Sālsskābes elektrolīzes laikā. Elektrolītu kausējumu un šķīdumu elektrolīze. Uzdevumi studentiem

ELEKTROLĪZE

elektrolītu kausējumi un šķīdumi

ar elektrolīzi sauc par ķīmisko reakciju kopumu, kas notiek caurejas laikā līdzstrāva caur elektroķīmisko sistēmu, kas sastāv no diviem elektrodiem un elektrolīta kausējuma vai šķīduma.

Elektrolīzes ķīmiskā būtība slēpjas faktā, ka tā ir redoksreakcija, kas notiek tiešas elektriskās strāvas ietekmē, un oksidācijas un reducēšanas procesi ir telpiski nodalīti.

Katods - elektrods, uz kura tiek reducēti katjoni vai ūdens. Tas ir negatīvi uzlādēts.

Anods - elektrods, uz kura tiek oksidēti anjoni vai ūdens. Tas ir pozitīvi uzlādēts.

1. Sāļu, bāzu kausējumu elektrolīze.

Kausējumu elektrolīzes laikā pie katoda vienmēr tiek reducēti metāla katjoni.

K(-): Men+ + nē → Me0

Anoda procesu nosaka anjona sastāvs:

a) Ja bezskābekļa skābes anjons (Cl-, Br-, I-, S2-), tad šis anjons tiek pakļauts anodiskajai oksidācijai un veidojas vienkārša viela:

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

b) Ja skābekli saturošs anjons (SO42-, SiO32-, HO- u.c.) tiek pakļauts anodiskajai oksidēšanai, tad nemetāls veido oksīdu (nemainot oksidācijas pakāpi) un izdalās skābeklis.

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

Piemērs 1.1. Izkausētais sāls ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: Zn + Cl2 elektrolīze ZnCl2

Piemērs 1.2. Sārmu kausējums NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Kopējo elektrolīzes vienādojumu iegūst, saskaitot vienādojuma labo un kreiso daļu, ar nosacījumu, ka katoda un anoda procesos iesaistītie elektroni ir vienādi.

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

4 Na+ + 4 OH - elektrolīze 4 Na0 + O2 + 2H2O - jonu vienādojums

4NaOH elektrolīze 4Na + 2H2O + O2 - molekulārais vienādojums

Piemērs 1.3. Izkausētais sāls 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 – jonu elektrolīzes vienādojums

2Na2SO4 elektrolīze 4Nao + O2 + 2SO3 - molekulārais vienādojums

K A

Piemērs 1.4. Izkausētais sāls AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Pirms *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

4AgNO3 elektrolīze 4Ag + 2N2O5 +2O2

K A

Uzdevumi patstāvīgam darbam . Sastādiet vienādojumus šādu sāļu kausējumu elektrolīzei: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Sāļu, hidroksīdu un skābju šķīdumu elektrolīze.

Ūdens šķīdumu elektrolīzi sarežģī fakts, ka ūdens var piedalīties oksidācijas un reducēšanas procesos.

katoda procesi nosaka sāls katjona elektroķīmiskā aktivitāte. Jo vairāk pa kreisi metāls atrodas sprieguma virknē, jo grūtāk ir samazināt tā katjonus pie katoda:

Li K Ca Na mg Al Mn Zn Kr Te Ni sn Pb H2 Cu hg Ag Pt Au

es grupaiIIgrupaiIIIgrupai

Metālu katjoniem līdz Al ieskaitot (I grupa) katodiskais process ir ūdeņraža reducēšana no ūdens:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Metālu katjoniem pēc ūdeņraža (III grupa) katoda process ir to reducēšana par metālu:

(-) K: Vīrieši+ + nē → Me0

Metālu katjoniem sprieguma virknē no Mn līdz H2 (II grupa) ir paralēli konkurējoši procesi metālu katjonu un ūdeņraža reducēšanai no ūdens:

(-) K: Vīrieši+ + nē → Me0

2Н2О + 2ē → Н2+ 2НО-

Kurš no šiem procesiem dominēs, ir atkarīgs no vairākiem faktoriem: Me aktivitātes, šķīduma pH, sāls koncentrācijas, pielietotā sprieguma un elektrolīzes apstākļiem.

Anoda procesi nosaka sāls anjonu sastāvs:

A) Ja anjons ir bezskābekļa skābe (Cl-, Br-, I-, S2- utt.), tad tas tiek oksidēts līdz vienkāršām vielām (izņemot F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

b) Skābekli saturoša anjona (SO42-, CO32- utt. vai OH-) klātbūtnē anodiski oksidējas tikai ūdens:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Apsveriet piemērus, kas ilustrē visas iespējamās iespējas:

Piemērs 2.1 . KCl sāls šķīdums

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - elektrolīze H2 + 2OH - + Cl2 - jonu elektrolīzes vienādojums

2KCl + 2H2O elektrolīze H2 + 2KOH + Cl2 - elektrolīzes molekulārais vienādojums

K A

Piemērs 2.2 . CuCl2 sāls šķīdums

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: CuCl2 Cu + Cl2 elektrolīze

Piemērs 2.3. FeCl2 sāls šķīdums

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Dzelzs pieder pie II grupas metāliem, tāpēc uz katoda notiks divi paralēli procesi:

1. process:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2++2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - procesa jonu vienādojums

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - procesa molekulārais vienādojums

2. process:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - procesa jonu vienādojums

2H2O + FeCl2 elektrolīze H2 + Fe(OH)2 + Cl2 - molekulārais vienādojums.

Tādējādi katoda telpā Fe, H2 un Fe(OH)2 veidosies dažādās attiecībās atkarībā no elektrolīzes apstākļiem.

Piemērs 2.4 . Sāls šķīdums Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

katoda telpā anoda telpā

Kad elektriskā strāva ir izslēgta un katoda un anoda telpas saturs ir sajaukts, elektrolīzes gala rezultātu var attēlot ar shēmu:

2H2O el-z 2H2 + O2,

jo sārms reaģēs ar skābi, veidojot 2 molus sāls un 4 molus ūdens.

Piemērs 2.5 . CuSO4 šķīduma elektrolīze.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e – Þ O2 + 4H+

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

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

Piemērs 2.6. FeSO4 šķīduma elektrolīze

Tā kā dzelzs pieder pie II grupas metāliem, pie katoda paralēli noritēs divi konkurējoši procesi (sk. 2.3. piemēru), un ūdens oksidēsies pie anoda (skat. 2.4. piemēru):

1. process:

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

2FeSO4 + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 2Н2SO4 – molekulārais vienādojums

2. process:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

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

6Н2О + 2FeSO4 elektrolīze 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - molekulārā

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">Un tikai tad, ja metālu un ūdeņraža katjonu katodiskās reducēšanas procesi no ūdens ir vienādās proporcijās , varat uzrakstīt kopējo reakcijas galīgo vienādojumu:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - tikai 4 elektroni

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

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

katoda anods

Pēc strāvas izslēgšanas un šķīdumu sajaukšanas galīgais vienādojums būs šāds:

· Uzrakstīt elektrolīzes vienādojumus K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2 šķīdumiem.

· Atrisināt problēmu. Lai analizētu NaCl piemaisījumu saturu tehniskajā NaOH, 40 g zāļu izšķīdināja ūdenī un pakļāva elektrolīzei līdz pilnīgai hlora jonu oksidēšanai. Šajā gadījumā pie anoda izdalījās 601 ml Cl2 200C temperatūrā un normālā spiedienā. Aprēķiniet NaCl piemaisījuma masas daļu NaOH.

3. Elektrolīze c šķīstošs s m anods

Iepriekš tika aplūkoti sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzes piemēri ar inertu anodu, t.i., tādu, kas anoda procesā nepiedalās ķīmiski. Šādi elektrodi ir izgatavoti no neaktīviem cēlmetāliem, piemēram, Pt, Ir vai tiek izmantoti oglekļa elektrodi. Ja tiek izmantoti šķīstošie anodi, piemēram, Cu-anods, Zn-anods, tad anoda process būtiski mainās, jo pats anods tiek oksidēts. Pie 2 konkurējošā anoda notiek process ar mazāku potenciālu: vara oksidēšanai E0 = - 0,34 V, cinka oksidēšanai E0 = - 0,76 V un Cl anjona oksidēšanai. , E0 = + 1,36 V.

Piemērs 3.1. CuCl2 sāls ūdens šķīduma elektrolīze ar šķīstošu anodu:

Katods (-): Cu-anods (+):

Сu2+ + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2+

Tādējādi notiek sava veida vara anoda attīrīšana: tas izšķīst, piemaisījumi paliek anoda telpā, un uz katoda tiek nogulsnēts tīrs varš. Hlora anjons netiek oksidēts, bet uzkrājas anoda telpā.

Piemērs 3.2. KCl sāls ūdens šķīduma elektrolīze ar Cu anodu:

Cu-anods (+): Сu0 - 2ē → Cu2+

Katodā pirmajā brīdī no ūdens sāk reducēties ūdeņradis, bet Cu2+ parādīšanās šķīdumā padara konkurētspējīgas divas katoda reducēšanas reakcijas:

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

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Rezultātā pārsvarā notiek tas, kam raksturīgs lielāks potenciāls, t.i., Сu2+ samazināšana līdz Cu0.

Tādējādi šajā gadījumā notiks Cu-anoda izšķīšana: Сu0 - 2ē → Cu2+, un uz katoda izveidotie vara katjoni tiks reducēti: Сu2+ + 2ē → Cu0. Sāls KCl ir nepieciešams tikai, lai palielinātu šķīduma elektrovadītspēju, un tas tieši nepiedalās redoksprocesos.

Uzdevums patstāvīgam darbam. Apsveriet CuSO4 elektrolīzi ar Cu anodu, Na2SO4 ar Cu anodu.

Elektrolīze ir procesu kopums, kas notiek elektrolīta šķīdumā vai kausē, kad caur to tiek izvadīta elektriskā strāva. Elektrolīze ir viena no svarīgākajām jomām elektroķīmijā.

Elektrolīze notiek tikai vidē, kas vada elektrību. Spēja vadīt strāvu piemīt arī bāzu un sāļu ūdens šķīdumiem. Bezūdens skābes ir ļoti slikti vadītāji, bet skābju ūdens šķīdumi labi vada elektrību. Skābju, bāzu un sāļu šķīdumi citos šķidrumos vairumā gadījumu nevada strāvu, tāpat kā cukura, spirta, glicerīna un citu šķīdumu ar normālu osmotisko spiedienu ūdens šķīdumi nevada strāvu.

Elektriskā strāva, kas iet cauri šķīdumiem, izraisa tajos ķīmiskas izmaiņas, kas izpaužas ar to, ka no šķīdumiem izdalās izšķīdušās vielas vai šķīdinātāja sadalīšanās produkti. Vielas, kas vada elektrību šķīdumā, sauc par elektrolītiem. Elektrolīti ir skābes, bāzes un sāļi.

Ķīmisko procesu, kas notiek, kad strāva tiek izvadīta caur elektrolīta šķīdumu, sauc par elektrolīzi. Pētot produktus, kas izdalās pie elektroda skābju, bāzu un sāļu elektrolīzes laikā, tika konstatēts, ka pie katodiem vienmēr izdalās metāli un ūdeņradis, bet pie anoda - skābju atlikumi jeb hidroksilgrupas, kas pēc tam tiek tālāk mainītas. Tādējādi primārie elektrolīzes produkti ir tās pašas skābju, bāzu un sāļu daļas, kas apmaiņas reakciju laikā nemainās, tās pāriet no vienas vielas uz otru.

Elektrolīzes piemērs ir magnija hlorīda kausējuma elektrolīze. Kad strāva iet caur MgCl2 kausējumu, magnija katjoni elektriskā lauka iedarbībā pārvietojas uz negatīvo elektrodu. Šeit, mijiedarbojoties ar elektroniem, kas nāk pa ārējo ķēdi, tie tiek atjaunoti.

Hlora anjoni pārvietojas uz pozitīvo elektrodu un, izdalot liekos elektronus, tiek oksidēti. Šajā gadījumā primārais process ir faktiskā elektroķīmiskā stadija - hlora jonu oksidēšana:

un sekundārais ir iegūto hlora atomu saistīšanās molekulās:

Saskaitot pie elektrodiem notiekošo procesu vienādojumus, iegūstam kopējo redoksreakcijas vienādojumu, kas notiek MgCl2 kausējuma elektrolīzes laikā:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Šī reakcija nevar notikt spontāni; tā īstenošanai nepieciešamā enerģija nāk no ārēja strāvas avota.

Tāpat kā ķīmiskā elektriskās enerģijas avota gadījumā, elektrodu, pie kura notiek reducēšana, sauc par katodu; Elektrodu, kurā notiek oksidēšanās, sauc par anodu. Bet elektrolīzes laikā katods ir negatīvi uzlādēts, un anods ir pozitīvi uzlādēts, t.i. elektrodu lādiņa pazīmju sadalījums ir pretējs tam, kas pastāv galvaniskās šūnas darbības laikā. Elektrolīzes laikā no ārpuses pievadītas elektriskās strāvas enerģijas ietekmē notiek ķīmiska reakcija, savukārt galvaniskā elementa darbības laikā tajā spontāni notiekošās ķīmiskās reakcijas enerģija tiek pārvērsta elektroenerģijā.

Apsverot šķīdumu elektrolīzi, nevajadzētu aizmirst, ka bez elektrolītu joniem jebkurā ūdens šķīdumā ir arī joni, kas joprojām ir ūdens disociācijas produkti - H + un OH -. Elektrolītiskā laukā ūdeņraža joni pārvietojas uz katodu, un hidroksiljoni pārvietojas uz anodu. Tādējādi pie katoda var izlādēt gan elektrolīta katjonus, gan ūdeņraža katjonus. Tāpat pie anoda var izlādēties gan elektrolītu anjoni, gan hidroksiljoni. Turklāt ūdens molekulas var arī pakļaut elektroķīmiskai oksidēšanai vai reducēšanai.

Kuri elektroķīmiskie procesi notiks pie elektrodiem elektrolīzes laikā, galvenokārt būs atkarīgi no attiecīgo elektroķīmisko sistēmu elektrodu potenciālu attiecības. Tas nozīmē, ka elektroķīmisko sistēmu oksidētās formas tiks reducētas pie katoda. No vairākiem iespējamiem procesiem tiks turpināts tas, kuram ir minimāls enerģijas patēriņš. Tas nozīmē, ka elektroķīmisko sistēmu oksidētās formas ar augstāko elektrodu potenciālu tiks reducētas pie katoda, savukārt sistēmu reducētās formas ar zemāko elektrodu potenciālu tiks oksidētas pie anoda. Elektrodu materiālam ir inhibējoša iedarbība uz dažu elektroķīmisko procesu norisi.

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

No tā ir skaidrs, ka, ja elektrolītu veido metāls, kura elektroda potenciāls ir daudz pozitīvāks par -0,41 V, tad metāls tiks atbrīvots no neitrālā šķīduma pie katoda. Šādi metāli atrodas virknē spriegumu pie ūdeņraža (aptuveni sākot no alvas) un pēc tā. Gluži pretēji, elektrolītu gadījumā, kuru metāla potenciāls ir daudz negatīvāks par -0,41 V, metāls netiks atjaunots, bet izdalīsies ūdeņradis. Pie šādiem metāliem pieder metāli ar virkni spriegumu sākuma - aptuveni līdz titānam. Visbeidzot, ja metāla potenciāls ir tuvu -0,41 V (metāli sērijas vidusdaļā - Zn, Cr, Fe, Ni), tad atkarībā no šķīduma koncentrācijas un elektrolīzes apstākļiem abi metāli iespējama reducēšanās un ūdeņraža evolūcija; bieži notiek kopīga metāla un ūdeņraža izdalīšanās.

Ūdeņraža elektroķīmiskā izdalīšanās no skābiem šķīdumiem notiek ūdeņraža jonu izplūdes dēļ. Neitrālas vai sārmainas vides gadījumā tas ir ūdens elektroķīmiskās reducēšanas rezultāts:

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

Tādējādi katoda procesa raksturu ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā galvenokārt nosaka atbilstošā metāla novietojums spriegumu virknē. Dažos gadījumos liela nozīme ir šķīduma pH, metālu jonu koncentrācijai un citiem elektrolīzes apstākļiem.

Apsverot anoda procesus, jāpatur prātā, ka anoda materiāls elektrolīzes laikā var oksidēties. Šajā sakarā izšķir elektrolīzi ar inertu anodu un elektrolīzi ar aktīvo anodu. Anodu sauc par inertu, kura materiāls elektrolīzes laikā netiek oksidēts. Aktīvais anods ir anods, kura materiāls var oksidēties elektrolīzes laikā. Kā materiāli inertiem anodiem biežāk tiek izmantots grafīts, ogles un platīns.

Uz inerta anoda sārmu, skābekli saturošu skābju un to sāļu, kā arī fluorūdeņražskābes un fluorīdu ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā notiek ūdens elektroķīmiskā oksidēšana, atbrīvojot skābekli. Atkarībā no šķīduma pH šis process norit atšķirīgi, un to var ierakstīt dažādos vienādojumos. Sārmainā vidē vienādojumam ir šāda forma:

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

un skābā vai neitrālā:

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

Aplūkojamos gadījumos enerģētiski vislabvēlīgākais process ir ūdens elektroķīmiskā oksidēšana. Skābekli saturošie anjoni vai nu nav spējīgi oksidēties, vai arī to oksidēšanās notiek ar ļoti augstu potenciālu. Piemēram, jona SO42-2SO22- \u003d S2O82- + 2e- standarta oksidācijas potenciāls

ir 2,010 V, kas ir daudz augstāks par standarta ūdens oksidācijas potenciālu (1,228 V). F-jona standarta oksidācijas potenciāls ir vēl lielāks (2,87 V).

Anoksskābju un to sāļu (izņemot HF un fluorīdus) ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā anodā tiek izvadīti anjoni. Jo īpaši HI, HBr, HCl un to sāļu šķīdumu elektrolīzes laikā pie anoda izdalās atbilstošais halogēns. Ņemiet vērā, ka hlora izdalīšanās HCl un tā sāļu elektrolīzes laikā ir pretrunā ar sistēmu savstarpējo stāvokli

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

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

standarta elektrodu potenciālu sērijā. Šī anomālija ir saistīta ar ievērojamu pārspriegumu otrajā no šiem diviem elektrodu procesiem - anoda materiālam ir inhibējoša iedarbība uz skābekļa izdalīšanās procesu.

Aktīva anoda gadījumā konkurējošo oksidatīvo procesu skaits palielinās līdz trim: ūdens elektroķīmiskā oksidēšana ar skābekļa izdalīšanos, anjonu izlāde (t.i., tā oksidēšana) un anoda metāla elektroķīmiskā oksidēšana (tā sauktā anoda šķīdināšana). metāls). No šiem iespējamiem procesiem turpināsies enerģētiski vislabvēlīgākais. Ja anoda metāls atrodas standarta potenciālu virknē agrāk nekā abas citas elektroķīmiskās sistēmas, tad tiks novērota metāla anodiska šķīšana. Pretējā gadījumā notiks skābekļa evolūcija vai anjonu izlāde.

Apskatīsim tipisku ūdens šķīdumu elektrolīzes gadījumu.

CuCl2 šķīduma elektrolīze ar inertu anodu. Vara spriegumu virknē atrodas aiz ūdeņraža; tāpēc pie katoda notiks Cu2+ jonu izlāde un metāliskā vara izdalīšanās. Pie anoda tiks izlādēti hlorīda joni.

Vara (II) hlorīda šķīduma elektrolīzes shēma:

Katoda anods

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

Faktori, no kuriem atkarīga elektrolīze

Elektrolīzes efektivitāti novērtē pēc vairākiem faktoriem, kas ietver: strāvas stiprumu, spriegumu, strāvas blīvumu, strāvas avota efektivitāti, strāvas efektivitāti, vielu efektivitāti, elektroenerģijas lietderību (energoefektivitāti), elektroenerģijas patēriņu uz iegūtā produkta vienību. .

Elektrolīzera strāvas stiprums vai slodze raksturo tā darbību. Jo lielāka ir strāvas stiprums, kas iziet caur elektrolizatoru, jo vairāk produkta var iegūt šī elektrolizatora darbības laikā. Pastāv tendence radīt jaudīgus elektrolizatorus, kas atsevišķos gadījumos paredzēti desmitiem un simtiem tūkstošu ampēru (hlora, alumīnija u.c. ražošana) Spriegums uz elektrolizatora sastāv no vairākām sastāvdaļām:

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

kur: U ir šūnas kopējais spriegums; ea un ek ir anodiskās un katoda reakcijas līdzsvara potenciāli; e-pasts un ediafr - sprieguma kritums elektrolītā un diafragmā; econt.- sprieguma kritums kontaktos. Ea-ek summu sauc par sadalīšanās spriegumu. Šī vērtība atbilst elektroenerģijas patēriņam elektrolīzei, kas tieši attiecas uz vielu iekšējās enerģijas izmaiņām.

Elektrolīzes laikā ir tendence samazināt spriegumu uz elementu polarizācijas lieluma un sprieguma līdzsvara omiskā stāvokļa dēļ, tas ir, procesa neatgriezeniskuma dēļ. Sadalīšanās spriegums ir saistīts ar reaģenta raksturu, un tāpēc to nevar mainīt. ek un ea vērtības var mainīt atkarībā no elektroķīmiskās reakcijas rakstura, kas notiek uz elektroda, sajaucot, paaugstinot elektrolīta temperatūru, mainot elektroda virsmas stāvokli un vairāku iemeslu dēļ. citiem faktoriem.

Sprieguma kritums elektrolītā, kas izteikts ar vienādojumu

kur c ir elektrolīta īpatnējā pretestība, Ohm cm, l ir attālums starp elektrodiem, cm (izņemot diafragmu), S ir elektrolīta šķērsgriezuma laukums, caur kuru iet elektriskā strāva cm2, var samazināt , kā izriet no iepriekš minētās izteiksmes, elektrodu konverģence, vairāk elektronegatīvu piedevu ievadīšana šķīdumā, kā arī temperatūras paaugstināšanās.

Ja elektrolīzi pavada gāzu veidošanās, tad iepriekšminētā izteiksme ne vienmēr precīzi atbilst sprieguma kritumam elektrolītā. Tas izskaidrojams ar to, ka uz elektrodiem izdalītie gāzes burbuļi samazina elektrolīta S aktīvo šķērsgriezumu un pagarina strāvas ceļu no viena elektroda uz otru. Šo parādību sauc par gāzes uzpildīšanu, ko var definēt kā gaisa tilpuma attiecību, ko pašlaik aizņem burbulis, pret kopējo elektrolītiskās šūnas tilpumu. Gāzes uzpildes ietekmi uz elektrolīta elektrisko vadītspēju var ņemt vērā, izmantojot šādu izteiksmi:

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

kur c un c0 ir attiecīgi nepārtraukta un ar gāzi pildīta elektrolīta īpatnējās pretestības, c ir gāzes pildījums.

u vērtību var samazināt, paaugstinot temperatūru, kā arī ar īpašu elektrodu izvietojumu, kas nodrošina brīvu gāzu izvadīšanu no šūnas.

Sprieguma efektivitāte ir sadalīšanās sprieguma attiecība pret kopējo vannas spriegumu:

val=(ea-ek)/U

Strāvas blīvums ir spēka, kas iet caur elektrolīta strāvu, attiecība pret elektroda virsmas izmēru; mēra A/cm2 (dm2 vai m2). Rūpniecībā tie strādā ar dažādu strāvas blīvumu - no vairākiem simtiem A/cm2 (galvanizācija, hidroelektrometalurģija, hlora ražošana) līdz vairākiem tūkstošiem A/cm2 (kausējumu elektrolīze, elektrosintēze u.c.)

Strāvas blīvuma vērtība raksturo iegūtā produkta daudzumu uz elektroda virsmas vienību, t.i. elektrolīzera efektivitāte. Tāpēc, ja strāvas blīvuma palielināšanās neizraisa elektrolīzes produkta iznākuma samazināšanos, procesu mēdz veikt ar iespējami augstākiem strāvas blīvumiem. Tomēr, izvēloties optimālās strāvas blīvuma vērtības, dažos gadījumos ir jāņem vērā produkta izmaksu pieaugums, ko izraisa elektrolīzes elektroenerģijas patēriņa pieaugums, palielinoties spriegumam, palielinoties strāvas blīvums. Elektrolīzes laikā strāvu, kas tiek izvadīta caur elektrolītu, var iztērēt vairākām paralēlām elektroķīmiskām reakcijām. Piemēram, ūdens šķīdumu elektrolīzē elektroķīmiskās oksidācijas vai reducēšanas reakcijas pavada ūdens sadalīšanās reakcija uz O2 un H2, kas izdalās attiecīgi pie anoda un katoda. Kriolīta-alumīnija kausējuma elektrolīzē noteiktos apstākļos strāvu var tērēt ne tikai alumīnija izdalīšanai, bet arī metāliskā nātrija veidošanai uz katoda.

Līdz ar to strāva, kas iet caur elektrolītu, tiek sadalīta starp vairākiem procesiem, kas vienlaikus notiek uz dotā elektroda:

I=i1+i2+i3+…+i n

kur: I - strāva, kas plūst caur šūnu; i1 un i2 - strāva, kas patērēta uz vienību pirmajai un otrajai elektrolītiskajai reakcijai.

Lai ņemtu vērā caur elektrolizatoru izvadītā elektroenerģijas daudzuma izmantošanas efektivitāti konkrēta produkta veidošanai, tiek ieviests strāvas izvades jēdziens.

Pašreizējā izlaide - teorētiski nepieciešamā apjoma attiecība

no tā vai cita elektroenerģijas daudzuma uz praktiski iztērēto elektroenerģijas daudzumu. Lai samazinātu elektroenerģijas izmaksas blakus elektroķīmiskajām reakcijām un palielinātu strāvu, elektrolīzi mēģina veikt tādos apstākļos, kādos ir apgrūtināta šķīdinātāja sadalīšanās, t.i. šķīdinātāja oksidēšanas vai reducēšanas laikā ir augsta polarizācija (piemēram, skābekļa vai ūdeņraža pārspriegums). To panāk, palielinot strāvas blīvumu, mainot elektrolīta temperatūru, izvēloties elektrolīta materiālu utt.

Vielas iznākums ir elektroķīmisko reakciju rezultātā iegūtā produkta daudzuma attiecība pret daudzumu, kas teorētiski jāveidojas, pamatojoties uz noteiktā sākotnējā produkta slodzi. Elektroenerģijas izmantošanas efektivitāte (enerģijas ieguve) ir vielas vienības iegūšanai teorētiski nepieciešamā elektroenerģijas daudzuma attiecība pret praktiski patērēto. Teorētiski nepieciešamais elektroenerģijas daudzums ir daudzums, kas būtu nepieciešams vielas daudzuma vienības iegūšanai, ja process notiktu ar 100% strāvas efektivitāti un pie sprieguma, kas vienāds ar sadalīšanās spriegumu. Tāpēc enerģijas izvadi var noteikt pēc formulas:

ze \u003d Wp / N \u003d strāva * val

Izlaidi strāvas, strāvas un vielas izteiksmē, kā arī elektroenerģijas znpr izmantošanas efektivitāti parasti mēra procentos. Elektroenerģijas patēriņu parasti sauc par saražotā produkta daudzuma vienību, ko mēra Wh/kg vai kWh/t. Lai aprēķinātu līdzstrāvas elektroenerģijas patēriņu uz 1 tonnu elektrolīzē saražotā produkta, varat izmantot šādu formulu:

W=1*106*U/k ieplūde *1000

kur: W - līdzstrāvas elektroenerģijas patēriņš kWh/t; U - spriegums uz šūnas, V; k elektroķīmiskais ekvivalents, gram/a*r; ztoka - strāvas jauda, vienības daļas; 1000 - koeficients vatu*h pārvēršanai kW*h.

Maiņstrāvas elektroenerģijas patēriņu uz saražotā produkta vienību var noteikt, dalot līdzstrāvas elektroenerģijas patēriņu ar tādu pašu koeficientu, veidojot maiņstrāvu līdzstrāvai.

Pastāv stingras kvantitatīvās attiecības starp elektriskās strāvas izlaišanas laiku caur elektrolīta šķīdumu vai kausējumu (elektrības daudzumu) un izveidotās un patērētās vielas daudzumu.

Elektrolīzes pielietošana

Elektrolīzi plaši izmanto dažādās nozarēs. Ķīmiskajā rūpniecībā elektrolīzes rezultātā tiek iegūti tādi nozīmīgi produkti kā hlors un sārmi, hlorāti un perhlorāti, persērskābe un persulfāti, kālija permanganāts, organiskie savienojumi, ķīmiski tīrs ūdeņradis, skābeklis, fluors un virkne citu vērtīgu produktu.

Krāsainajā metalurģijā elektrolīzi izmanto metālu attīrīšanai, metālu ieguvei no rūdām. Metālus, kurus nevar izolēt no ūdens šķīdumiem augsta negatīvā potenciāla dēļ, krāsainajā metalurģijā iegūst ar kausētu vielu elektrolīzi, kas ir šo metālu sāļi, kas satur dažādu savienojumu piedevas, ko ievada, lai pazeminātu kausējuma kušanas temperatūru, palielināt elektrovadītspēju utt. Starp metāliem, kas iegūti kausētu vielu elektrolīzē, ir alumīnijs, magnijs, cirkonijs, titāns, urāns, berilijs un vairāki citi metāli.

Elektrolīzi izmanto daudzās mašīnbūves, radiotehnikas, elektronikas un poligrāfijas nozarēs, lai uz izstrādājumu virsmām uzklātu plānu metāla pārklājumu, lai aizsargātu tos no korozijas, piešķirtu tiem dekoratīvu izskatu, palielinātu nodilumizturību, karstumizturību un iegūtu metāla kopijas.

Neskatoties uz plašo elektrolītu, elektrodu, elektrolizatoru klāstu, pastāv kopīgas tehniskās elektrolīzes problēmas. Tie ietver lādiņu, siltuma, masas pārnešanu, elektrisko lauku sadali. Lai paātrinātu pārsūtīšanas procesu, ieteicams palielināt visu plūsmu ātrumu un pielietot piespiedu konvekciju. Elektrodu procesus var kontrolēt, mērot ierobežojošās strāvas.

Elektrolīze, protams, var kalpot kā kontroles metode tikai elektrolītu (vadošās) sistēmās, kuru relatīvais skaits nav tik liels.

Kas ir elektrolīze? Lai vienkāršāk saprastu atbildi uz šo jautājumu, iedomāsimies jebkuru līdzstrāvas avotu. Katram līdzstrāvas avotam vienmēr var atrast pozitīvo un negatīvo polu:

Pieslēgsim tai divas ķīmiski izturīgas elektriski vadošas plāksnes, kuras sauksim par elektrodiem. Plāksni, kas savienota ar pozitīvo polu, sauc par anodu, un ar negatīvo polu sauc par katodu:

Nātrija hlorīds ir elektrolīts; kad tas kūst, tas sadalās nātrija katjonos un hlorīda jonos:

NaCl \u003d Na + + Cl -

Acīmredzami, ka negatīvi lādētie hlora anjoni nonāks pozitīvi lādētā elektrodā - anoda, bet pozitīvi lādētie Na + katjoni uz negatīvi lādēto elektrodu - katodu. Tā rezultātā tiks izvadīti gan Na + katjoni, gan Cl - anjoni, tas ir, tie kļūs par neitrāliem atomiem. Izlāde notiek, iegūstot elektronus Na + jonu gadījumā un elektronu zudumu Cl - jonu gadījumā. Tas ir, process notiek pie katoda:

Na + + 1e − = Na 0 ,

Un uz anoda:

Cl − − 1e − = Cl

Tā kā katram hlora atomam ir nepāra elektrons, to viena eksistence ir nelabvēlīga un hlora atomi apvienojas divu hlora atomu molekulā:

Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2

Tādējādi kopumā process, kas notiek pie anoda, ir pareizāk uzrakstīts šādi:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Tas ir, mums ir:

Katods: Na + + 1e - = Na 0

Anods: 2Cl - - 2e - = Cl 2

Apkoposim elektronisko bilanci:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Pievienojiet abu vienādojumu kreiso un labo pusi pusreakcijas, mēs iegūstam:

2Na + + 2e - + 2Cl - - 2e - = 2Na 0 + Cl 2

Mēs reducējam divus elektronus tādā pašā veidā, kā tas tiek darīts algebrā, iegūstam elektrolīzes jonu vienādojumu:

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

No teorētiskā viedokļa iepriekš aplūkotais gadījums ir vienkāršākais, jo nātrija hlorīda kausējumā starp pozitīvi lādētajiem joniem bija tikai nātrija joni, bet starp negatīvajiem - tikai hlora anjoni.

Citiem vārdiem sakot, ne Na + katjoniem, ne Cl - anjoniem nebija "konkurentu" attiecībā uz katodu un anodu.

Un kas notiks, piemēram, ja nātrija hlorīda kausējuma vietā caur tā ūdens šķīdumu tiks laista strāva? Šajā gadījumā tiek novērota arī nātrija hlorīda disociācija, bet metāliskā nātrija veidošanās ūdens šķīdumā kļūst neiespējama. Galu galā mēs zinām, ka nātrijs, sārmu metālu pārstāvis, ir ārkārtīgi aktīvs metāls, kas ļoti spēcīgi reaģē ar ūdeni. Ja nātriju šādos apstākļos nevar reducēt, tad kas tiks reducēts pie katoda?

Atcerēsimies ūdens molekulas uzbūvi. Tas ir dipols, tas ir, tam ir negatīvs un pozitīvais pols:

Pateicoties šai īpašībai, tas spēj “pieķerties” gan katoda virsmai, gan anoda virsmai:

Var notikt šādi procesi:

2H 2O + 2e - \u003d 2OH - + H2

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

Tādējādi izrādās, ka, ja mēs apsvērsim jebkura elektrolīta šķīdumu, mēs redzēsim, ka katjoni un anjoni, kas veidojas elektrolīta disociācijas laikā, sacenšas ar ūdens molekulām par reducēšanu pie katoda un oksidēšanu pie anoda.

Tātad, kādi procesi notiks pie katoda un pie anoda? Elektrolīta disociācijas vai ūdens molekulu oksidēšanās/reducēšanās laikā radušos jonu izlāde? Vai varbūt visi šie procesi notiks vienlaikus?

Atkarībā no elektrolīta veida tā ūdens šķīduma elektrolīzes laikā ir iespējamas dažādas situācijas. Piemēram, sārmu, sārmzemju metālu, alumīnija un magnija katjonus vienkārši nav iespējams reducēt ūdens vidē, jo to reducēšanas rezultātā būtu jārada attiecīgi sārmi, sārmzemju metāli, alumīnijs vai magnijs. metāli, kas reaģē ar ūdeni.

Šajā gadījumā ir iespējama tikai ūdens molekulu samazināšana pie katoda.

Var atcerēties, kāds process notiks uz katoda jebkura elektrolīta šķīduma elektrolīzes laikā, ievērojot šādus principus:

1) Ja elektrolīts sastāv no metāla katjona, kas normālos apstākļos brīvā stāvoklī reaģē ar ūdeni, uz katoda notiek šāds process:

2H 2O + 2e - \u003d 2OH - + H2

Tas attiecas uz metāliem, kas atrodas Al aktivitāšu sērijas sākumā, ieskaitot.

2) Ja elektrolīts sastāv no metāla katjona, kas brīvā veidā nereaģē ar ūdeni, bet reaģē ar neoksidējošām skābēm, notiek uzreiz divi procesi, gan metāla katjonu, gan ūdens molekulu reducēšanās:

Me n+ + ne = Me 0

Šie metāli aktivitāšu sērijā ietver metālus starp Al un H.

3) Ja elektrolīts sastāv no ūdeņraža katjoniem (skābes) vai metālu katjoniem, kas nereaģē ar neoksidējošām skābēm, tiek atjaunoti tikai elektrolīta katjoni:

2H + + 2e - \u003d H2 - skābes gadījumā

Me n + + ne = Me 0 - sāls gadījumā

Tikmēr pie anoda situācija ir šāda:

1) Ja elektrolīts satur bezskābekļa skābju atlikumu anjonus (izņemot F -), tad to oksidēšanās process notiek pie anoda, ūdens molekulas netiek oksidētas. Piemēram:

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

S 2- − 2e = S o

Fluora joni pie anoda netiek oksidēti, jo fluors nespēj veidoties ūdens šķīdumā (reaģē ar ūdeni)

2) Ja elektrolīts satur hidroksīda jonus (sārmus), tie tiek oksidēti ūdens molekulu vietā:

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

3) Ja elektrolīts satur skābekli saturošu skābes atlikumu (izņemot organiskās skābes atlikumus) vai fluora jonu (F -) uz anoda, notiek ūdens molekulu oksidēšanās process:

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

4) Ja uz anoda ir skābs karbonskābes atlikums, notiek šāds process:

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

Praktizēsim elektrolīzes vienādojumu rakstīšanu dažādām situācijām:

1. piemērs

Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek uz katoda un anoda cinka hlorīda kausējuma elektrolīzes laikā, kā arī vispārējo elektrolīzes vienādojumu.

Risinājums

Kad cinka hlorīds tiek izkausēts, tas sadalās:

ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -

Turklāt jāpievērš uzmanība tam, ka elektrolīzi veic cinka hlorīda kausējums, nevis ūdens šķīdums. Citiem vārdiem sakot, bez iespējām katodā var notikt tikai cinka katjonu reducēšana, bet anoda - hlorīda jonu oksidēšana. nav ūdens molekulu

Katods: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Anods: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 \u003d Zn + Cl 2

2. piemērs

Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek uz katoda un anoda cinka hlorīda ūdens šķīduma elektrolīzes laikā, kā arī vispārējo elektrolīzes vienādojumu.

Tā kā šajā gadījumā ūdens šķīdums tiek pakļauts elektrolīzei, tad teorētiski elektrolīzē var piedalīties ūdens molekulas. Tā kā cinks atrodas aktivitāšu virknē starp Al un H, tas nozīmē, ka katodā notiks gan cinka katjonu, gan ūdens molekulu samazināšanās.

2H 2O + 2e - \u003d 2OH - + H2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Hlorīda jons ir bezskābekļa skābes HCl skābais atlikums, tāpēc konkurencē par oksidēšanos pie anoda hlorīda joni “uzvar” ūdens molekulas:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Šajā konkrētajā gadījumā nav iespējams uzrakstīt kopējo elektrolīzes vienādojumu, jo nav zināma katoda izdalītā ūdeņraža un cinka attiecība.

3. piemērs

Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek pie katoda un anoda vara nitrāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā, kā arī vispārējo elektrolīzes vienādojumu.

Vara nitrāts šķīdumā ir disociētā stāvoklī:

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

Varš atrodas aktivitāšu sērijā pa labi no ūdeņraža, tas ir, vara katjoni tiks samazināti pie katoda:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Nitrātu jons NO 3 - ir skābekli saturošs skābes atlikums, kas nozīmē, ka oksidējoties pie anoda, nitrātu joni “zaudē” konkurencē ar ūdens molekulām:

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

Tādējādi:

Katods: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

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

Saskaitīšanas rezultātā iegūtais vienādojums ir elektrolīzes jonu vienādojums. Lai iegūtu pilnīgu molekulārās elektrolīzes vienādojumu, iegūtā jonu vienādojuma kreisajā un labajā pusē kā pretjonus jāpievieno 4 nitrātu joni. Tad mēs iegūsim:

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

4. piemērs

Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek pie katoda un anoda kālija acetāta ūdens šķīduma elektrolīzes laikā, kā arī vispārīgo elektrolīzes vienādojumu.

Risinājums:

Kālija acetāts ūdens šķīdumā sadalās kālija katjonos un acetāta jonos:

CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +

Kālijs ir sārmu metāls, t.i. pašā sākumā atrodas elektroķīmiskajā spriegumu sērijā. Tas nozīmē, ka tā katjonus nevar izlādēt pie katoda. Tā vietā tiks atjaunotas ūdens molekulas:

2H 2O + 2e - \u003d 2OH - + H2

Kā minēts iepriekš, karbonskābju skābes atlikumi “uzvar” konkursā par oksidēšanos no ūdens molekulām pie anoda:

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

Tādējādi, summējot elektronisko līdzsvaru un saskaitot divus pusreakciju vienādojumus pie katoda un anoda, mēs iegūstam:

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

Anods: 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

Mēs esam ieguvuši pilnu elektrolīzes vienādojumu jonu formā. Pievienojot divus kālija jonus vienādojuma kreisajā un labajā pusē un pievienojot tos ar pretjoniem, mēs iegūstam pilnu elektrolīzes vienādojumu molekulārā formā:

2H 2O + 2CH 3 COOK \u003d 2KOH + H2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2

Piemērs #5

Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek pie katoda un anoda sērskābes ūdens šķīduma elektrolīzes laikā, kā arī vispārējo elektrolīzes vienādojumu.

Sērskābe sadalās ūdeņraža katjonos un sulfāta jonos:

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

Ūdeņraža katjoni H + tiks reducēti pie katoda, un ūdens molekulas tiks oksidētas pie anoda, jo sulfātu joni ir skābekli saturoši skābes atlikumi:

Katods: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Anods: 2H 2O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1

4H++2H2O \u003d 2H2+O2+4H+

Samazinot ūdeņraža jonus vienādojuma kreisajā un labajā un kreisajā pusē, iegūstam sērskābes ūdens šķīduma elektrolīzes vienādojumu:

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

Kā redzams, sērskābes ūdens šķīduma elektrolīze tiek reducēta līdz ūdens elektrolīzei.

Piemērs #6

Uzrakstiet vienādojumus procesiem, kas notiek pie katoda un anoda nātrija hidroksīda ūdens šķīduma elektrolīzes laikā, kā arī vispārīgo elektrolīzes vienādojumu.

Nātrija hidroksīda disociācija:

NaOH = Na + + OH -

Katodā tiks reducētas tikai ūdens molekulas, jo nātrijs ir ļoti aktīvs metāls, bet pie anoda ir tikai hidroksīda joni:

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

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

4H2O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H2 + O2 + 2H2O

Reducēsim divas ūdens molekulas kreisajā un labajā pusē un 4 hidroksīda jonus un nonāksim pie secinājuma, ka, tāpat kā sērskābes gadījumā, nātrija hidroksīda ūdens šķīduma elektrolīze tiek reducēta līdz ūdens elektrolīzei.

Hlorēšana

Nātrija hipohlorīta (NaClO) izmantošana ir saistīta ar tā ķīmisko spēju neitralizēt vairākus kaitīgus mikroorganismus. Tās baktericīdās īpašības ir vērstas uz vairāku bīstamu sēnīšu un baktēriju iznīcināšanu.

Lai iegūtu nātrija hipohlorītu, ir nepieciešams veikt nātrija hidroksīda (NaOH) hlorēšanas procesu, izmantojot molekulāro hloru (Cl).

Nātrija hipohlorīta (NaClO) darbības princips ir diezgan vienkāršs, jo šai vielai ir augstas biocīdas (biocīdi - ķīmiskas vielas, kas paredzētas kaitīgu vai patogēnu mikroorganismu apkarošanai) īpašības. Nātrija hipohlorīts (NaClO) nonākot ūdenī, tas sāk aktīvi sadalīties, veidojot aktīvas daļiņas radikāļu un skābekļa veidā.Nātrija hipohlorīta (NaClO) radikāļi ir vērsti pret kaitīgiem mikroorganismiem. Aktīvās nātrija hipohlorīta daļiņas (NaClO) sāk iznīcināt mikroorganisma ārējo apvalku jeb bioplēvi, tādējādi novedot pie dažādu patogēno sēnīšu, vīrusu un baktēriju galīgas bojāejas.Nātrija hipohlorīta ķīmiskais sastāvs ir vērsts uz ūdens dezinficēšanu un dezinficēšanu. . Tāpēc šī viela ieņem nozīmīgu vietu daudzās cilvēka dzīves jomās. Pasaules pētījumi liecina, ka nātrija hipohlorīts (NaClO) tiek izmantots dezinfekcijai 91% gadījumu, atlikušajos 9% ir kālija vai litija hipohlorīts. Bet, lai šī viela sniegtu rezultātus un labumu ikdienas dzīvē, ir rūpīgi jāuzrauga šķīduma koncentrācija.
Hlorēšana izrādījās vienkāršākais un lētākais ūdens dezinfekcijas veids, tāpēc tas ātri izplatījās visā pasaulē. Tagad varam teikt, ka tradicionālā dzeramā ūdens dezinfekcijas metode, kas pieņemta visā pasaulē (99 gadījumos no 100), ir tieši hlorēšana, un mūsdienās ūdens hlorēšanai ik gadu tiek izmantots simtiem tūkstošu tonnu hlora. Piemēram, Krievijā vairāk nekā 99% ūdens tiek pakļauti hlorēšanai un šiem nolūkiem vidēji tiek izmantoti aptuveni 100 tūkstoši tonnu hlora gadā.

Pašreizējā dzeramā ūdens dezinfekcijas praksē hlorēšana tiek izmantota kā visekonomiskākā un efektīvākā metode salīdzinājumā ar citām zināmajām metodēm, jo tā ir vienīgais veids, kā nodrošināt ūdens mikrobioloģisko drošību jebkurā sadales tīkla punktā un jebkurā vietā. laiku hlora pēcefekta dēļ.
Ir labi zināms, ka hlors (Cl), reaģējot ar ūdeni, veido nevis "hlora ūdeni" (kā tika uzskatīts iepriekš), bet gan hipohlorskābi ( HClO) - pirmā ķīmiķu iegūtā viela, kas saturēja aktīvo hloru.
No reakcijas vienādojuma: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, no tā izriet, ka teorētiski no 52,5 g. HClO jūs varat iegūt 71 g Cl2, tas ir, hipohlorskābe satur 135,2% aktīvā hlora. Bet šī skābe ir nestabila: tās maksimālā iespējamā koncentrācija šķīdumā nav lielāka par 30%.
Hlors viegli izšķīst ūdenī, nogalinot visas tajā esošās dzīvās būtnes. Kā tika konstatēts pēc gāzveida hlora sajaukšanas ar ūdeni, ūdens šķīdumā tiek izveidots līdzsvars:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Tad notiek disociācija (disociācija ir daļiņas (molekulas, radikāļa, jona) sadalīšanās vairākās vienkāršās daļiņās) no izveidotās hipohlorskābes. HOCl ↔ H+ + OCl –
Hipohlorskābes klātbūtne hlora ūdens šķīdumos un anjonos, kas rodas tā disociācijas rezultātā OSl - piemīt spēcīgas baktericīdas īpašības (tā ir spēja iznīcināt mikroorganismus). Izrādījās, ka brīvā hipohlorskābe ir gandrīz 300 reizes aktīvāka nekā hipohlorīta joni. ClO-. Tas izskaidrojams ar unikālo spēju HClO iekļūt baktērijās caur to membrānām. Turklāt, kā mēs jau norādījām, hipohlorskābe gaismā sadalās:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
ar sālsskābes un atomu (singleta) skābekļa veidošanos (kā starpproduktu), kas ir spēcīgākais oksidētājs.

Hlorēšanas process.

Ūdens attīrīšanas iekārtā hlors tiek piegādāts sašķidrinātā veidā specializētos dažādu ietilpību konteineros, maza un vidēja tilpuma balonos. Bet ūdens dezinficēšanai tiek izmantots hlors gāzveida stāvoklī. Gāzveida hloru iegūst no šķidrā hlora, to iztvaicējot spirālveida iztvaicētājos, kas ir vertikāli cilindriski aparāti, kuru iekšpusē ir ievietotas spirāles, caur kurām iziet šķidrais hlors. Iegūtā gāzveida hlora dozēšana ūdenī tiek veikta ar īpašām ierīcēm - vakuumhlorētājiem.
Pēc hlora ievadīšanas attīrītajā ūdenī ir jānodrošina tā laba sajaukšanās ar ūdeni un pietiekams kontakta ilgums ar ūdeni (vismaz 30 minūtes), pirms ūdens tiek piegādāts patērētājam. Jāņem vērā, ka ūdenim pirms hlorēšanas jābūt jau sagatavotam un parasti hlorēšana parasti tiek veikta pirms dzidrinātā ūdens nonāk tīrā ūdens tvertnē, kur tiek nodrošināts nepieciešamais saskares laiks.

Galvenās priekšrocības, izmantojot hlora gāzi ūdens dezinfekcijai
ir:

zemas ūdens dezinfekcijas procesa izmaksas;
hlorēšanas procesa veikšanas vienkāršība;
augsta gāzveida hlora dezinfekcijas spēja;
hlors ietekmē ne tikai mikroorganismus, bet arī oksidē organiskās un neorganiskās vielas;
hlors novērš ūdens garšu un smaku, tā krāsu, neveicina duļķainības palielināšanos.

Tomēr hlors ir ļoti efektīva toksiska viela, kas pieder pie otrās bīstamības klases.Gāzveida hlors ir spēcīgs oksidētājs, veicina daudzu organisko vielu sadegšanu un ir viegli uzliesmojošs, saskaroties ar degošām vielām. Terpentīna, titāna un metāla pulveri hlora atmosfērā spēj spontāni aizdegties istabas temperatūrā. Hlors veido sprādzienbīstamus maisījumus ar ūdeņradi.
Dažreiz hlorēšanas drošības nodrošināšanas izmaksas pārsniedz faktiskās ūdens hlorēšanas izmaksas.

Šajā sakarā nātrija hipohlorīta kā hlora aģenta izmantošana ūdens hlorēšanā ir laba alternatīva gāzveida hloram.

Elektrolīze

Lētākā, vienkāršākā un drošākā metode ir nātrija hipohlorīta dezinfekcijas šķīdumu iegūšana, elektrolīzē nātrija hlorīda (NaCl) ūdens šķīdumam un tā mijiedarbībai ar sārmu tajā pašā aparātā - elektrolizatorā.

Fotogrāfijās redzams elektrolizators. Seko dozēšanas sūknis nātrija hipohlorīta dozēšanai un hermētiski noslēgts Argal sūknis NaCl sālsūdens sūknēšanai

Saglabājot visas šķidrā hlora hlorēšanas priekšrocības, elektrolītiskā nātrija hipohlorīta dekontaminācija ļauj izvairīties no lielām grūtībām transportējot un uzglabājot toksisku gāzi.
Zemas koncentrācijas nātrija hipohlorīta šķīdumu izmantošana palielina ūdens dezinfekcijas ražošanas procesa drošību salīdzinājumā ar šķidro hloru un augsti koncentrētu nātrija hipohlorīta šķīdumu.
Sāls ir izejviela nātrija hipohlorīta ražošanai. Tā kā reaģents tiek izmantots tieši saņemšanas vietā, nav nepieciešams transportēt.
Nātrija hipohlorīta ražošanas tehnoloģiskais process ietver šādas darbības:

Sagatavojiet piesātinātu sāls šķīdumu.
Galvenais process nātrija hipohlorīta iegūšanai ar elektrolīzi.

Nātrija hlorīda šķīduma elektrolīzes laikā notiek šādas reakcijas:
pie katoda: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (nātrija hidroksīds) + H2;
pie anoda: 2Cl - - 2е→Cl 2 ;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (hipohlorskābe) + HCl.
Kopējo reakciju var attēlot šādi:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2.

Tā kā nātrija hipohlorīta oksidēšanās process ar sekojošu hlorītu un hlorātu veidošanos palēninās, pazeminoties temperatūrai, elektrolīze tiek veikta salīdzinoši zemā darba sāls šķīduma temperatūrā (20–25 ° C).
Caur iekraušanas ierīci sāli ielej īpašos traukos - piesātinātājos. Izejviela zemas koncentrācijas nātrija hipohlorīta šķīdumu ražošanai ir augstākās kvalitātes pārtikas galda sāls jeb "Extra". Ielietais ūdens, ejot cauri sāls slānim, veido piesātinātu galda sāls šķīdumu.
Koncentrēta sāls šķīduma attīrīšanai tiek izmantoti rupjie filtri un maināmi polipropilēna kārtridžu smalkie filtri ar caurlaidspēju 5 mikroni.
Piesātinātu nātrija hlorīda šķīdumu iesūknē maisītājā, kur to atšķaida ar krāna ūdeni līdz darba koncentrācijai (saskaņā ar SanPiN 2.1.4.1074-01), un pēc tam elektrolizatorā.
Galvenais nātrija hipohlorīta iegūšanas process ar elektrolīzi tiek veikts iekārtās, kas sastāv no elektrolīzes vannas un siltummaiņa. Siltummaiņos elektrolītu vasarā atdzesē (ar krāna ūdeni), bet ziemā darba sāls šķīdumu iepriekš uzsilda.
Elektrolīzes vannās titāna elektrodi ir pārklāti ar rutēnija un irīdija dioksīdu. Elektrolīzes procesā uz elektrodiem rodas kalcija un magnija nogulsnes, tāpēc periodiski, šīm nogulsnēm veidojoties, elektrolizatori tiek izskaloti slēgtā kontūrā ar 4% sālsskābes šķīdumu (HCl).
Elektrolizatorā notiek nepārtraukta darba sāls šķīduma elektrolīze, kā rezultātā tiek iegūts nātrija hipohlorīts. Caur elektrolīzes iekārtu plūst 3% NaCl šķīdums ar nemainīgu tilpuma plūsmas ātrumu 2,5 m3/h, līdz tiek sasniegta vēlamā NaClO koncentrācija (0,8%). Elektrolizatoros izveidojušos nātrija hipohlorītu uzglabā īpašās tvertnēs, lai nodrošinātu rezervi attīrīšanas iekārtu vajadzībām.
Nātrija hipohlorīts ar aktīvā hlora koncentrāciju vismaz 8 g/l nonāk uzglabāšanas tvertnē, no kurienes tas tiek sūknēts uz dozatoriem, kas atrodas netālu no reaģenta ievadīšanas vietām. No tvertnēm nātrija hipohlorīts tiek padots pa cauruļvadu sistēmu, dozējot sūkņus uz automātisko dozēšanas staciju apstrādātajā ūdenī.

Secinājums
Zema koncentrācijas nātrija hipohlorīta šķīdumu izmantošana uzlabo ūdens attīrīšanas procesu drošību ūdenssaimniecības iekārtās.

Attīrīta ūdens dezinfekcijas ar zemas koncentrācijas nātrija hipohlorītu (pirmā pakāpe) ar ultravioleto starojumu pirms ievadīšanas pilsētas ūdensapgādes tīklā (otrais posms) kombinācija garantē pilnīgu ūdens kvalitātes mikrobioloģisko rādītāju atbilstību spēkā esošajiem standartiem un tās augsto līmeni. epidemioloģiskā drošība.

Apsverot šķīdumu elektrolīzi, nevajadzētu aizmirst, ka bez elektrolītu joniem jebkurā ūdens šķīdumā ir arī joni, kas joprojām ir ūdens disociācijas produkti - H + un OH -. laukā ūdeņraža joni pārvietojas uz katodu, bet hidroksilgrupa - uz anodu. Tādējādi pie katoda var izlādēt gan elektrolīta katjonus, gan ūdeņraža katjonus. Tāpat pie anoda var izlādēties gan elektrolītu anjoni, gan hidroksiljoni. Turklāt ūdens molekulas var arī pakļaut elektroķīmiskai oksidēšanai vai reducēšanai.

Ņemot vērā katoda procesus, kas notiek ūdens šķīdumu elektrolīzes laikā, ir jāņem vērā ūdeņraža jonu reducēšanas procesa potenciāla vērtība. Šis potenciāls ir atkarīgs no ūdeņraža jonu koncentrācijas un neitrālu šķīdumu gadījumā (рН=7) ir vērtība
φ \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V. No tā ir skaidrs, ka, ja elektrolītu veido metāls, kura elektroda potenciāls ir daudz pozitīvāks par -0,41 V, tad metāls tiks atbrīvots no neitrālā šķīduma. katods. Šādi metāli atrodas virknē spriegumu pie ūdeņraža (aptuveni sākot no alvas) un pēc tā. Gluži pretēji, elektrolītu gadījumā, kuru metāla potenciāls ir daudz negatīvāks par –0,41 V, metāls netiks reducēts, bet izdalīsies ūdeņradis. Pie šādiem metāliem pieder metāli ar virkni spriegumu sākuma līdz aptuveni titānam. Visbeidzot, ja metāla potenciāls ir tuvu -0,41 V (Zn, Cr, Fe, Ni sērijas vidusdaļas metāli), tad atkarībā no šķīduma koncentrācijas un elektrolīzes apstākļiem notiek gan metāla reducēšanās, gan ūdeņraža izdalīšanās. iespējams; bieži notiek kopīga metāla un ūdeņraža izdalīšanās.

Ūdeņraža elektroķīmiskā izdalīšanās no skābiem šķīdumiem notiek ūdeņraža jonu izlādes rezultātā. Neitrālas vai sārmainas vides gadījumā tas ir ūdens elektroķīmiskās reducēšanas rezultāts:

2H 2O + 2e - \u003d H2 + 2OH -

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

un skābā vai neitrālā:

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

Aplūkojamos gadījumos enerģētiski vislabvēlīgākais process ir ūdens elektroķīmiskā oksidēšana. Skābekli saturošie anjoni vai nu nav spējīgi oksidēties, vai arī to oksidēšanās notiek ar ļoti augstu potenciālu. Piemēram, SO 4 2- jona standarta oksidācijas potenciāls

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

ir 2,010 V, kas ir daudz augstāks par standarta ūdens oksidācijas potenciālu (1,228 V). F jona standarta oksidācijas potenciāls ir vēl lielāks (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)

Apskatīsim vairākus tipiskus ūdens šķīdumu elektrolīzes gadījumus.

CuCl 2 šķīduma elektrolīze ar inertu anodu. Vara spriegumu virknē atrodas aiz ūdeņraža; tāpēc pie katoda notiks Cu 2+ jonu izlāde un metāliskā vara izdalīšanās. Pie anoda tiks izlādēti hlorīda joni.

Hlorīda šķiedru (II) šķīduma elektrolīzes shēma:

Katods ← Cu 2+ 2Cl - → Anods

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

K 2 SO 4 šķīduma elektrolīze ar inertu anodu. Tā kā kālijs spriegumu virknē ir daudz agrāks par ūdeņradi, pie katoda izdalīsies ūdeņradis un OH - uzkrāsies. Pie anoda izdalīsies skābeklis un uzkrāsies H + joni. Tajā pašā laikā katoda telpā nonāks K + joni, bet anoda telpā - SO 4 2- joni. Tādējādi šķīdums visās tā daļās paliks elektriski neitrāls. Tomēr katoda telpā uzkrāsies sārms, bet anodiskajā telpā - skābe.

Kālija sulfāta šķīduma elektrolīzes shēma:

Katods ← 4K + 2SO 4 2- → Anods

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

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

NiSO 4 šķīduma elektrolīze ar niķeļa anodu. Niķeļa standarta potenciāls (-0,250 V) ir nedaudz lielāks par -0,41 V; tādēļ neitrāla NiSO 4 šķīduma elektrolīzes laikā uz katoda galvenokārt tiek izvadīti Ni 2+ joni un izdalās metāls. Pie anoda notiek pretējs process - metāla oksidēšanās, jo niķeļa potenciāls ir daudz mazāks nekā ūdens oksidācijas potenciāls un vēl jo vairāk SO 4 2- jona oksidācijas potenciāls. Tādējādi šajā gadījumā elektrolīze tiek samazināta līdz anoda metāla izšķīdināšanai un tā atdalīšanai pie katoda.

Niķeļa sulfāta šķīduma elektrolīzes shēma:

Katods ← Ni 2+ SO 4 2- → Anods

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

Šo procesu izmanto niķeļa elektroķīmiskai attīrīšanai.

Faradeja likumi

1. Faradeja likums.

Vielas masa, kas izdalās uz elektroda, kad elektriskā strāva iet caur elektrolīta šķīdumu, ir tieši proporcionāla elektroenerģijas daudzumam.

kur ∆m ir izreaģējušās vielas daudzums; Q ir elektroenerģijas daudzums; k e - proporcionalitātes koeficients, kas parāda, cik daudz viela reaģēja elektroenerģijas vienības pārejas laikā. Vērtību k sauc par elektroķīmisko ekvivalentu.

k=M/(N A z│e│)

kur z ir jonu valence; M ir uz elektroda izdalītās vielas molārā masa; N A ir Avogadro konstante. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. Faradeja likums.

Saskaņā ar Faradeja otro likumu ar noteiktu elektroenerģijas daudzumu izreaģējušo vielu masu attiecība ir vienāda ar to ķīmisko ekvivalentu attiecību:

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

Elementa ķīmiskais ekvivalents ir vienāds ar attiecību starp elementa masas daļu, kas pievieno vai aizstāj vienu ūdeņraža atommasu vai pusi no skābekļa atommasas ķīmiskajos savienojumos, pret 1/12 no C12 masas. atoms. Jēdziens “ķīmiskais ekvivalents” attiecas arī uz savienojumiem. Tādējādi skābes ķīmiskais ekvivalents ir skaitliski vienāds ar tās molāro masu, kas dalīta ar bāziskumu (ūdeņraža jonu skaitu), bāzes ķīmiskais ekvivalents ir tās molārā masa, dalīta ar skābumu (neorganiskajai bāzei ar hidroksilgrupu skaitu). grupas), sāls ķīmiskais ekvivalents ir tā molārā masa, kas dalīta ar katjonu vai anjonu lādiņu summu.