Lors de l'électrolyse de l'acide chlorhydrique. Électrolyse de masses fondues et de solutions d'électrolytes. Devoirs pour les étudiants

ÉLECTROLYSE

fondus et solutions d'électrolytes

par électrolyse appelé l'ensemble des réactions chimiques qui se produisent lors du passage de courant continu grâce à un système électrochimique composé de deux électrodes et d’une masse fondue ou d’une solution électrolytique.

L'essence chimique de l'électrolyse réside dans le fait qu'il s'agit d'une réaction redox se produisant sous l'influence d'un courant électrique continu et que les processus d'oxydation et de réduction sont spatialement séparés.

Cathode - une électrode sur laquelle sont réduits les cations ou l'eau. Il est chargé négativement.

Anode - une électrode sur laquelle sont oxydés des anions ou de l'eau. Il est chargé positivement.

1. Électrolyse de sels fondus, bases.

Lors de l'électrolyse des matières fondues, les cations métalliques sont toujours réduits à la cathode.

K(-) : Hommes+ + nē → Me0

Le processus anodique est déterminé par la composition de l'anion :

a) S'il s'agit d'un anion d'un acide sans oxygène (Cl-, Br-, I-, S2-), alors cet anion subit une oxydation anodique et une substance simple se forme :

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

b) Si un anion contenant de l'oxygène (SO42-, SiO32-, HO-, etc.) est soumis à une oxydation anodique, alors le non-métal forme un oxyde (sans changer son état d'oxydation) et de l'oxygène est libéré.

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

Exemple 1.1. Sel fondu ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S : électrolyse ZnCl2 de Zn + Cl2

Exemple 1.2. Alcali fondant NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

L'équation totale de l'électrolyse est obtenue en additionnant les parties droite et gauche des équations, à condition que les électrons impliqués dans les processus cathodiques et anodiques soient égaux.

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

4 Na+ + 4 OH - électrolyse 4 Na0 + O2 + 2H2O - équation ionique

Électrolyse 4NaOH 4Na + 2H2O + O2 - équation moléculaire

Exemple 1.3. Sel fondu 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 – équation d'électrolyse ionique

Électrolyse 2Na2SO4 4Nao + O2 + 2SO3 - équation moléculaire

KA

Exemple 1.4. Sel fondu AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-) : Ag+ + 1 ē Þ Il y a *4

A(+) : 4NO3- - 4 Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

Électrolyse 4AgNO3 4Ag + 2N2O5 +2O2

KA

Tâches pour le travail indépendant . Composez des équations pour l'électrolyse des masses fondues des sels suivants : AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Électrolyse de solutions de sels, d'hydroxydes et d'acides.

L'électrolyse des solutions aqueuses est compliquée par le fait que l'eau peut participer aux processus d'oxydation et de réduction.

procédés cathodiques déterminé par l’activité électrochimique du cation sel. Plus le métal est à gauche dans la série de tension, plus il est difficile pour ses cations d'être réduits à la cathode :

Li K Californie N / A mg Al Mn Zn Cr Te Ni sn Pb H2 Cu hg Ag Pt Au

je groupeIIgroupeIIIgroupe

Pour les cations métalliques jusqu'à Al inclus (groupe I), le processus cathodique est la réduction de l'hydrogène de l'eau :

(-)K : 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Pour les cations métalliques après l'hydrogène (groupe III), le processus cathodique est leur réduction en métal :

(-) K : Hommes+ + nē → Me0

Pour les cations métalliques dans la série de tensions de Mn à H2 (groupe II), il existe des processus compétitifs parallèles pour la réduction des cations métalliques et de l'hydrogène de l'eau :

(-) K : Hommes+ + nē → Me0

2Н2О + 2ē → Н2+ 2НО-

Lequel de ces processus prévaudra dépend d'un certain nombre de facteurs : l'activité du Me, le pH de la solution, la concentration en sel, la tension appliquée et les conditions d'électrolyse.

Processus anodiques sont déterminés par la composition des anions de sel :

UN) Si l'anion est un acide sans oxygène (Cl-, Br-, I-, S2-, etc.), alors il est oxydé en substances simples (à l'exception de F-) :

A(+) : S2- - 2ē → S0

b) En présence d'un anion contenant de l'oxygène (SO42-, CO32-, etc. ou OH-), seule l'eau subit une oxydation anodique :

A(+) : 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Considérez des exemples illustrant toutes les options possibles :

Exemple 2.1 . Solution saline KCl

K(-) : 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+) : 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å : 2H2O + 2Cl - électrolyse H2 + 2OH - + Cl2 - équation d'électrolyse ionique

2KCl + 2H2O électrolyse H2 + 2KOH + Cl2 - équation moléculaire d'électrolyse

KA

Exemple 2.2 . Solution saline CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-) : Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+) : 2Cl- -2e - Þ Cl2

å : CuCl2 électrolyse de Cu + Cl2

Exemple 2.3. Solution saline FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Le fer appartient aux métaux du groupe II, donc deux processus parallèles auront lieu à la cathode :

1er processus :

(-) K : Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A : 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - équation ionique du processus

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - équation moléculaire du processus

2ème processus :

(-)K : 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A : 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - équation ionique du processus

Électrolyse 2H2O + FeCl2 de H2 + Fe(OH)2 + Cl2 - équation moléculaire.

Ainsi, dans l'espace cathodique Fe, H2 et Fe(OH)2 seront formés dans des rapports différents selon les conditions d'électrolyse.

Exemple 2.4 . Solution saline Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

dans l'espace cathodique dans l'espace anodique

Lorsque le courant électrique est coupé et que le contenu de l'espace cathodique et anodique est mélangé, le résultat final de l'électrolyse peut être représenté par le schéma :

2H2O el-z 2H2 + O2,

puisque l'alcali réagira avec l'acide pour former 2 moles de sel et 4 moles d'eau.

Exemple 2.5 . Électrolyse de la solution CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-) : Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+) : 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

Exemple 2.6. Électrolyse de la solution FeSO4

Le fer appartenant aux métaux du groupe II, deux processus compétitifs se dérouleront en parallèle à la cathode (voir exemple 2.3), et l'eau sera oxydée à l'anode (voir exemple 2.4) :

1er processus :

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fe2+ + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 4H+ - équation ionique du processus

2FeSO4 + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 2Н2SO4– équation moléculaire

2ème processus :

K(+) : 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-) : 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

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

Électrolyse 6Н2О + 2FeSO4 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - moléculaire

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50"> Et seulement si les processus de réduction cathodique des cations métalliques et hydrogène de l'eau sont dans des proportions égales , vous pouvez écrire l’équation finale totale de la réaction :

(-) K : Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - seulement 4 électrons

(+)A : 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

2FeSO4 + 4Н2О el-z Fe + Н2+ Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4

anode cathodique

Après avoir coupé le courant et mélangé les solutions, l'équation finale sera la suivante :

· Écrire des équations d'électrolyse pour les solutions K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Résoudre un problème. Pour analyser la teneur en impuretés NaCl dans le NaOH technique, 40 g du médicament ont été dissous dans l'eau et soumis à une électrolyse jusqu'à oxydation complète des ions chlore. Dans ce cas, 601 ml de Cl2 ont été libérés à l'anode à une température de 200C et à pression normale. Calculez la fraction massique de l’impureté NaCl dans NaOH.

3. Électrolyse c soluble s anode m

Ci-dessus ont été considérés des exemples d'électrolyse de solutions aqueuses de sels avec une anode inerte, c'est-à-dire qui ne participe pas chimiquement au processus anodique. De telles électrodes sont constituées de métaux nobles inactifs, tels que des électrodes de Pt, Ir ou de carbone. Si des anodes solubles sont utilisées, par exemple une anode en Cu, une anode en Zn, le processus d'anode change considérablement, puisque l'anode elle-même est oxydée. A l'anode des 2 concurrents, un processus à plus faible potentiel est en cours : pour l'oxydation du cuivre, E0 = - 0,34 V, pour l'oxydation du zinc, E0 = - 0,76 V, et pour l'oxydation de l'anion Cl , E0 = + 1,36 V.

Exemple 3.1. Électrolyse d'une solution aqueuse de sel CuCl2 avec une anode soluble :

Cathode (-) : Cu-anode (+) :

Сu2+ + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2+

Ainsi, une sorte d'affinage de l'anode en cuivre se produit : elle se dissout, des impuretés restent dans l'espace anodique et du cuivre pur se dépose sur la cathode. L'anion chlore n'est pas oxydé, mais s'accumule dans l'espace anodique.

Exemple 3.2. Electrolyse d'une solution aqueuse de sel de KCl avec une anode Cu :

Anode Cu (+) : Сu0 - 2ē → Cu2+

A la cathode, au premier instant, l'hydrogène commence à être réduit de l'eau, mais l'apparition de Cu2+ en solution rend compétitives deux réactions de réduction cathodique :

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

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

En conséquence, celui qui est caractérisé par un potentiel plus élevé se déroule de manière prédominante, c'est-à-dire la réduction de Сu2+ en Cu0.

Ainsi, dans ce cas, la dissolution de l'anode Cu se produira : Сu0 - 2ē → Cu2+, et les cations cuivre formés sur la cathode seront réduits : Сu2+ + 2ē → Cu0. Le sel KCl n'est nécessaire que pour augmenter la conductivité électrique de la solution et ne participe pas directement aux processus redox.

Mission de travail indépendant. Considérons l'électrolyse de CuSO4 avec une anode en Cu, de Na2SO4 avec une anode en Cu.

L'électrolyse est un ensemble de processus se produisant dans une solution électrolytique ou fondue lorsqu'un courant électrique la traverse. L'électrolyse est l'un des domaines les plus importants de l'électrochimie.

L'électrolyse se produit uniquement dans les milieux conducteurs de l'électricité. Les solutions aqueuses de bases et de sels possèdent également la capacité de conduire le courant. Les acides anhydres sont de très mauvais conducteurs, mais les solutions aqueuses d'acides conduisent bien l'électricité. Dans la plupart des cas, les solutions d'acides, de bases et de sels dans d'autres liquides ne conduisent pas le courant, tout comme les solutions aqueuses de sucre, d'alcool, de glycérine et d'autres solutions ayant une pression osmotique normale ne conduisent pas le courant.

Un courant électrique traversant les solutions provoque des modifications chimiques, exprimées par le fait que des produits de décomposition du soluté ou du solvant sont libérés des solutions. Les substances qui conduisent l’électricité en solution sont appelées électrolytes. Les électrolytes sont des acides, des bases et des sels.

Le processus chimique qui se produit lorsque le courant traverse une solution électrolytique est appelé électrolyse. En étudiant les produits libérés au niveau de l'électrode lors de l'électrolyse des acides, des bases et des sels, il a été constaté que les métaux et l'hydrogène sont toujours libérés au niveau des cathodes, et les résidus acides ou groupes hydroxyles au niveau de l'anode, qui subissent ensuite d'autres modifications. Ainsi, les principaux produits de l'électrolyse sont les mêmes parties d'acides, de bases et de sels qui ne changent pas lors des réactions d'échange, ils passent d'une substance à une autre.

Un exemple d'électrolyse est l'électrolyse d'une masse fondue de chlorure de magnésium. Lorsque le courant traverse la masse fondue de MgCl2, les cations magnésium se déplacent vers l'électrode négative sous l'action d'un champ électrique. Ici, en interagissant avec les électrons circulant dans le circuit externe, ils sont restaurés.

Les anions de chlore se déplacent vers l'électrode positive et, dégageant un excès d'électrons, sont oxydés. Dans ce cas, le processus principal est l’étape électrochimique proprement dite – l’oxydation des ions chlore :

et le secondaire est la liaison des atomes de chlore résultants en molécules :

En ajoutant les équations des processus se produisant au niveau des électrodes, nous obtenons l'équation globale de la réaction redox se produisant lors de l'électrolyse du MgCl2 fondu :

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Cette réaction ne peut pas se produire spontanément ; l'énergie nécessaire à sa mise en œuvre provient d'une source de courant externe.

Comme dans le cas d’une source chimique d’énergie électrique, l’électrode au niveau de laquelle se produit la réduction est appelée cathode ; L’électrode où se produit l’oxydation s’appelle l’anode. Mais pendant l'électrolyse, la cathode est chargée négativement et l'anode est chargée positivement, c'est-à-dire la répartition des signes de charge des électrodes est opposée à celle qui existe lors du fonctionnement de la cellule galvanique. Lors de l'électrolyse, une réaction chimique est réalisée grâce à l'énergie d'un courant électrique fourni de l'extérieur, tandis que lors du fonctionnement d'une cellule galvanique, l'énergie d'une réaction chimique spontanée qui s'y produit est convertie en énergie électrique.

Lorsqu'on envisage l'électrolyse de solutions, il ne faut pas perdre de vue qu'en plus des ions électrolytes, dans toute solution aqueuse, il existe également des ions qui sont encore des produits de dissociation de l'eau - H + et OH -. Dans un champ électrolytique, les ions hydrogène se déplacent vers la cathode et les ions hydroxyle vers l’anode. Ainsi, les cations électrolytes et les cations hydrogène peuvent être évacués à la cathode. De même, à l’anode, les anions électrolytes et les ions hydroxyle peuvent être déchargés. De plus, les molécules d’eau peuvent également subir une oxydation ou une réduction électrochimique.

Les processus électrochimiques qui auront lieu au niveau des électrodes pendant l'électrolyse dépendront principalement du rapport des potentiels d'électrode des systèmes électrochimiques correspondants. Cela signifie que les formes oxydées des systèmes électrochimiques seront réduites au niveau de la cathode. Parmi les nombreux processus possibles, celui qui consomme le moins d'énergie sera mis en œuvre. Cela signifie que les formes oxydées des systèmes électrochimiques avec le potentiel d'électrode le plus élevé seront réduites au niveau de la cathode, tandis que les formes réduites des systèmes avec le potentiel d'électrode le plus faible seront oxydées au niveau de l'anode. Le matériau de l'électrode a un effet inhibiteur sur le déroulement de certains processus électrochimiques.

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

Il en ressort clairement que si l'électrolyte est formé d'un métal dont le potentiel d'électrode est beaucoup plus positif que -0,41 V, alors le métal sera libéré de la solution neutre à la cathode. Ces métaux se trouvent dans une série de tensions proches de l'hydrogène (en commençant approximativement à partir de l'étain) et après celui-ci. Au contraire, dans le cas d'électrolytes dont le métal a un potentiel bien plus négatif que -0,41 V, le métal ne sera pas restitué, mais de l'hydrogène sera libéré. Ces métaux comprennent les métaux du début d'une série de contraintes - jusqu'au titane environ. Enfin, si le potentiel du métal est proche de -0,41 V (métaux de la partie médiane de la série - Zn, Cr, Fe, Ni), alors, en fonction de la concentration de la solution et des conditions d'électrolyse, les deux métaux une réduction et un dégagement d'hydrogène sont possibles ; il y a souvent une libération conjointe de métal et d'hydrogène.

La libération électrochimique d'hydrogène à partir de solutions acides se produit en raison de la décharge d'ions hydrogène. Dans le cas de milieux neutres ou alcalins, c'est le résultat de la réduction électrochimique de l'eau :

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

Ainsi, la nature du processus cathodique lors de l'électrolyse de solutions aqueuses est déterminée principalement par la position du métal correspondant dans la série de tensions. Dans certains cas, le pH de la solution, la concentration en ions métalliques et d'autres conditions d'électrolyse sont d'une grande importance.

Lors de l'examen des processus anodiques, il convient de garder à l'esprit que le matériau anodique peut s'oxyder pendant l'électrolyse. A cet égard, on distingue l'électrolyse à anode inerte et l'électrolyse à anode active. On dit qu'une anode est inerte, dont le matériau ne subit pas d'oxydation lors de l'électrolyse. L'anode active est l'anode dont le matériau peut être oxydé lors de l'électrolyse. Comme matériaux pour les anodes inertes, le graphite, le charbon et le platine sont plus souvent utilisés.

Sur une anode inerte lors de l'électrolyse de solutions aqueuses d'alcalis, d'acides oxygénés et de leurs sels, ainsi que d'acide fluorhydrique et de fluorures, une oxydation électrochimique de l'eau se produit avec libération d'oxygène. Selon le pH de la solution, ce processus se déroule différemment et peut être écrit sous différentes équations. En milieu alcalin, l'équation a la forme :

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

et en acide ou neutre :

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

Dans les cas considérés, l’oxydation électrochimique de l’eau est le processus le plus énergétiquement favorable. Les anions contenant de l'oxygène ne peuvent pas être oxydés ou leur oxydation se produit à des potentiels très élevés. Par exemple, le potentiel d'oxydation standard de l'ion SO42-2SO22- = S2O82- + 2e-

est de 2,010 V, ce qui est bien supérieur au potentiel d'oxydation standard de l'eau (1,228 V). Le potentiel d'oxydation standard de l'ion F- est encore plus grand (2,87 V).

Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses d'acides anoxiques et de leurs sels (sauf HF et fluorures), des anions sont évacués à l'anode. En particulier, lors de l'électrolyse de solutions de HI, HBr, HCl et de leurs sels, l'halogène correspondant est libéré au niveau de l'anode. A noter que le dégagement de chlore lors de l'électrolyse de HCl et de ses sels contredit la position mutuelle des systèmes

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

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

dans une série de potentiels d’électrodes standards. Cette anomalie est associée à une surtension importante du deuxième de ces deux processus d'électrode - le matériau de l'anode a un effet inhibiteur sur le processus de dégagement d'oxygène.

Dans le cas d'une anode active, le nombre de processus oxydatifs concurrents passe à trois : l'oxydation électrochimique de l'eau avec dégagement d'oxygène, la décharge anionique (c'est-à-dire son oxydation) et l'oxydation électrochimique du métal anodique (la soi-disant dissolution anodique de le métal). Parmi ces processus possibles, celui qui sera énergétiquement le plus favorable aura lieu. Si le métal anodique est situé dans une série de potentiels standards plus tôt que les deux autres systèmes électrochimiques, alors une dissolution anodique du métal sera observée. Sinon, il y aura un dégagement d’oxygène ou une décharge anionique.

Considérons un cas typique d'électrolyse de solutions aqueuses.

Électrolyse d'une solution de CuCl2 avec une anode inerte. Le cuivre dans la série de tensions est situé après l'hydrogène ; par conséquent, à la cathode, la décharge d'ions Cu2+ et la libération de cuivre métallique se produiront. A l'anode, les ions chlorure seront déchargés.

Schéma d'électrolyse d'une solution de chlorure de cuivre (II) :

Anode cathodique

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

Facteurs dont dépend l'électrolyse

L'efficacité de l'électrolyse est évaluée par un certain nombre de facteurs, notamment : l'intensité du courant, la tension, la densité de courant, l'efficacité de la source de courant, l'efficacité du courant, l'efficacité de la substance, l'efficacité de l'électricité (efficacité énergétique), la consommation électrique par unité de produit obtenu. .

L'intensité du courant ou la charge sur l'électrolyseur caractérise ses performances. Plus l'intensité du courant traversant l'électrolyseur est élevée, plus il est possible d'obtenir de produit lors du fonctionnement de cet électrolyseur. On a tendance à créer des électrolyseurs puissants, conçus dans certains cas pour des dizaines et des centaines de milliers d'ampères (production de chlore, d'aluminium, etc.). La tension sur l'électrolyseur est composée de plusieurs composantes :

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

où : U est la tension totale sur la cellule ; ea et ek sont les potentiels d'équilibre des réactions anodiques et cathodiques ; e-mail et ediafr - chute de tension dans l'électrolyte et dans le diaphragme ; écont. - chute de tension dans les contacts. La somme de ea-ek est appelée contrainte de décomposition. Cette valeur correspond à la consommation d'électricité pour l'électrolyse, qui va directement à la modification de l'énergie interne des substances.

Lors de l'électrolyse, on a tendance à réduire la tension sur la cellule en raison de l'ampleur de la polarisation et de l'état ohmique de l'équilibre de tension, c'est-à-dire des termes dus à l'irréversibilité du processus. La tension de décomposition est due à la nature du réactif et ne peut donc pas être modifiée. Les valeurs de ?ek et ?ea peuvent être modifiées en fonction de la nature de la réaction électrochimique se produisant sur l'électrode au moyen d'un mélange, d'une augmentation de la température de l'électrolyte, d'une modification de l'état de la surface de l'électrode et en raison d'un certain nombre d'autres facteurs.

La chute de tension dans l'électrolyte, exprimée par l'équation

où c est la résistance spécifique de l'électrolyte, Ohm cm, l est la distance entre les électrodes, cm (hors diaphragme), S est la section transversale de l'électrolyte à travers laquelle passe le courant électrique cm2, peut être réduite , comme il ressort de l'expression ci-dessus, la convergence des électrodes, l'introduction d'additifs plus électronégatifs dans la solution, ainsi qu'une augmentation de la température.

Si l'électrolyse s'accompagne de la formation de gaz, alors l'expression ci-dessus ne correspond pas toujours exactement à la chute de tension dans l'électrolyte. Ceci s'explique par le fait que les bulles de gaz libérées sur les électrodes réduisent la section efficace de l'électrolyte S et allongent le trajet du courant d'une électrode à l'autre. Ce phénomène est appelé remplissage de gaz, qui peut être défini comme le rapport du volume d'air actuellement occupé par la bulle au volume total de la cellule électrolytique. L'effet du remplissage de gaz sur la conductivité électrique de l'électrolyte peut être pris en compte à l'aide de l'expression suivante :

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

où c et c0 sont respectivement les résistances spécifiques de l'électrolyte continu et rempli de gaz, c est le remplissage en gaz.

La valeur de u peut être réduite en augmentant la température, ainsi qu'en plaçant des électrodes spéciales qui assurent l'élimination libre des gaz de la cellule.

Le rendement de tension est le rapport entre la tension de décomposition et la tension totale sur le bain :

val=(ea-ek)/U

La densité de courant est le rapport entre la force traversant le courant de l'électrolyte et la taille de la surface de l'électrode ; mesuré en A/cm2 (dm2 ou m2). Dans l'industrie, ils travaillent avec différentes densités de courant - de plusieurs centaines d'A/cm2 (galvanoplastie, hydroélectrométallurgie, production de chlore) à plusieurs milliers d'A/cm2 (électrolyse des matières fondues, électrosynthèse, etc.)

La valeur de la densité de courant caractérise la quantité de produit obtenue par unité de surface d'électrode, c'est-à-dire efficacité de l'électrolyseur. Par conséquent, si une augmentation de la densité de courant n'entraîne pas une baisse du rendement en produit d'électrolyse, on a tendance à réaliser le procédé avec les densités de courant les plus élevées possibles. Cependant, lors du choix des valeurs optimales des densités de courant, il est dans certains cas nécessaire de prendre en compte l'augmentation du coût du produit due à l'augmentation de la consommation électrique pour l'électrolyse due à une augmentation de la tension avec une augmentation de la densité actuelle. Pendant l'électrolyse, le courant qui traverse l'électrolyte peut être dépensé pour plusieurs réactions électrochimiques parallèles. Par exemple, dans l'électrolyse de solutions aqueuses, les réactions d'oxydation ou de réduction électrochimiques s'accompagnent de réactions de décomposition de l'eau en O2 et H2, qui sont libérés respectivement à l'anode et à la cathode. Lors de l'électrolyse des fusions cryolite-alumine, le courant, dans certaines conditions, peut être dépensé non seulement pour la libération d'aluminium, mais également pour la formation de sodium métallique sur la cathode.

Par conséquent, le courant traversant l'électrolyte est réparti entre plusieurs processus se produisant simultanément sur une électrode donnée :

je=i1+i2+i3+…+i n

où : I - courant circulant à travers la cellule ; i1 et i2 - le courant consommé par unité pour les première et deuxième réactions électrolytiques.

Afin de prendre en compte l'efficacité de l'utilisation de la quantité d'électricité traversant l'électrolyseur pour la formation d'un produit particulier, la notion de sortie de courant est introduite.

Production actuelle - le rapport entre le montant théoriquement nécessaire pour obtenir

de telle ou telle quantité d'électricité à la quantité d'électricité pratiquement dépensée. Afin de réduire le coût de l'électricité pour les réactions électrochimiques secondaires et d'augmenter le courant, on tente d'effectuer l'électrolyse dans des conditions dans lesquelles la décomposition du solvant est difficile, c'est-à-dire la polarisation est forte lors de l'oxydation ou de la réduction du solvant (par exemple, une surtension d'oxygène ou d'hydrogène). Ceci est réalisé en augmentant la densité de courant, en modifiant la température de l'électrolyte, en sélectionnant le matériau de l'électrolyte, etc.

Le rendement en substance est le rapport entre la quantité de produit obtenue à la suite de réactions électrochimiques et la quantité qui devrait théoriquement être formée, sur la base d'une charge donnée du produit initial. L'efficacité de l'utilisation de l'électricité (rendement énergétique) est le rapport entre la quantité d'électricité théoriquement nécessaire pour obtenir une unité d'une substance et la quantité pratiquement consommée. Théoriquement, la quantité d'électricité requise est la quantité qui serait nécessaire pour obtenir une quantité unitaire d'une substance si le processus se déroulait avec une efficacité de courant de 100 % et à une tension égale à la tension de décomposition. Par conséquent, la production d’énergie peut être déterminée par la formule :

ze = Wp / N = courant * val

Le rendement en termes de courant, de courant et de substance, ainsi que l'efficacité de l'utilisation de l'électricité znpr est généralement mesuré en pourcentage. La consommation d'électricité est généralement désignée comme une unité de quantité de produit produite, mesurée en Wh/kg ou kWh/t. Pour calculer la consommation d'électricité DC pour 1 tonne de produit produit par électrolyse, vous pouvez utiliser la formule suivante :

W=1*106*U/k entrée *1000

où : W - Consommation d'électricité DC kWh/t ; U - tension sur la cellule, V ; k équivalent électrochimique, gramme/a*r ; ztoka - sortie de courant, fractions d'unité ; 1000 - coefficient de conversion du watt*h en kW*h.

La consommation d'électricité CA par unité de produit produite peut être déterminée en divisant la consommation d'électricité CC par le même montant du coefficient de formation du courant alternatif en courant continu.

Il existe des relations quantitatives strictes entre le temps nécessaire au passage d'un courant électrique à travers une solution ou une fonte d'un électrolyte (la quantité d'électricité) et la quantité de substance formée et consommée.

Application de l'électrolyse

L'électrolyse est largement utilisée dans diverses industries. Dans l'industrie chimique, l'électrolyse produit des produits aussi importants que le chlore et les alcalis, les chlorates et les perchlorates, l'acide persulfurique et les persulfates, le permanganate de potassium, les composés organiques, l'hydrogène chimiquement pur, l'oxygène, le fluor et un certain nombre d'autres produits précieux.

Dans la métallurgie des non ferreux, l'électrolyse est utilisée pour affiner les métaux, pour extraire les métaux des minerais. Les métaux qui ne peuvent pas être isolés des solutions aqueuses en raison d'un potentiel négatif élevé sont obtenus en métallurgie non ferreuse par électrolyse de milieux fondus, qui sont des sels de ces métaux contenant des additifs de divers composés introduits afin d'abaisser la température de fusion de la masse fondue, augmenter la conductivité électrique, etc. Parmi les métaux obtenus par électrolyse de milieux fondus figurent l'aluminium, le magnésium, le zirconium, le titane, l'uranium, le béryllium et un certain nombre d'autres métaux.

L'électrolyse est utilisée dans de nombreuses branches de l'ingénierie mécanique, de l'ingénierie radio, de l'électronique et de l'industrie de l'imprimerie pour appliquer de fines couches métalliques sur la surface des produits afin de les protéger de la corrosion, de leur donner un aspect décoratif, d'augmenter la résistance à l'usure, la résistance à la chaleur et d'obtenir copies métalliques.

Malgré la grande variété d'électrolytes, d'électrodes et d'électrolyseurs, il existe des problèmes courants d'électrolyse technique. Ceux-ci incluent le transfert de charges, de chaleur, de masse et la distribution de champs électriques. Pour accélérer le processus de transfert, il est conseillé d'augmenter la vitesse de tous les flux et d'appliquer une convection forcée. Les processus d'électrodes peuvent être contrôlés en mesurant les courants limites.

L'électrolyse, évidemment, ne peut servir de méthode de contrôle que dans les systèmes électrolytiques (conducteurs), dont le nombre relatif n'est pas si grand.

Qu’est-ce que l’électrolyse ? Pour une compréhension plus simple de la réponse à cette question, imaginons n'importe quelle source de courant continu. Pour chaque source DC, vous pouvez toujours trouver un pôle positif et un pôle négatif :

Connectons-y deux plaques conductrices d'électricité chimiquement résistantes, que nous appellerons électrodes. La plaque reliée au pôle positif s'appelle l'anode, et au pôle négatif s'appelle la cathode :

Le chlorure de sodium est un électrolyte ; lorsqu’il fond, il se dissocie en cations sodium et en ions chlorure :

NaCl = Na + + Cl -

Il est évident que les anions de chlore chargés négativement iront à l'électrode chargée positivement - l'anode, et les cations Na + chargés positivement iront à l'électrode chargée négativement - la cathode. En conséquence, les cations Na + et les anions Cl - seront déchargés, c'est-à-dire qu'ils deviendront des atomes neutres. La décharge se produit par acquisition d'électrons dans le cas des ions Na + et par perte d'électrons dans le cas des ions Cl −. Autrement dit, le processus se déroule à la cathode :

Na + + 1e − = Na 0 ,

Et sur l'anode :

Cl − − 1e − = Cl

Puisque chaque atome de chlore possède un électron non apparié, leur existence unique est défavorable et les atomes de chlore se combinent en une molécule de deux atomes de chlore :

Сl∙ + ∙Cl = Cl 2

Ainsi, au total, le processus se produisant à l'anode s'écrit plus correctement comme suit :

2Cl - - 2e - = Cl 2

Autrement dit, nous avons :

Cathode : Na + + 1e − = Na 0

Anode : 2Cl - - 2e - = Cl 2

Résumons le bilan électronique :

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Ajoutez les côtés gauche et droit des deux équations demi-réactions, on a:

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

On réduit deux électrons de la même manière qu'on le fait en algèbre, on obtient l'équation ionique de l'électrolyse :

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

D'un point de vue théorique, le cas considéré ci-dessus est le plus simple, puisque dans la masse fondue de chlorure de sodium, parmi les ions chargés positivement, il n'y avait que des ions sodium, et parmi les négatifs, uniquement des anions chlore.

En d’autres termes, ni les cations Na + ni les anions Cl − n’avaient de « concurrents » pour la cathode et l’anode.

Et que se passera-t-il, par exemple, si au lieu d'un chlorure de sodium fondu, un courant traverse sa solution aqueuse ? Une dissociation du chlorure de sodium est également observée dans ce cas, mais la formation de sodium métallique en solution aqueuse devient impossible. Après tout, on sait que le sodium, représentant des métaux alcalins, est un métal extrêmement actif qui réagit très violemment avec l'eau. Si le sodium ne peut pas être réduit dans de telles conditions, qu’est-ce qui sera réduit à la cathode ?

Rappelons la structure de la molécule d'eau. C'est un dipôle, c'est-à-dire qu'il possède un pôle négatif et un pôle positif :

C'est grâce à cette propriété qu'il est capable de « coller » à la fois à la surface de la cathode et à la surface de l'anode :

Les processus suivants peuvent avoir lieu :

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

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

Ainsi, il s'avère que si l'on considère une solution de n'importe quel électrolyte, nous verrons que les cations et anions formés lors de la dissociation de l'électrolyte entrent en compétition avec les molécules d'eau pour la réduction à la cathode et l'oxydation à l'anode.

Alors, quels processus auront lieu à la cathode et à l’anode ? Décharge d'ions formés lors de la dissociation de l'électrolyte ou de l'oxydation/réduction des molécules d'eau ? Ou peut-être que tous ces processus se produiront simultanément ?

Selon le type d'électrolyte, diverses situations sont possibles lors de l'électrolyse de sa solution aqueuse. Par exemple, les cations des métaux alcalins, alcalino-terreux, de l'aluminium et du magnésium ne peuvent tout simplement pas être réduits dans le milieu aquatique, puisque leur réduction aurait dû donner respectivement des métaux alcalins, alcalino-terreux, de l'aluminium ou du magnésium, c'est-à-dire des cations alcalins, alcalino-terreux, de l'aluminium et du magnésium. métaux qui réagissent avec l’eau.

Dans ce cas, seule la réduction des molécules d’eau au niveau de la cathode est possible.

Il est possible de se rappeler quel processus se déroulera sur la cathode lors de l'électrolyse d'une solution de n'importe quel électrolyte, en suivant les principes suivants :

1) Si l'électrolyte est constitué d'un cation métallique qui, à l'état libre, réagit normalement avec l'eau, le processus suivant a lieu à la cathode :

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

Cela s'applique aux métaux qui se trouvent au début de la série d'activités Al inclus.

2) Si l'électrolyte est constitué d'un cation métallique qui, sous sa forme libre, ne réagit pas avec l'eau, mais réagit avec des acides non oxydants, deux processus se produisent à la fois, à la fois la réduction des cations métalliques et des molécules d'eau :

Moi n+ + ne = Moi 0

Ces métaux incluent ceux entre Al et H dans la série d'activités.

3) Si l'électrolyte est constitué de cations hydrogène (acide) ou de cations métalliques qui ne réagissent pas avec les acides non oxydants, seuls les cations de l'électrolyte sont restitués :

2H + + 2e - \u003d H 2 - dans le cas de l'acide

Me n + + ne = Me 0 - dans le cas du sel

A l'anode, la situation est la suivante :

1) Si l'électrolyte contient des anions de résidus acides sans oxygène (sauf F -), alors le processus de leur oxydation a lieu à l'anode, les molécules d'eau ne sont pas oxydées. Par exemple:

2Cl - - 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Les ions fluorure ne sont pas oxydés à l'anode car le fluor n'est pas capable de se former dans une solution aqueuse (réagit avec l'eau)

2) Si l'électrolyte contient des ions hydroxydes (alcalis), ils sont oxydés à la place des molécules d'eau :

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

3) Si l'électrolyte contient un résidu acide contenant de l'oxygène (à l'exception des résidus d'acide organique) ou un ion fluorure (F -) sur l'anode, le processus d'oxydation des molécules d'eau a lieu :

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

4) Dans le cas d'un résidu acide d'un acide carboxylique sur l'anode, le processus suivant a lieu :

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

Pratiquons-nous à écrire des équations d'électrolyse pour diverses situations :

Exemple 1

Écrivez les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une masse fondue de chlorure de zinc, ainsi que l'équation générale de l'électrolyse.

Solution

Lorsque le chlorure de zinc fond, il se dissocie :

ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -

De plus, il convient de prêter attention au fait que c'est le chlorure de zinc fondu qui subit l'électrolyse, et non la solution aqueuse. En d’autres termes, sans options, seule la réduction des cations zinc peut se produire à la cathode et l’oxydation des ions chlorure à l’anode. pas de molécules d'eau

Cathode : Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Anode : 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Exemple n°2

Écrivez les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de zinc, ainsi que l'équation générale de l'électrolyse.

Puisque dans ce cas, une solution aqueuse est soumise à une électrolyse, alors, théoriquement, les molécules d'eau peuvent participer à l'électrolyse. Puisque le zinc se situe dans la série d’activités entre Al et H, cela signifie que la réduction des cations zinc et des molécules d’eau se produira à la cathode.

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

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

L'ion chlorure est le résidu acide de l'acide sans oxygène HCl, donc dans la compétition pour l'oxydation à l'anode, les ions chlorure « gagnent » sur les molécules d'eau :

2Cl - - 2e - = Cl 2

Dans ce cas particulier, il est impossible d’écrire l’équation globale de l’électrolyse, puisque le rapport entre l’hydrogène et le zinc libérés à la cathode est inconnu.

Exemple n°3

Écrivez les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de cuivre, ainsi que l'équation générale de l'électrolyse.

Le nitrate de cuivre en solution est à l'état dissocié :

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 -

Le cuivre est dans la série d'activités à droite de l'hydrogène, c'est-à-dire que les cations cuivre seront réduits à la cathode :

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Ion nitrate NO 3 - est un résidu acide contenant de l'oxygène, ce qui signifie que lors de l'oxydation à l'anode, les ions nitrate « perdent » en compétition avec les molécules d'eau :

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

Ainsi:

Cathode : Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

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

L'équation obtenue par addition est l'équation ionique de l'électrolyse. Pour obtenir l’équation complète de l’électrolyse moléculaire, vous devez ajouter 4 ions nitrate aux côtés gauche et droit de l’équation ionique résultante en tant que contre-ions. Nous obtiendrons alors :

2Cu(NON 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3

Exemple n°4

Écrivez les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acétate de potassium, ainsi que l'équation générale de l'électrolyse.

Solution:

L'acétate de potassium dans une solution aqueuse se dissocie en cations potassium et en ions acétate :

CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +

Le potassium est un métal alcalin, c'est-à-dire est dans la série électrochimique de tensions au tout début. Cela signifie que ses cations ne sont pas capables d'être évacués à la cathode. Au lieu de cela, les molécules d’eau seront restaurées :

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

Comme mentionné ci-dessus, les résidus acides des acides carboxyliques « gagnent » dans la compétition pour l'oxydation des molécules d'eau à l'anode :

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

Ainsi, en résumant le bilan électronique et en additionnant les deux équations de demi-réactions à la cathode et à l'anode, on obtient :

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

Anode : 2CH 3 COO - - 2e - = CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1

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

Nous avons obtenu l'équation complète de l'électrolyse sous forme ionique. En ajoutant deux ions potassium aux côtés gauche et droit de l'équation et en les ajoutant avec des contre-ions, nous obtenons l'équation complète de l'électrolyse sous forme moléculaire :

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

Exemple n°5

Écrivez les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique, ainsi que l'équation générale de l'électrolyse.

L'acide sulfurique se dissocie en cations hydrogène et en ions sulfate :

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

Les cations hydrogène H+ seront réduits à la cathode, et les molécules d'eau seront oxydées à l'anode, car les ions sulfate sont des résidus acides contenant de l'oxygène :

Cathode : 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

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

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

En réduisant les ions hydrogène dans les côtés gauche et droit et gauche de l'équation, on obtient l'équation de l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique :

2H 2 O = 2H 2 + O 2

Comme on peut le constater, l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique se réduit à l'électrolyse de l'eau.

Exemple n°6

Écrivez les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium, ainsi que l'équation générale de l'électrolyse.

Dissociation de l'hydroxyde de sodium :

NaOH = Na + + OH -

Seules les molécules d'eau seront réduites à la cathode, puisque le sodium est un métal très actif, et uniquement les ions hydroxyde à l'anode :

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

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

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

Réduisons deux molécules d'eau à gauche et à droite et 4 ions hydroxyde et arrivons à la conclusion que, comme dans le cas de l'acide sulfurique, l'électrolyse d'une solution aqueuse de soude se réduit à l'électrolyse de l'eau.

Chloration

L'utilisation de l'hypochlorite de sodium (NaClO) est due à sa capacité chimique à neutraliser un certain nombre de micro-organismes nuisibles. Ses propriétés bactéricides visent à détruire un certain nombre de champignons et de bactéries dangereuses.

Pour obtenir de l'hypochlorite de sodium, il est nécessaire d'effectuer le processus de chloration de l'hydroxyde de sodium (NaOH) à l'aide de chlore moléculaire (Cl).

Le principe d'action de l'hypochlorite de sodium (NaClO) est assez simple, puisque cette substance possède des propriétés biocides élevées (biocide - agents chimiques conçus pour lutter contre les micro-organismes nuisibles ou pathogènes). Lorsque l'hypochlorite de sodium (NaClO) pénètre dans l'eau, il commence à se décomposer activement, formant des particules actives sous forme de radicaux et d'oxygène. Les radicaux d'hypochlorite de sodium (NaClO) sont dirigés contre les micro-organismes nuisibles. Les particules actives d'hypochlorite de sodium (NaClO) commencent à détruire l'enveloppe externe ou le biofilm du micro-organisme, entraînant ainsi la mort finale de divers champignons pathogènes, virus et bactéries. La composition chimique de l'hypochlorite de sodium vise à désinfecter et à désinfecter l'eau. . Cette substance occupe donc une place importante dans de nombreux domaines de la vie humaine. Des études mondiales montrent que l'hypochlorite de sodium (NaClO) est utilisé pour la désinfection dans 91 % des cas, les 9 % restants incluent l'hypochlorite de potassium ou de lithium. Mais pour que cette substance donne des résultats et des bienfaits au quotidien, il est nécessaire de surveiller attentivement la concentration de la solution.
La chloration s’est avérée être le moyen le plus simple et le moins coûteux de désinfecter l’eau, si bien qu’elle s’est rapidement répandue dans le monde entier. Or, on peut dire que la méthode traditionnelle de désinfection de l'eau potable, adoptée dans le monde entier (dans 99 cas sur 100), est précisément la chloration, et aujourd'hui des centaines de milliers de tonnes de chlore sont utilisées chaque année pour chlorer l'eau. En Russie, plus de 99 % de l'eau est soumise à la chloration et à ces fins, environ 100 000 tonnes de chlore sont utilisées en moyenne par an.

Dans la pratique actuelle de désinfection de l'eau potable, la chloration est utilisée le plus souvent comme la méthode la plus économique et la plus efficace par rapport à toute autre méthode connue, car elle constitue la seule manière d'assurer la sécurité microbiologique de l'eau en tout point du réseau de distribution et à tout moment. temps en raison des effets secondaires du chlore.
Il est bien connu que le chlore (Cl), réagissant avec l'eau, ne forme pas de « l'eau chlorée » (comme on le pensait auparavant), mais de l'acide hypochloreux ( HClO) - la première substance obtenue par les chimistes, qui contenait du chlore actif.
À partir de l'équation de réaction : HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, il s'ensuit que théoriquement à partir de 52,5 g. HClO tu peux obtenir 71 g Cl2, c'est-à-dire que l'acide hypochloreux contient 135,2 % de chlore actif. Mais cet acide est instable : sa concentration maximale possible en solution ne dépasse pas 30 %.
Le chlore se dissout facilement dans l’eau, tuant tous les êtres vivants qui s’y trouvent. Comme il s'établit après mélange de chlore gazeux avec de l'eau, un équilibre s'établit dans une solution aqueuse :
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Ensuite, la dissociation se produit (la dissociation est la décomposition d'une particule (molécule, radical, ion) en plusieurs particules plus simples) de l'acide hypochloreux formé HOCl ↔ H+ + OCl –
La présence d'acide hypochloreux dans les solutions aqueuses de chlore et les anions résultant de sa dissociation OSl - avoir de fortes propriétés bactéricides (c'est la capacité de détruire les micro-organismes). Il s’est avéré que l’acide hypochloreux libre est près de 300 fois plus actif que les ions hypochlorite. ClO-. Cela s'explique par la capacité unique HClO pénétrer les bactéries à travers leurs membranes. De plus, comme nous l'avons déjà indiqué, l'acide hypochloreux est sujet à décomposition à la lumière :
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
avec formation d'acide chlorhydrique et d'oxygène atomique (singulet) (comme intermédiaire), qui est l'agent oxydant le plus puissant.

Processus de chloration.

À l'usine de traitement de l'eau, le chlore est fourni à l'état liquéfié dans des conteneurs spécialisés de différentes capacités, des cylindres de petit et moyen volume. Mais le chlore à l’état gazeux est utilisé pour désinfecter l’eau. Le chlore gazeux est obtenu à partir du chlore liquide par son évaporation dans des évaporateurs à serpentin, qui sont des appareils cylindriques verticaux avec des serpentins placés à l'intérieur, à travers lesquels passe le chlore liquide. Le dosage du chlore gazeux obtenu dans l'eau est effectué au moyen de dispositifs spéciaux - des chlorateurs sous vide.
Après l'introduction du chlore dans l'eau traitée, son bon mélange avec l'eau et une durée suffisante de son contact avec l'eau (au moins 30 minutes) doivent être assurés avant que l'eau ne soit fournie au consommateur. Il convient de noter que l'eau avant la chloration doit déjà être préparée et, en règle générale, la chloration est généralement effectuée avant que l'eau clarifiée n'entre dans le réservoir d'eau propre, où le temps de contact nécessaire est assuré.

Les principaux avantages de l’utilisation du chlore gazeux pour la désinfection de l’eau
sont:

faible coût du processus de désinfection de l'eau;
facilité de réalisation du processus de chloration;
capacité désinfectante élevée du chlore gazeux;
le chlore affecte non seulement les micro-organismes, mais oxyde également les substances organiques et inorganiques ;
le chlore élimine les goûts et les odeurs de l'eau, sa couleur ne contribue pas à augmenter la turbidité.

Cependant, le chlore est une substance toxique très efficace appartenant à la deuxième classe de danger. Le chlore gazeux est un agent oxydant puissant, favorise la combustion de nombreuses substances organiques et est inflammable au contact de substances combustibles. Les poudres de térébenthine, de titane et de métal dans une atmosphère de chlore sont capables de s'enflammer spontanément à température ambiante. Le chlore forme des mélanges explosifs avec l'hydrogène.
Parfois, les coûts pour assurer la sécurité de la chloration dépassent les coûts de la chloration réelle de l'eau.

À cet égard, l’utilisation de l’hypochlorite de sodium comme agent chloré dans la chloration de l’eau constitue une bonne alternative au chlore gazeux.

Électrolyse

La méthode la moins chère, la plus simple et la plus sûre consiste à obtenir des solutions désinfectantes d'hypochlorite de sodium par électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium (NaCl) et son interaction avec un alcali dans le même appareil - un électrolyseur.

Les photographies montrent l'électrolyseur. Pompe doseuse Seko pour le dosage d'hypochlorite de sodium et pompe Argal hermétique pour le pompage de saumure NaCl

Tout en conservant tous les avantages de la chloration au chlore liquide, la décontamination électrolytique à l’hypochlorite de sodium évite les difficultés majeures de transport et de stockage des gaz toxiques.
L'utilisation de solutions d'hypochlorite de sodium faiblement concentrées augmente la sécurité du processus de production de désinfection de l'eau par rapport au chlore liquide et à une solution d'hypochlorite de sodium hautement concentrée.
Le sel est la matière première pour la production d'hypochlorite de sodium. Le réactif étant utilisé directement sur le lieu de réception, aucun transport n’est nécessaire.
Le processus technologique de production d'hypochlorite de sodium comprend les opérations suivantes :

Préparez une solution saline saturée.
Le principal procédé d'obtention d'hypochlorite de sodium par électrolyse.

Lors de l'électrolyse d'une solution de chlorure de sodium, les réactions suivantes se produisent :
à la cathode : 2Na + + 2е→2Na ;
2Na + 2H2O→2NaOH (hydroxyde de sodium) + H 2 ;
à l'anode : 2Cl - - 2е→Cl 2 ;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (acide hypochloreux) + HCl.
La réaction globale peut être représentée comme suit :
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2.

Étant donné que le processus d'oxydation de l'hypochlorite de sodium avec formation ultérieure de chlorites et de chlorates ralentit avec la diminution de la température, l'électrolyse est effectuée à des températures relativement basses de la solution saline de travail (20-25 ° C).
Le sel est versé dans des conteneurs spéciaux - des saturateurs via le dispositif de chargement. La matière première pour la production de solutions à faible concentration d'hypochlorite de sodium est le sel de table alimentaire de la plus haute qualité ou « Extra ». L'eau versée, traversant la couche de sel, forme une solution saturée de sel commun.
Pour purifier une solution saline concentrée, des filtres grossiers et des filtres fins à cartouche en polypropylène remplaçables d'un débit de 5 microns sont utilisés.
Une solution saturée de chlorure de sodium est pompée dans le mélangeur, où elle est diluée avec de l'eau du robinet jusqu'à une concentration de travail (selon SanPiN 2.1.4.1074-01), puis dans l'électrolyseur.
Le principal procédé d'obtention d'hypochlorite de sodium par électrolyse est réalisé dans des installations constituées d'un bain d'électrolyse et d'un échangeur de chaleur. Dans les échangeurs de chaleur, l'électrolyte est refroidi en été (avec de l'eau du robinet) et en hiver, la solution saline de travail est préchauffée.
Dans les bains d'électrolyse, les électrodes en titane sont recouvertes de dioxydes de ruthénium et d'iridium. Au cours du processus d'électrolyse, des dépôts de calcium et de magnésium se produisent sur les électrodes. Par conséquent, périodiquement, au fur et à mesure de la formation de ces dépôts, les électrolyseurs sont rincés en circuit fermé avec une solution d'acide chlorhydrique (HCl) à 4 %.
Dans l'électrolyseur, une électrolyse continue de la solution saline de travail a lieu, ce qui permet d'obtenir de l'hypochlorite de sodium. Une solution de NaCl à 3 % à un débit volumique constant de 2,5 m3/h traverse l'installation d'électrolyse jusqu'à ce que la concentration de NaClO souhaitée (0,8 %) soit atteinte. L'hypochlorite de sodium formé dans les électrolyseurs est stocké dans des réservoirs spéciaux afin de constituer une réserve pour les besoins des installations de traitement.
L'hypochlorite de sodium avec une concentration d'au moins 8 g/l de chlore actif entre dans le réservoir de stockage, d'où il est pompé vers des unités de dosage situées à proximité des points d'injection des réactifs. Depuis les réservoirs, l'hypochlorite de sodium est acheminé via un système de canalisations par des pompes doseuses vers une station de dosage automatique dans l'eau traitée.

Conclusion
L'utilisation de solutions d'hypochlorite de sodium faiblement concentrées améliore la sécurité des processus de traitement de l'eau dans les usines de distribution d'eau.

La combinaison de la désinfection de l'eau traitée avec de l'hypochlorite de sodium à faible concentration (première étape) avec une irradiation ultraviolette avant de la fournir au réseau d'adduction d'eau de la ville (deuxième étape) garantit la pleine conformité de la qualité de l'eau en termes d'indicateurs microbiologiques avec les normes en vigueur et sa haute sécurité épidémiologique.

Lorsqu'on envisage l'électrolyse de solutions, il ne faut pas perdre de vue qu'en plus des ions électrolytiques, dans toute solution aqueuse, il existe également des ions qui sont encore des produits de dissociation de l'eau - H + et OH -. champ, les ions hydrogène se déplacent vers la cathode et les ions hydroxyle vers l’anode. Ainsi, les cations électrolytes et les cations hydrogène peuvent être évacués à la cathode. De même, à l’anode, les anions électrolytes et les ions hydroxyle peuvent être déchargés. De plus, les molécules d’eau peuvent également subir une oxydation ou une réduction électrochimique.

Compte tenu des processus cathodiques se produisant lors de l'électrolyse de solutions aqueuses, il est nécessaire de prendre en compte la valeur du potentiel du processus de réduction des ions hydrogène. Ce potentiel dépend de la concentration en ions hydrogène et dans le cas de solutions neutres (рН=7) a la valeur
φ \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V. Il en ressort clairement que si l'électrolyte est formé d'un métal dont le potentiel d'électrode est beaucoup plus positif que -0,41 V, alors le métal sera libéré de la solution neutre à la cathode. Ces métaux se trouvent dans une série de tensions proches de l'hydrogène (en commençant approximativement à partir de l'étain) et après celui-ci. Au contraire, dans le cas d'électrolytes dont le métal a un potentiel bien plus négatif que –0,41 V, le métal ne sera pas réduit, mais de l'hydrogène sera libéré. Ces métaux comprennent les métaux du début d'une série de contraintes, jusqu'à environ le titane. Enfin, si le potentiel du métal est proche de -0,41 V (métaux de la partie médiane des séries Zn, Cr, Fe, Ni), alors, en fonction de la concentration de la solution et des conditions d'électrolyse, la réduction du métal et le dégagement d'hydrogène sont possible; il y a souvent une libération conjointe de métal et d'hydrogène.

Le dégagement électrochimique de l'hydrogène à partir de solutions acides se produit à la suite de la décharge d'ions hydrogène. Dans le cas de milieux neutres ou alcalins, c'est le résultat de la réduction électrochimique de l'eau :

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

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

et en acide ou neutre :

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

Dans les cas considérés, l’oxydation électrochimique de l’eau est le processus le plus énergétiquement favorable. Les anions contenant de l'oxygène ne peuvent pas être oxydés ou leur oxydation se produit à des potentiels très élevés. Par exemple, le potentiel d'oxydation standard de l'ion SO 4 2-

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

est de 2,010 V, ce qui est bien supérieur au potentiel d'oxydation standard de l'eau (1,228 V). Le potentiel d'oxydation standard de l'ion F est encore plus grand (2,87 V).

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

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

Considérons quelques cas typiques d'électrolyse de solutions aqueuses.

Électrolyse d'une solution de CuCl 2 avec une anode inerte. Le cuivre dans la série de tensions est situé après l'hydrogène ; par conséquent, à la cathode, il y aura une décharge d'ions Cu 2+ et une libération de cuivre métallique. A l'anode, les ions chlorure seront déchargés.

Schéma d'électrolyse d'une solution de chlorure brin (II) :

Cathode ← Cu 2+ 2Cl - → Anode

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

Électrolyse d'une solution de K 2 SO 4 avec une anode inerte. Étant donné que le potassium dans la série de tensions est beaucoup plus précoce que l'hydrogène, l'hydrogène sera libéré à la cathode et OH - s'accumulera. A l'anode, de l'oxygène sera libéré et des ions H+ s'accumuleront. Dans le même temps, les ions K + entreront dans l'espace cathodique et les ions SO 4 2- dans l'espace anodique. Ainsi, la solution dans toutes ses parties restera électriquement neutre. Cependant, les alcalis s'accumuleront dans l'espace cathodique et l'acide s'accumulera dans l'espace anodique.

Schéma d'électrolyse d'une solution de sulfate de potassium :

Cathode ← 4K + 2SO 4 2- → Anode

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

Électrolyse d'une solution de NiSO 4 avec anode en nickel. Le potentiel standard du nickel (-0,250 V) est légèrement supérieur à -0,41 V ; ainsi, lors de l'électrolyse d'une solution neutre de NiSO 4 sur la cathode, les ions Ni 2+ sont principalement déchargés et le métal est libéré. A l'anode, le processus inverse se produit - l'oxydation du métal, puisque le potentiel du nickel est bien inférieur au potentiel d'oxydation de l'eau, et plus encore, au potentiel d'oxydation de l'ion SO 4 2-. Ainsi, dans ce cas, l'électrolyse se réduit à la dissolution du métal anodique et à sa séparation au niveau de la cathode.

Schéma d'électrolyse de la solution de sulfate de nickel :

Cathode ← Ni 2+ SO 4 2- → Anode

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

Ce procédé est utilisé pour la purification électrochimique du nickel.

Les lois de Faraday

1. La loi de Faraday.

La masse de substance libérée sur l'électrode lorsqu'un courant électrique traverse la solution électrolytique est directement proportionnelle à la quantité d'électricité.

Où ∆m est la quantité de substance ayant réagi ; Q est la quantité d'électricité ; k e - coefficient de proportionnalité, indiquant la réaction de la substance lors du passage d'une unité d'électricité. La valeur k est appelée l’équivalent électrochimique.

k = M/(NA z│e│)

où z est la valence ionique ; M est la masse molaire de la substance libérée sur l'électrode ; N A est la constante d'Avogadro. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. La loi de Faraday.

Selon la deuxième loi de Faraday, lorsqu'une certaine quantité d'électricité est transmise, le rapport des masses des substances ayant réagi est égal au rapport de leurs équivalents chimiques :

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

L'équivalent chimique d'un élément est égal au rapport de la partie de la masse de l'élément qui ajoute ou remplace une masse atomique d'hydrogène ou la moitié de la masse atomique d'oxygène dans les composés chimiques à 1/12 de la masse du C 12. atome. Le concept d’« équivalent chimique » s’applique également aux composés. Ainsi, l'équivalent chimique d'un acide est numériquement égal à sa masse molaire divisée par la basicité (nombre d'ions hydrogène), l'équivalent chimique d'une base est sa masse molaire divisée par l'acidité (pour une base inorganique, par le nombre d'ions hydroxyles). groupes), l'équivalent chimique d'un sel est sa masse molaire, divisée par la somme des charges des cations ou des anions.