει υποχλωριώδες κάλιο ή λίθιο. Αλλά για να δώσει αυτή η ουσία αποτελέσματα και οφέλη στην καθημερινή ζωή, είναι απαραίτητο να παρακολουθείτε προσεκτικά τη συγκέντρωση του διαλύματος.
Η χλωρίωση αποδείχθηκε ότι ήταν ο ευκολότερος και φθηνότερος τρόπος απολύμανσης του νερού, έτσι εξαπλώθηκε γρήγορα σε όλο τον κόσμο. Τώρα μπορούμε να πούμε ότι η παραδοσιακή μέθοδος απολύμανσης του πόσιμου νερού, που υιοθετείται σε όλο τον κόσμο (σε 99 περιπτώσεις από τις 100), είναι ακριβώς η χλωρίωση, και σήμερα εκατοντάδες χιλιάδες τόνοι χλωρίου χρησιμοποιούνται ετησίως για τη χλωρίωση του νερού. Στη Ρωσία, περισσότερο από το 99% του νερού υποβάλλεται σε χλωρίωση και για τους σκοπούς αυτούς χρησιμοποιούνται κατά μέσο όρο περίπου 100 χιλιάδες τόνοι χλωρίου ετησίως.

Στην τρέχουσα πρακτική της απολύμανσης του πόσιμου νερού, η χλωρίωση χρησιμοποιείται συχνότερα ως η πιο οικονομική και αποτελεσματική μέθοδος σε σύγκριση με οποιαδήποτε άλλη γνωστή μέθοδο, καθώς είναι ο μόνος τρόπος για να διασφαλιστεί η μικροβιολογική ασφάλεια του νερού σε οποιοδήποτε σημείο του δικτύου διανομής σε οποιοδήποτε σημείο. χρόνο λόγω της επακόλουθης επίδρασης του χλωρίου.
Είναι ευρέως γνωστό ότι το χλώριο (Cl), αντιδρώντας με το νερό, δεν σχηματίζει «νερό χλωρίου» (όπως πιστεύαμε προηγουμένως), αλλά υποχλωριώδες οξύ ( HClO) - η πρώτη ουσία που λαμβάνεται από χημικούς, η οποία περιείχε ενεργό χλώριο.
Από την εξίσωση αντίδρασης: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O,προκύπτει ότι θεωρητικά από 52,5 γρ. HClOμπορείτε να πάρετε 71 γρ Cl2, δηλαδή το υποχλωριώδες οξύ περιέχει 135,2% ενεργό χλώριο. Αλλά αυτό το οξύ είναι ασταθές: η μέγιστη δυνατή συγκέντρωσή του σε διάλυμα δεν είναι μεγαλύτερη από 30%.
Το χλώριο διαλύεται εύκολα στο νερό, σκοτώνοντας όλα τα έμβια όντα σε αυτό. Όπως διαπιστώθηκε μετά την ανάμιξη αερίου χλωρίου με νερό, επιτυγχάνεται μια ισορροπία σε ένα υδατικό διάλυμα:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Τότε γίνεται διάσταση (διάσταση είναι η αποσύνθεση ενός σωματιδίου (μόριο, ρίζα, ιόν) σε πολλά απλούστερα σωματίδια) του σχηματιζόμενου υποχλωρίου οξέος HOCl ↔ H+ + OCl –
Η παρουσία υποχλωριώδους οξέος σε υδατικά διαλύματα χλωρίου και τα ανιόντα που προκύπτουν από τη διάστασή του OSl -έχουν ισχυρές βακτηριοκτόνες ιδιότητες (αυτή είναι η ικανότητα να καταστρέφει τους μικροοργανισμούς). Αποδείχθηκε ότι το ελεύθερο υποχλωριώδες οξύ είναι σχεδόν 300 φορές πιο δραστικό από τα υποχλωριώδες ιόντα. ClO-. Αυτό εξηγείται από τη μοναδική ικανότητα HClOδιεισδύουν στα βακτήρια μέσω των μεμβρανών τους. Επιπλέον, όπως έχουμε ήδη υποδείξει, το υποχλωριώδες οξύ υπόκειται σε αποσύνθεση στο φως:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
με σχηματισμό υδροχλωρικού οξέος και ατομικού (απλού) οξυγόνου (ως ενδιάμεσο), που είναι ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας.

Διαδικασία χλωρίωσης.

Στη μονάδα επεξεργασίας νερού, το χλώριο παρέχεται σε υγροποιημένη κατάσταση σε εξειδικευμένα δοχεία διαφόρων χωρητικοτήτων, κυλίνδρους μικρού και μεσαίου όγκου. Αλλά το χλώριο σε αέρια κατάσταση χρησιμοποιείται για την απολύμανση του νερού. Το αέριο χλώριο λαμβάνεται από το υγρό χλώριο με την εξάτμισή του σε σπειροειδείς εξατμιστές, οι οποίοι είναι κάθετες κυλινδρικές συσκευές με πηνία τοποθετημένα μέσα, από τα οποία διέρχεται το υγρό χλώριο. Η δοσολογία του λαμβανόμενου αερίου χλωρίου σε νερό πραγματοποιείται μέσω ειδικών συσκευών - χλωριωτών κενού.
Μετά την εισαγωγή του χλωρίου στο επεξεργασμένο νερό, πρέπει να διασφαλίζεται η καλή ανάμιξή του με το νερό και επαρκής διάρκεια επαφής του με το νερό (τουλάχιστον 30 λεπτά) πριν την παροχή του νερού στον καταναλωτή. Σημειώνεται ότι το νερό πριν από τη χλωρίωση πρέπει να είναι ήδη προετοιμασμένο και, κατά κανόνα, η χλωρίωση πραγματοποιείται συνήθως πριν το διαυγές νερό εισέλθει στη δεξαμενή καθαρού νερού, όπου εξασφαλίζεται ο απαραίτητος χρόνος επαφής.

Τα κύρια πλεονεκτήματα της χρήσης αερίου χλωρίου για την απολύμανση του νερού
είναι:

χαμηλό κόστος της διαδικασίας απολύμανσης νερού.
ευκολία διεξαγωγής της διαδικασίας χλωρίωσης.
υψηλή ικανότητα απολύμανσης του αερίου χλωρίου.
το χλώριο επηρεάζει όχι μόνο τους μικροοργανισμούς, αλλά και οξειδώνει οργανικές και ανόργανες ουσίες.
το χλώριο εξαλείφει τις γεύσεις και τις οσμές του νερού, το χρώμα του, δεν συμβάλλει στην αύξηση της θολότητας.

Ωστόσο, το χλώριο είναι μια εξαιρετικά αποτελεσματική τοξική ουσία που ανήκει στη δεύτερη κατηγορία κινδύνου.Το αέριο χλώριο είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, υποστηρίζει την καύση πολλών οργανικών ουσιών και είναι εύφλεκτο όταν έρχεται σε επαφή με εύφλεκτες ουσίες. Οι σκόνες τερεβινθίνης, τιτανίου και μετάλλων σε ατμόσφαιρα χλωρίου είναι ικανές για αυθόρμητη καύση σε θερμοκρασία δωματίου. Το χλώριο σχηματίζει εκρηκτικά μείγματα με το υδρογόνο.
Μερικές φορές το κόστος για την εξασφάλιση της ασφάλειας της χλωρίωσης υπερβαίνει το κόστος της πραγματικής χλωρίωσης του νερού.

Από αυτή την άποψη, η χρήση του υποχλωριώδους νατρίου ως παράγοντα χλωρίου στη χλωρίωση του νερού είναι μια καλή εναλλακτική λύση στο αέριο χλώριο.

Ηλεκτρόλυση

Η φθηνότερη, απλούστερη και ασφαλέστερη μέθοδος είναι η λήψη απολυμαντικών διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου με ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου (NaCl) και την αλληλεπίδρασή του με αλκάλια στην ίδια συσκευή - έναν ηλεκτρολύτη.

Οι φωτογραφίες δείχνουν τον ηλεκτρολύτη. Δοσομετρική αντλία Seko για δοσομέτρηση υποχλωριώδους νατρίου και ερμητικά σφραγισμένη αντλία Argal για άντληση άλμης NaCl

Διατηρώντας όλα τα πλεονεκτήματα της χλωρίωσης με υγρό χλώριο, η ηλεκτρολυτική απολύμανση με υποχλωριώδες νάτριο αποφεύγει τις μεγάλες δυσκολίες μεταφοράς και αποθήκευσης τοξικού αερίου.
Η χρήση διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου χαμηλής συγκέντρωσης αυξάνει την ασφάλεια της διαδικασίας παραγωγής απολύμανσης νερού σε σύγκριση με το υγρό χλώριο και ένα διάλυμα υποχλωριώδους νατρίου υψηλής συγκέντρωσης.
Το αλάτι είναι η πρώτη ύλη για την παραγωγή υποχλωριώδους νατρίου. Δεδομένου ότι το αντιδραστήριο χρησιμοποιείται απευθείας στον τόπο παραλαβής, δεν υπάρχει ανάγκη μεταφοράς.
Η τεχνολογική διαδικασία για την παραγωγή υποχλωριώδους νατρίου περιλαμβάνει τις ακόλουθες λειτουργίες:

Παρασκευάστε ένα κορεσμένο αλατούχο διάλυμα.
Η κύρια διαδικασία για τη λήψη υποχλωριώδους νατρίου με ηλεκτρόλυση.

Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου νατρίου, συμβαίνουν οι ακόλουθες αντιδράσεις:
στην κάθοδο: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (υδροξείδιο του νατρίου) + H2;
στην άνοδο: 2Cl - - 2е→Cl 2 ;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (υποχλωρικό οξύ) + HCl.
Η συνολική αντίδραση μπορεί να αναπαρασταθεί ως:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2.

Δεδομένου ότι η διαδικασία οξείδωσης του υποχλωριώδους νατρίου με τον επακόλουθο σχηματισμό χλωριτών και χλωριόντων επιβραδύνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας, η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες του διαλύματος άλατος εργασίας (20-25 ° C).
Το αλάτι χύνεται σε ειδικά δοχεία - κορεστές μέσω της συσκευής φόρτωσης. Η πρώτη ύλη για την παραγωγή διαλυμάτων χαμηλής συγκέντρωσης υποχλωριώδους νατρίου είναι το επιτραπέζιο αλάτι τροφίμων υψηλότερης ποιότητας ή «Extra». Το χυμένο νερό, περνώντας μέσα από το στρώμα αλατιού, σχηματίζει ένα κορεσμένο διάλυμα κοινού αλατιού.
Για τον καθαρισμό ενός συμπυκνωμένου διαλύματος άλατος, χρησιμοποιούνται χονδροειδή φίλτρα και αντικαταστάσιμα φίλτρα φυσιγγίων πολυπροπυλενίου με απόδοση 5 microns.
Ένα κορεσμένο διάλυμα χλωριούχου νατρίου αντλείται στον αναμικτήρα, όπου αραιώνεται με νερό βρύσης σε συγκέντρωση εργασίας (σύμφωνα με το SanPiN 2.1.4.1074-01) και στη συνέχεια στον ηλεκτρολύτη.
Η κύρια διαδικασία λήψης υποχλωριώδους νατρίου με ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται σε εγκαταστάσεις που αποτελούνται από λουτρό ηλεκτρόλυσης και εναλλάκτη θερμότητας. Στους εναλλάκτες θερμότητας, ο ηλεκτρολύτης ψύχεται το καλοκαίρι (με νερό βρύσης) και το χειμώνα, το διάλυμα εργασίας αλατιού προθερμαίνεται.
Στα λουτρά ηλεκτρόλυσης, τα ηλεκτρόδια τιτανίου επικαλύπτονται με διοξείδια ρουθηνίου και ιριδίου. Κατά τη διαδικασία της ηλεκτρόλυσης, εμφανίζονται εναποθέσεις ασβεστίου και μαγνησίου στα ηλεκτρόδια, επομένως, περιοδικά, καθώς σχηματίζονται αυτές οι εναποθέσεις, οι ηλεκτρολύτες ξεπλένονται σε κλειστό κύκλωμα με διάλυμα υδροχλωρικού οξέος 4% (HCl).
Στον ηλεκτρολύτη γίνεται συνεχής ηλεκτρόλυση του διαλύματος άλατος εργασίας, με αποτέλεσμα να λαμβάνεται υποχλωριώδες νάτριο. Ένα διάλυμα NaCl 3% με σταθερό ρυθμό ροής όγκου 2,5 m3/h ρέει μέσω της εγκατάστασης ηλεκτρόλυσης μέχρι να επιτευχθεί η επιθυμητή συγκέντρωση NaClO (0,8%). Το υποχλωριώδες νάτριο που σχηματίζεται στους ηλεκτρολύτες αποθηκεύεται σε ειδικές δεξαμενές για να παρέχει ένα απόθεμα για τις ανάγκες των εγκαταστάσεων επεξεργασίας.
Το υποχλωριώδες νάτριο με συγκέντρωση τουλάχιστον 8 g/l ενεργού χλωρίου εισέρχεται στη δεξαμενή αποθήκευσης, από όπου αντλείται στις δοσομετρικές μονάδες που βρίσκονται κοντά στα σημεία έγχυσης του αντιδραστηρίου. Από τις δεξαμενές, το υποχλωριώδες νάτριο τροφοδοτείται μέσω ενός συστήματος αγωγών με δοσομετρικές αντλίες σε έναν αυτόματο δοσομετρικό σταθμό στο επεξεργασμένο νερό.

συμπέρασμα
Η χρήση διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου χαμηλής συγκέντρωσης βελτιώνει την ασφάλεια των διεργασιών επεξεργασίας νερού στα υδραυλικά έργα.

Ο συνδυασμός απολύμανσης του επεξεργασμένου νερού με χαμηλής συγκέντρωσης υποχλωριώδες νάτριο (πρώτο στάδιο) με υπεριώδη ακτινοβολία πριν από την παροχή του στο δίκτυο ύδρευσης της πόλης (δεύτερο στάδιο) εγγυάται την πλήρη συμμόρφωση της ποιότητας του νερού όσον αφορά τους μικροβιολογικούς δείκτες με τα τρέχοντα πρότυπα και την υψηλή του επιδημιολογική ασφάλεια.

Όταν εξετάζουμε την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων, δεν πρέπει να ξεχνάμε το γεγονός ότι, εκτός από τα ιόντα ηλεκτρολυτών, σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα υπάρχουν επίσης ιόντα που εξακολουθούν να είναι προϊόντα της διάστασης του νερού - H + και OH -. πεδίο, τα ιόντα υδρογόνου μετακινούνται στην κάθοδο και το υδροξύλιο στην άνοδο. Έτσι, τόσο τα κατιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα κατιόντα υδρογόνου μπορούν να εκκενωθούν στην κάθοδο. Ομοίως, στην άνοδο, τόσο τα ανιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα ιόντα υδροξυλίου μπορούν να εκκενωθούν. Επιπλέον, τα μόρια του νερού μπορούν επίσης να υποστούν ηλεκτροχημική οξείδωση ή αναγωγή.

Λαμβάνοντας υπόψη τις καθοδικές διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη η τιμή του δυναμικού της διαδικασίας αναγωγής ιόντων υδρογόνου. Αυτό το δυναμικό εξαρτάται από τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου και στην περίπτωση ουδέτερων διαλυμάτων (ρΝ=7) έχει την τιμή
φ \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V. Από αυτό είναι σαφές ότι εάν ο ηλεκτρολύτης σχηματίζεται από ένα μέταλλο του οποίου το δυναμικό ηλεκτροδίου είναι πολύ πιο θετικό από -0,41 V, τότε το μέταλλο θα απελευθερωθεί από το ουδέτερο διάλυμα στο κάθοδος. Τέτοια μέταλλα βρίσκονται σε μια σειρά από τάσεις κοντά στο υδρογόνο (ξεκινώντας περίπου από τον κασσίτερο) και μετά από αυτό. Αντίθετα, στην περίπτωση των ηλεκτρολυτών, των οποίων το μέταλλο έχει δυναμικό πολύ πιο αρνητικό από –0,41 V, το μέταλλο δεν θα μειωθεί, αλλά θα απελευθερωθεί υδρογόνο. Τέτοια μέταλλα περιλαμβάνουν μέταλλα της αρχής μιας σειράς τάσεων, μέχρι περίπου τιτάνιο. Τέλος, εάν το δυναμικό του μετάλλου είναι κοντά στο -0,41 V (μέταλλα του μεσαίου τμήματος της σειράς Zn, Cr, Fe, Ni), τότε, ανάλογα με τη συγκέντρωση του διαλύματος και τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης, τόσο η αναγωγή μετάλλου όσο και η έκλυση υδρογόνου είναι δυνατόν; συχνά υπάρχει κοινή απελευθέρωση μετάλλου και υδρογόνου.

Η ηλεκτροχημική έκλυση υδρογόνου από όξινα διαλύματα συμβαίνει ως αποτέλεσμα της εκκένωσης ιόντων υδρογόνου. Στην περίπτωση ουδέτερων ή αλκαλικών μέσων, είναι το αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής αναγωγής του νερού:

2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

Σε μια αδρανή άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλκαλίων, οξέων που περιέχουν οξυγόνο και των αλάτων τους, καθώς και υδροφθορικού οξέος και φθοριούχων, λαμβάνει χώρα ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με την απελευθέρωση οξυγόνου. Ανάλογα με το pH του διαλύματος, αυτή η διαδικασία προχωρά διαφορετικά και μπορεί να γραφτεί σε διαφορετικές εξισώσεις. Σε ένα αλκαλικό μέσο, η εξίσωση έχει τη μορφή

4OH - \u003d O 2 + 2H 2 O + 4e -

και σε όξινο ή ουδέτερο:

2H 2 O \u003d O 2 + 4H + + 4e -

Στις περιπτώσεις που εξετάζουμε, η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού είναι η πιο ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία. Τα ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο είτε δεν μπορούν να οξειδωθούν είτε η οξείδωσή τους συμβαίνει σε πολύ υψηλά δυναμικά. Για παράδειγμα, το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO 4 2-

2SO 4 2- \u003d S 2 O 8 2- + 2e -

είναι 2,010 V, που είναι πολύ υψηλότερο από το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του νερού (1,228 V). Το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος F είναι ακόμη μεγαλύτερο (2,87 V).

2Cl - \u003d 2Cl + 2e - (φ \u003d 1,359 V)

2H 2 O \u003d O 2 + 4H + + 4e - (φ \u003d 1,228 V)

Ας εξετάσουμε μερικές τυπικές περιπτώσεις ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuCl 2 με αδρανή άνοδο. Ο χαλκός στη σειρά των τάσεων βρίσκεται μετά το υδρογόνο. Επομένως, στην κάθοδο θα υπάρξει εκκένωση ιόντων Cu 2+ και απελευθέρωση μεταλλικού χαλκού. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου θα εκκενωθούν.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος χλωριούχου κλώνου (II):

Κάθοδος ← Cu 2+ 2Cl - → Άνοδος

Cu 2+ + 2e - \u003d Cu 2Cl - \u003d 2Cl + 2e -

Ηλεκτρόλυση διαλύματος K 2 SO 4 με αδρανή άνοδο. Δεδομένου ότι το κάλιο στη σειρά των τάσεων είναι πολύ προγενέστερο από το υδρογόνο, το υδρογόνο θα απελευθερωθεί στην κάθοδο και το OH - θα συσσωρευτεί. Στην άνοδο, θα απελευθερωθεί οξυγόνο και θα συσσωρευτούν ιόντα Η+. Ταυτόχρονα, τα ιόντα K + θα εισέλθουν στον χώρο της καθόδου και τα ιόντα SO 4 2- στον χώρο της ανόδου. Έτσι, το διάλυμα σε όλα του τα μέρη θα παραμείνει ηλεκτρικά ουδέτερο. Ωστόσο, το αλκάλιο θα συσσωρευτεί στον χώρο της καθόδου και το οξύ θα συσσωρευτεί στον ανοδικό χώρο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος θειικού καλίου:

Κάθοδος ← 4K + 2SO 4 2- → Άνοδος

4H 2 O + 4e - \u003d 4OH - + 4H 2H 2 O \u003d 4H + + 2O + 4e -

KOH 4H \u003d 2H 2 2O \u003d O 2 H 2 SO 4

Ηλεκτρόλυση διαλύματος NiSO 4 με άνοδο νικελίου. Το τυπικό δυναμικό του νικελίου (-0,250 V) είναι κάπως μεγαλύτερο από -0,41 V. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση ενός ουδέτερου διαλύματος NiSO 4 στην κάθοδο, τα ιόντα Ni 2+ εκκενώνονται κυρίως και το μέταλλο απελευθερώνεται. Στην άνοδο, συμβαίνει η αντίθετη διαδικασία - η οξείδωση του μετάλλου, καθώς το δυναμικό νικελίου είναι πολύ μικρότερο από το δυναμικό οξείδωσης του νερού, και ακόμη περισσότερο, το δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO 4 2-. Έτσι, σε αυτή την περίπτωση, η ηλεκτρόλυση μειώνεται στη διάλυση του μετάλλου της ανόδου και στον διαχωρισμό του στην κάθοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος θειικού νικελίου:

Κάθοδος ← Ni 2+ SO 4 2- → Άνοδος

Ni 2+ + 2e - \u003d Ni Ni \u003d Ni 2+ + 2e -

Αυτή η διαδικασία χρησιμοποιείται για τον ηλεκτροχημικό καθαρισμό του νικελίου.

Οι νόμοι του Faraday

1. Ο νόμος του Faraday.

Η μάζα της ουσίας που απελευθερώνεται στο ηλεκτρόδιο όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από το διάλυμα του ηλεκτρολύτη είναι ευθέως ανάλογη με την ποσότητα του ηλεκτρισμού.

Όπου ∆m είναι η ποσότητα της ουσίας που αντέδρασε. Q είναι η ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας. k e - συντελεστής αναλογικότητας, που δείχνει πόσο αντέδρασε η ουσία κατά τη διέλευση μιας μονάδας ηλεκτρικής ενέργειας. Η τιμή k ονομάζεται ηλεκτροχημικό ισοδύναμο.

k=M/(N A z│e│)

όπου z είναι το σθένος ιόντων. M είναι η μοριακή μάζα της ουσίας που απελευθερώνεται στο ηλεκτρόδιο. N A είναι η σταθερά Avogadro. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. Ο νόμος του Faraday.

Σύμφωνα με τον δεύτερο νόμο του Faraday, με την έγκριση μιας ορισμένης ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας, η αναλογία των μαζών των αντιδρώντων ουσιών είναι ίση με την αναλογία των χημικών τους ισοδυνάμων:

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

Το χημικό ισοδύναμο ενός στοιχείου είναι ίσο με τον λόγο του μέρους της μάζας του στοιχείου που προσθέτει ή αντικαθιστά μία ατομική μάζα υδρογόνου ή τη μισή ατομική μάζα οξυγόνου σε χημικές ενώσεις προς το 1/12 της μάζας του C 12 άτομο. Η έννοια του «χημικού ισοδύναμου» ισχύει επίσης για τις ενώσεις. Έτσι, το χημικό ισοδύναμο ενός οξέος είναι αριθμητικά ίσο με τη μοριακή του μάζα διαιρούμενη με τη βασικότητα (αριθμός ιόντων υδρογόνου), το χημικό ισοδύναμο μιας βάσης είναι η μοριακή του μάζα διαιρούμενη με την οξύτητα (για μια ανόργανη βάση, με τον αριθμό του υδροξυλίου ομάδες), το χημικό ισοδύναμο ενός άλατος είναι η μοριακή του μάζα, διαιρούμενη με το άθροισμα των φορτίων των κατιόντων ή των ανιόντων.