Podczas elektrolizy kwasu solnego. Elektroliza stopów i roztworów elektrolitów. Zadania dla studentów

ELEKTROLIZA

roztopy i roztwory elektrolitów

przez elektrolizę zwany zestawem reakcji chemicznych zachodzących podczas przejścia prąd stały przez system elektrochemiczny składający się z dwóch elektrod i stopu lub roztworu elektrolitu.

Chemiczna istota elektrolizy polega na tym, że jest to reakcja redoks zachodząca pod wpływem stałego prądu elektrycznego, a procesy utleniania i redukcji są przestrzennie rozdzielone.

Katoda - elektroda, na której redukują się kationy lub woda. Jest naładowany ujemnie.

Anoda - elektroda, na której utleniane są aniony lub woda. Jest naładowany dodatnio.

1. Elektroliza stopów soli, zasad.

Podczas elektrolizy stopów kationy metali są zawsze redukowane na katodzie.

K(-): Men+ + nē → Me0

Proces anodowy zależy od składu anionu:

a) Jeżeli anion kwasu beztlenowego (Cl-, Br-, I-, S2-), to anion ten ulega utlenianiu anodowemu i powstaje prosta substancja:

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

b) Jeśli anion zawierający tlen (SO42-, SiO32-, HO- itp.) zostanie poddany utlenianiu anodowemu, wówczas niemetal tworzy tlenek (bez zmiany stopnia utlenienia) i uwalnia się tlen.

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

Przykład 1.1. Stopiona sól ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: elektroliza ZnCl2 Zn + Cl2

Przykład 1.2. Roztopiony alkaliczny NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Całkowite równanie elektrolizy uzyskuje się przez dodanie prawej i lewej części równań, pod warunkiem, że elektrony biorące udział w procesach katodowych i anodowych są równe.

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

4 Na+ + 4 OH - elektroliza 4 Na0 + O2 + 2H2O - równanie jonowe

Elektroliza 4NaOH 4Na + 2H2O + O2 - równanie molekularne

Przykład 1.3. Stopiona sól 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 – równanie elektrolizy jonowej

Elektroliza 2Na2SO4 4Nao + O2 + 2SO3 - równanie molekularne

K A

Przykład 1.4. Stopiona sól AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Ago *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

Elektroliza 4AgNO3 4Ag + 2N2O5 +2O2

K A

Zadania do samodzielnej pracy . Ułożyć równania elektrolizy stopów następujących soli: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Elektroliza roztworów soli, wodorotlenków i kwasów.

Elektrolizę roztworów wodnych komplikuje fakt, że woda może brać udział w procesach utleniania i redukcji.

procesy katodowe określony przez aktywność elektrochemiczną kationu soli. Im bardziej na lewo metal znajduje się w szeregu napięciowym, tym trudniej jest zredukować jego kationy na katodzie:

Li k ok Na mg Glin Mn zn Kr Te Ni sn Pb H2 Cu hg Ag cz Au

I GrupaIIGrupaIIIGrupa

Dla kationów metali do Al włącznie (grupa I) procesem katodowym jest redukcja wodoru z wody:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Dla kationów metali po wodorze (grupa III) procesem katodowym jest ich redukcja do metalu:

(-) K: Men+ + nē → Me0

Dla kationów metali w szeregu napięciowym od Mn do H2 (grupa II) zachodzą równolegle konkurencyjne procesy redukcji kationów metali i wodoru z wody:

(-) K: Men+ + nē → Me0

2Н2О + 2ē → Н2+ 2НО-

Który z tych procesów będzie przeważał, zależy od wielu czynników: aktywności Me, pH roztworu, stężenia soli, przyłożonego napięcia i warunków elektrolizy.

Procesy anodowe są określone przez skład anionów soli:

A) Jeśli anion jest kwasem beztlenowym (Cl-, Br-, I-, S2- itp.), To utlenia się do prostych substancji (z wyjątkiem F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

B) W obecności anionu zawierającego tlen (SO42-, CO32- itd. lub OH-) tylko woda ulega utlenianiu anodowemu:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Rozważ przykłady ilustrujące wszystkie możliwe opcje:

Przykład 2.1 . Roztwór soli KCl

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - elektroliza H2 + 2OH - + Cl2 - równanie elektrolizy jonowej

2KCl + 2H2O elektroliza H2 + 2KOH + Cl2 - elektroliza równanie molekularne

K A

Przykład 2.2 . Roztwór soli CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: elektroliza CuCl2 Cu + Cl2

Przykład 2.3. roztwór soli FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Żelazo należy do metali grupy II, więc na katodzie będą zachodziły dwa równoległe procesy:

1. proces:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - jonowe równanie procesu

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - molekularne równanie procesu

2. proces:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - jonowe równanie procesu

2H2O + FeCl2 elektroliza H2 + Fe(OH)2 + Cl2 - równanie molekularne.

Zatem, w przestrzeni katodowej Fe, H2 i Fe(OH)2 powstaną w różnych proporcjach w zależności od warunków elektrolizy.

Przykład 2.4 . Roztwór soli Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

w przestrzeni katodowej w przestrzeni anodowej

Po wyłączeniu prądu elektrycznego i wymieszaniu zawartości przestrzeni katody i anody końcowy wynik elektrolizy można przedstawić za pomocą schematu:

2H2O el-z 2H2 + O2,

ponieważ alkalia reagują z kwasem, tworząc 2 mole soli i 4 mole wody.

Przykład 2.5 . Elektroliza roztworu CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

Przykład 2.6. Elektroliza roztworu FeSO4

Ponieważ żelazo należy do metali grupy II, na katodzie będą przebiegać równolegle dwa konkurencyjne procesy (patrz przykład 2.3), a woda będzie utleniana na anodzie (patrz przykład 2.4):

1. proces:

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

2FeSO4 + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 2Н2SO4– równanie cząsteczkowe

2. proces:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

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

6Н2О + 2FeSO4 elektroliza 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - cząsteczkowy

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">I tylko wtedy, gdy procesy redukcji katodowej kationów metali i wodoru z wody są w równych proporcjach , możesz napisać całkowite końcowe równanie reakcji:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - tylko 4 elektrony

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

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

anoda katody

Po wyłączeniu prądu i wymieszaniu roztworów końcowe równanie będzie wyglądać następująco:

· Napisz równania elektrolizy dla roztworów K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Rozwiązać problem. W celu analizy zawartości zanieczyszczeń NaCl w technicznym NaOH 40 g leku rozpuszczono w wodzie i poddano elektrolizie do całkowitego utlenienia jonów chloru. W tym przypadku 601 ml Cl2 zostało uwolnione na anodzie w temperaturze 200°C i pod normalnym ciśnieniem. Oblicz ułamek masowy zanieczyszczenia NaCl w NaOH.

3. Elektroliza c rozpuszczalna S m anoda

Powyżej rozważono przykłady elektrolizy wodnych roztworów soli z anodą obojętną, czyli taką, która nie bierze udziału chemicznego w procesie anodowym. Takie elektrody są wykonane z nieaktywnych metali szlachetnych, takich jak Pt, Ir, lub stosuje się elektrody węglowe. Jeśli stosowane są rozpuszczalne anody, na przykład anoda Cu, anoda Zn, wówczas proces anodowy zmienia się znacząco, ponieważ sama anoda jest utleniona. Na anodzie 2 konkurencyjnych zachodzi proces o niższym potencjale: dla utleniania miedzi E0 = - 0,34 V, dla utleniania cynku E0 = - 0,76 V oraz dla utleniania anionu Cl , E0 = + 1,36 V.

Przykład 3.1. Elektroliza wodnego roztworu soli CuCl2 z rozpuszczalną anodą:

Katoda (-): Cu-anoda (+):

Сu2+ + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2+

W ten sposób dochodzi do pewnego rodzaju rafinacji miedzianej anody: rozpuszcza się ona, w przestrzeni anodowej pozostają zanieczyszczenia, a na katodzie osadza się czysta miedź. Anion chloru nie utlenia się, ale gromadzi się w przestrzeni anodowej.

Przykład 3.2. Elektroliza wodnego roztworu soli KCl anodą Cu:

Cu-anoda (+): Сu0 - 2ē → Cu2+

Na katodzie, w początkowej chwili, wodór zaczyna być redukowany z wody, ale pojawienie się Cu2+ w roztworze powoduje, że dwie reakcje redukcji katodowej są konkurencyjne:

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

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

W rezultacie przeważa ten, który charakteryzuje się wyższym potencjałem, czyli redukcja Сu2+ do Cu0.

Zatem w tym przypadku nastąpi rozpuszczenie anody Cu: Сu0 - 2ē → Cu2+, a kationy miedzi utworzone na katodzie zostaną zredukowane: Сu2+ + 2ē → Cu0. Sól KCl jest potrzebna tylko do zwiększenia przewodności elektrycznej roztworu i nie bierze bezpośredniego udziału w procesach redoks.

Przydział do samodzielnej pracy. Rozważmy elektrolizę CuSO4 z anodą Cu, Na2SO4 z anodą Cu.

Elektroliza to zespół procesów zachodzących w roztworze elektrolitu lub stopie, gdy przepływa przez niego prąd elektryczny. Elektroliza jest jednym z najważniejszych obszarów elektrochemii.

Elektroliza zachodzi tylko w mediach przewodzących prąd. Zdolność przewodzenia prądu mają również wodne roztwory zasad i soli. Bezwodne kwasy są bardzo słabymi przewodnikami, ale wodne roztwory kwasów dobrze przewodzą prąd. Roztwory kwasów, zasad i soli w innych cieczach w większości przypadków nie przewodzą prądu, podobnie jak wodne roztwory cukru, alkoholu, gliceryny i inne roztwory o normalnym ciśnieniu osmotycznym nie przewodzą prądu.

Prąd elektryczny przepływający przez roztwory powoduje w nich przemiany chemiczne, wyrażające się tym, że z roztworów uwalniają się produkty rozkładu substancji rozpuszczonej lub rozpuszczalnika. Substancje przewodzące prąd elektryczny w roztworach nazywane są elektrolitami. Elektrolity to kwasy, zasady i sole.

Proces chemiczny, który zachodzi, gdy prąd przepływa przez roztwór elektrolitu, nazywa się elektrolizą. Badając produkty uwalniane na elektrodzie podczas elektrolizy kwasów, zasad i soli stwierdzono, że metale i wodór uwalniają się zawsze na katodzie, a reszty kwasowe lub grupy hydroksylowe na anodzie, które następnie ulegają dalszym przemianom. Tak więc podstawowymi produktami elektrolizy są te same części kwasów, zasad i soli, które nie zmieniają się podczas reakcji wymiany, przechodzą z jednej substancji do drugiej.

Przykładem elektrolizy jest elektroliza stopionego chlorku magnezu. Kiedy prąd przepływa przez stopiony MgCl2, kationy magnezu przemieszczają się do elektrody ujemnej pod wpływem pola elektrycznego. Tutaj, wchodząc w interakcję z elektronami przechodzącymi przez obwód zewnętrzny, są one przywracane.

Aniony chloru przemieszczają się do elektrody dodatniej i wydzielając nadmiar elektronów ulegają utlenieniu. W tym przypadku podstawowym procesem jest właściwy etap elektrochemiczny - utlenianie jonów chloru:

a drugorzędnym jest wiązanie powstałych atomów chloru w cząsteczki:

Dodając równania procesów zachodzących na elektrodach, otrzymujemy ogólne równanie reakcji redoks zachodzącej podczas elektrolizy stopionego MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-1=Mg + Cl2

Ta reakcja nie może przebiegać spontanicznie; energia niezbędna do jego realizacji pochodzi z zewnętrznego źródła prądu.

Podobnie jak w przypadku chemicznego źródła energii elektrycznej, elektroda, na której zachodzi redukcja, nazywana jest katodą; Elektroda, na której zachodzi utlenianie, nazywana jest anodą. Ale podczas elektrolizy katoda jest naładowana ujemnie, a anoda jest naładowana dodatnio, tj. rozkład znaków ładunku elektrod jest przeciwny do tego, który występuje podczas pracy ogniwa galwanicznego. Podczas elektrolizy zachodzi reakcja chemiczna dzięki energii prądu elektrycznego dostarczanego z zewnątrz, natomiast podczas pracy ogniwa galwanicznego energia spontanicznie zachodzącej w nim reakcji chemicznej jest zamieniana na energię elektryczną.

Rozważając elektrolizę roztworów, nie należy zapominać o tym, że oprócz jonów elektrolitów w każdym roztworze wodnym znajdują się również jony, które nadal są produktami dysocjacji wody - H + i OH -. W polu elektrolitycznym jony wodoru przemieszczają się do katody, a jony hydroksylowe do anody. Zatem zarówno kationy elektrolitu, jak i kationy wodoru mogą być rozładowywane na katodzie. Podobnie na anodzie mogą być rozładowywane zarówno aniony elektrolitów, jak i jony hydroksylowe. Ponadto cząsteczki wody mogą również ulegać elektrochemicznemu utlenianiu lub redukcji.

To, jakie procesy elektrochemiczne będą zachodzić na elektrodach podczas elektrolizy, będzie zależeć przede wszystkim od stosunku potencjałów elektrod odpowiednich układów elektrochemicznych. Oznacza to, że utlenione formy układów elektrochemicznych zostaną zredukowane na katodzie. Spośród kilku możliwych procesów, przebiegać będzie ten, przy którym zużycie energii będzie minimalne. Oznacza to, że utlenione formy układów elektrochemicznych o najwyższym potencjale elektrody zostaną zredukowane na katodzie, podczas gdy formy zredukowane układów o najniższym potencjale elektrody zostaną utlenione na anodzie. Materiał elektrody ma działanie hamujące na przebieg niektórych procesów elektrochemicznych.

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

Wynika z tego jasno, że jeśli elektrolit jest utworzony z metalu, którego potencjał elektrody jest znacznie bardziej dodatni niż -0,41 V, wówczas metal zostanie uwolniony z roztworu obojętnego na katodzie. Takie metale znajdują się w szeregu napięć w pobliżu wodoru (zaczynając mniej więcej od cyny) i po nim. Wręcz przeciwnie, w przypadku elektrolitów, których metal ma potencjał znacznie bardziej ujemny niż -0,41 V, metal nie zostanie przywrócony, ale zostanie uwolniony wodór. Takie metale obejmują metale początku serii naprężeń - w przybliżeniu do tytanu. Wreszcie, jeśli potencjał metalu jest bliski -0,41 V (metale w środkowej części szeregu - Zn, Cr, Fe, Ni), to w zależności od stężenia roztworu i warunków elektrolizy zarówno metal możliwa jest redukcja i wydzielanie wodoru; często następuje wspólne uwalnianie metalu i wodoru.

Elektrochemiczne uwalnianie wodoru z kwaśnych roztworów następuje w wyniku wyładowania jonów wodorowych. W przypadku mediów obojętnych lub zasadowych jest to efekt elektrochemicznej redukcji wody:

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

Zatem charakter procesu katodowego podczas elektrolizy roztworów wodnych zależy przede wszystkim od położenia odpowiedniego metalu w szeregu napięć. W niektórych przypadkach duże znaczenie ma pH roztworu, stężenie jonów metali i inne warunki elektrolizy.

Rozważając procesy anodowe, należy pamiętać, że materiał anodowy może utleniać się podczas elektrolizy. Pod tym względem rozróżnia się elektrolizę z anodą obojętną i elektrolizę z anodą aktywną. Nazywa się anodę obojętną, której materiał nie ulega utlenianiu podczas elektrolizy. Aktywna anoda to anoda, której materiał może ulec utlenieniu podczas elektrolizy. Jako materiały na obojętne anody częściej stosuje się grafit, węgiel i platynę.

Na obojętnej anodzie podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad, kwasów zawierających tlen i ich soli, a także kwasu fluorowodorowego i fluorków następuje elektrochemiczne utlenianie wody z uwolnieniem tlenu. W zależności od pH roztworu proces ten przebiega inaczej i można go zapisać w różnych równaniach. W środowisku alkalicznym równanie ma postać:

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

oraz w kwaśnym lub obojętnym:

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

W rozpatrywanych przypadkach najbardziej korzystnym energetycznie procesem jest elektrochemiczne utlenianie wody. Aniony zawierające tlen albo nie ulegają utlenieniu, albo ich utlenianie zachodzi przy bardzo wysokich potencjałach. Na przykład standardowy potencjał utleniania jonu SO42-2SO22- \u003d S2O82- + 2e-

wynosi 2,010 V, czyli znacznie więcej niż standardowy potencjał utleniania wody (1,228 V). Standardowy potencjał utleniający jonu F- jest jeszcze większy (2,87 V).

Podczas elektrolizy wodnych roztworów kwasów beztlenowych i ich soli (z wyjątkiem HF i fluorków) na anodzie wyładowywane są aniony. W szczególności podczas elektrolizy roztworów HI, HBr, HCl i ich soli na anodzie uwalniany jest odpowiedni halogen. Należy zauważyć, że uwalnianie chloru podczas elektrolizy HCl i jego soli jest sprzeczne z wzajemnym położeniem układów

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

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

w szeregu standardowych potencjałów elektrod. Ta anomalia związana jest ze znacznym przepięciem drugiego z tych dwóch procesów elektrodowych – materiał anody ma hamujący wpływ na proces wydzielania tlenu.

W przypadku anody aktywnej liczba konkurencyjnych procesów utleniających wzrasta do trzech: elektrochemiczne utlenianie wody z wydzielaniem tlenu, wyładowanie anionów (czyli jego utlenianie) oraz elektrochemiczne utlenianie metalu anody (tzw. metal). Z tych możliwych procesów przebiegać będzie ten, który jest najkorzystniejszy energetycznie. Jeśli metal anody znajduje się w szeregu potencjałów standardowych wcześniej niż oba inne układy elektrochemiczne, wówczas nastąpi anodowe rozpuszczanie metalu. W przeciwnym razie nastąpi wydzielanie tlenu lub wyładowanie anionów.

Rozważmy typowy przypadek elektrolizy roztworów wodnych.

Elektroliza roztworu CuCl2 z obojętną anodą. Miedź w szeregu napięć znajduje się za wodorem; dlatego na katodzie nastąpi wyładowanie jonów Cu2+ i uwolnienie metalicznej miedzi. Na anodzie będą uwalniane jony chlorkowe.

Schemat elektrolizy roztworu chlorku miedzi (II):

Anoda katodowa

Cu2+ + 2e- =Cu2Cl- =2Cl + 2e-

Czynniki, od których zależy elektroliza

Wydajność elektrolizy ocenia się za pomocą szeregu czynników, do których należą: natężenie prądu, napięcie, gęstość prądu, wydajność źródła prądu, wydajność prądowa, wydajność substancji, wydajność energii elektrycznej (efektywność energetyczna), zużycie energii elektrycznej na jednostkę otrzymanego produktu .

Natężenie prądu lub obciążenie elektrolizera charakteryzuje jego działanie. Im większa siła prądu przepływającego przez elektrolizer, tym więcej produktu można uzyskać podczas pracy tego elektrolizera. Istnieje tendencja do tworzenia potężnych elektrolizerów, zaprojektowanych w niektórych przypadkach na dziesiątki i setki tysięcy amperów (produkcja chloru, aluminium itp.) Napięcie na elektrolizerze składa się z kilku elementów:

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

gdzie: U to całkowite napięcie na ogniwie; ea i ek to potencjały równowagi reakcji anodowej i katodowej; e-mail i ediafr - spadek napięcia w elektrolicie iw membranie; ekon. - spadek napięcia na stykach. Suma ea-ek nazywana jest naprężeniem rozkładu. Wartość ta odpowiada zużyciu energii elektrycznej do elektrolizy, co bezpośrednio przekłada się na zmianę energii wewnętrznej substancji.

Podczas elektrolizy dąży się do zmniejszenia napięcia na ogniwie ze względu na wielkość polaryzacji i omowy stan równowagi napięć, czyli terminy ze względu na nieodwracalność procesu. Napięcie rozkładu wynika z natury reagenta i dlatego nie można go zmienić. Wartości ek i flea można zmieniać w zależności od charakteru reakcji elektrochemicznej zachodzącej na elektrodzie poprzez mieszanie, podwyższanie temperatury elektrolitu, zmianę stanu powierzchni elektrody oraz dzięki licznym innych czynników.

Spadek napięcia w elektrolicie wyrażony równaniem

gdzie c to opór właściwy elektrolitu, Ohm cm, l to odległość między elektrodami, cm (bez membrany), S to pole przekroju poprzecznego elektrolitu, przez który przepływa prąd elektryczny cm2, można zmniejszyć , jak wynika z powyższego wyrażenia, zbieżność elektrod, wprowadzenie do roztworu bardziej elektroujemnych dodatków, a także wzrost temperatury.

Jeśli elektrolizie towarzyszy tworzenie się gazów, to powyższe wyrażenie nie zawsze dokładnie odpowiada spadkowi napięcia w elektrolicie. Wyjaśnia to fakt, że pęcherzyki gazu uwalniane na elektrodach zmniejszają aktywny przekrój elektrolitu S i wydłużają ścieżkę prądu od jednej elektrody do drugiej. Zjawisko to nazywane jest napełnianiem gazem, które można zdefiniować jako stosunek objętości powietrza aktualnie zajmowanego przez pęcherzyk do całkowitej objętości ogniwa elektrolitycznego. Wpływ wypełnienia gazem na przewodność elektryczną elektrolitu można uwzględnić za pomocą następującego wyrażenia:

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

gdzie c i c0 są odpowiednio oporami właściwymi elektrolitu ciągłego i wypełnionego gazem, c jest wypełnieniem gazem.

Wartość u można zmniejszyć podnosząc temperaturę, a także poprzez specjalny układ elektrod, który zapewnia swobodne odprowadzanie gazów z ogniwa.

Sprawność napięciowa to stosunek napięcia rozkładu do całkowitego napięcia na kąpieli:

val=(ea-ek)/U

Gęstość prądu to stosunek siły przechodzącej przez prąd elektrolitu do wielkości powierzchni elektrody; mierzona w A/cm2 (dm2 lub m2). W przemyśle pracują z różnymi gęstościami prądu - od kilkuset A/cm2 (galwanizacja, hydroelektrometalurgia, produkcja chloru) do kilku tysięcy A/cm2 (elektroliza stopów, elektrosynteza itp.)

Wartość gęstości prądu charakteryzuje ilość produktu uzyskiwanego na jednostkę powierzchni elektrody, tj. sprawność elektrolizera. Dlatego, jeśli wzrost gęstości prądu nie powoduje spadku wydajności produktu elektrolizy, dąży się do prowadzenia procesu z możliwie największymi gęstościami prądu. Jednak przy wyborze optymalnych wartości gęstości prądu w niektórych przypadkach należy wziąć pod uwagę wzrost kosztu produktu ze względu na wzrost zużycia energii elektrycznej do elektrolizy na skutek wzrostu napięcia wraz ze wzrostem gęstość prądu. Podczas elektrolizy prąd przepływający przez elektrolit można wykorzystać na kilka równoległych reakcji elektrochemicznych. Na przykład w elektrolizie roztworów wodnych reakcjom elektrochemicznego utleniania lub redukcji towarzyszy reakcja rozkładu wody na O2 i H2, które są uwalniane odpowiednio na anodzie i katodzie. Podczas elektrolizy stopionego kriolitu z tlenkiem glinu prąd w pewnych warunkach może być zużywany nie tylko na uwalnianie aluminium, ale także na tworzenie metalicznego sodu na katodzie.

W konsekwencji prąd przepływający przez elektrolit rozkłada się na kilka procesów zachodzących jednocześnie na danej elektrodzie:

ja=i1+i2+i3+…+i rz

gdzie: I - prąd płynący przez ogniwo; i1 i i2 - prąd zużywany na jednostkę dla pierwszej i drugiej reakcji elektrolitycznej.

Aby uwzględnić efektywność wykorzystania ilości energii elektrycznej przepuszczonej przez elektrolizer do wytworzenia określonego produktu, wprowadzono pojęcie mocy wyjściowej.

Bieżąca produkcja - stosunek ilości teoretycznie wymaganej do uzyskania

tej czy innej ilości energii elektrycznej do praktycznie zużytej ilości energii elektrycznej. W celu obniżenia kosztów energii elektrycznej do ubocznych reakcji elektrochemicznych i zwiększenia prądu, elektrolizę próbuje się prowadzić w takich warunkach, w których rozkład rozpuszczalnika jest utrudniony, tj. polaryzacja jest wysoka podczas utleniania lub redukcji rozpuszczalnika (na przykład przepięcie tlenu lub wodoru). Osiąga się to poprzez zwiększenie gęstości prądu, zmianę temperatury elektrolitu, wybór materiału elektrolitu itp.

Wydajność substancji to stosunek ilości produktu otrzymanego w wyniku reakcji elektrochemicznych do ilości, która teoretycznie powinna powstać przy danym obciążeniu produktu wyjściowego. Efektywność wykorzystania energii elektrycznej (wydajność energetyczna) to stosunek ilości energii elektrycznej teoretycznie potrzebnej do uzyskania jednostki substancji do ilości zużytej praktycznie. Teoretycznie wymagana ilość energii elektrycznej to ilość, jaka byłaby potrzebna do uzyskania jednostkowej ilości substancji, gdyby proces odbywał się ze 100% wydajnością prądową i przy napięciu równym napięciu rozkładu. Dlatego moc wyjściową energii można określić za pomocą wzoru:

ze \u003d Wp / N \u003d prąd * wartość

Wydajność pod względem prądu, prądu i substancji, a także efektywność wykorzystania energii elektrycznej znpr jest zwykle mierzona w procentach. Zużycie energii elektrycznej jest zwykle określane jako jednostka ilości wytworzonego produktu, mierzona w Wh/kg lub kWh/t. Aby obliczyć zużycie prądu stałego na 1 tonę produktu wytworzonego w wyniku elektrolizy, można skorzystać z następującego wzoru:

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

gdzie: W – zużycie energii elektrycznej DC kWh/t; U - napięcie na ogniwie, V; k równoważnik elektrochemiczny, gram/a*r; ztoka - prąd wyjściowy, ułamki jednostki; 1000 - współczynnik przeliczania wat*h na kW*h.

Zużycie prądu przemiennego na jednostkę wytworzonego produktu można określić, dzieląc zużycie prądu stałego przez taką samą wartość współczynnika powstawania prądu przemiennego na stały.

Istnieją ścisłe zależności ilościowe między czasem przepuszczania prądu elektrycznego przez roztwór lub stopiony elektrolit (ilość elektryczności) a ilością utworzonej i zużytej substancji.

Zastosowanie elektrolizy

Elektroliza jest szeroko stosowana w różnych gałęziach przemysłu. W przemyśle chemicznym elektroliza wytwarza tak ważne produkty jak chlor i zasady, chlorany i nadchlorany, kwas nadsiarkowy i nadsiarczany, nadmanganian potasu, związki organiczne, chemicznie czysty wodór, tlen, fluor i szereg innych cennych produktów.

W metalurgii metali nieżelaznych elektrolizę stosuje się do rafinacji metali, do ekstrakcji metali z rud. Metale, których nie można wydzielić z roztworów wodnych ze względu na wysoki potencjał ujemny, otrzymuje się w metalurgii metali nieżelaznych na drodze elektrolizy roztopionych ośrodków, którymi są sole tych metali zawierające dodatki różnych związków wprowadzanych w celu obniżenia temperatury topnienia wytopu, zwiększyć przewodność elektryczną itp. Wśród metali otrzymywanych przez elektrolizę stopionych mediów znajdują się aluminium, magnez, cyrkon, tytan, uran, beryl i szereg innych metali.

Elektroliza stosowana jest w wielu gałęziach inżynierii mechanicznej, radiotechnicznej, elektronicznej, poligraficznej do nakładania cienkich powłok metalowych na powierzchnię wyrobów w celu zabezpieczenia ich przed korozją, nadania im dekoracyjnego wyglądu, zwiększenia odporności na ścieranie, żaroodporność oraz uzyskania metalowe kopie.

Pomimo szerokiej gamy elektrolitów, elektrod, elektrolizerów, występują wspólne problemy elektrolizy technicznej. Należą do nich przenoszenie ładunków, ciepło, masa, rozkład pól elektrycznych. Aby przyspieszyć proces przenoszenia, wskazane jest zwiększenie prędkości wszystkich przepływów i zastosowanie wymuszonej konwekcji. Procesy elektrodowe można kontrolować, mierząc prądy ograniczające.

Elektroliza, oczywiście, może służyć jako metoda kontrolna tylko w układach elektrolitycznych (przewodzących), których względna liczba nie jest tak duża.

Co to jest elektroliza? Aby łatwiej zrozumieć odpowiedź na to pytanie, wyobraźmy sobie dowolne źródło prądu stałego. Dla każdego źródła prądu stałego zawsze można znaleźć biegun dodatni i ujemny:

Podłączmy do niego dwie chemoodporne płytki przewodzące prąd elektryczny, które nazwiemy elektrodami. Płytka podłączona do bieguna dodatniego nazywana jest anodą, a do bieguna ujemnego katodą:

Chlorek sodu jest elektrolitem; kiedy topi się, dysocjuje na kationy sodu i jony chlorkowe:

NaCl \u003d Na + + Cl -

Oczywiste jest, że ujemnie naładowane aniony chloru trafią do dodatnio naładowanej elektrody - anody, a dodatnio naładowane kationy Na + trafią do ujemnie naładowanej elektrody - katody. W wyniku tego zarówno kationy Na +, jak i aniony Cl - zostaną rozładowane, czyli staną się neutralnymi atomami. Wyładowanie następuje poprzez pozyskiwanie elektronów w przypadku jonów Na+ i utratę elektronów w przypadku jonów Cl−. Oznacza to, że proces przebiega na katodzie:

Na + + 1e - = Na 0 ,

A na anodzie:

Cl - - 1e - = Cl

Ponieważ każdy atom chloru ma niesparowany elektron, ich pojedyncze istnienie jest niekorzystne, a atomy chloru łączą się w cząsteczkę złożoną z dwóch atomów chloru:

Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2

Tak więc w sumie proces zachodzący na anodzie jest bardziej poprawnie zapisany w następujący sposób:

2Cl - - 2e - = Cl 2

czyli mamy:

Katoda: Na + + 1e − = Na 0

Anoda: 2Cl - - 2e - = Cl 2

Podsumujmy wagę elektroniczną:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Dodaj lewą i prawą stronę obu równań pół reakcje, otrzymujemy:

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

Redukujemy dwa elektrony w taki sam sposób jak w algebrze, otrzymujemy jonowe równanie elektrolizy:

2NaCl (l.) => 2Na + Cl2

Z teoretycznego punktu widzenia powyższy przypadek jest najprostszy, gdyż w roztopionym chlorku sodu wśród dodatnio naładowanych jonów znajdowały się tylko jony sodu, a wśród ujemnych tylko aniony chloru.

Innymi słowy, ani kationy Na +, ani aniony Cl - nie miały „konkurentów” dla katody i anody.

A co się stanie, na przykład, jeśli zamiast roztopionego chlorku sodu przez jego wodny roztwór przepuści się prąd? W tym przypadku obserwuje się również dysocjację chlorku sodu, ale tworzenie metalicznego sodu w roztworze wodnym staje się niemożliwe. W końcu wiemy, że sód, przedstawiciel metali alkalicznych, jest niezwykle aktywnym metalem, który bardzo gwałtownie reaguje z wodą. Jeśli sód nie może zostać zredukowany w takich warunkach, to co zostanie zredukowane na katodzie?

Przypomnijmy sobie budowę cząsteczki wody. Jest dipolem, to znaczy ma biegun ujemny i dodatni:

To właśnie dzięki tej właściwości jest w stanie „przyklejać się” zarówno do powierzchni katody, jak i powierzchni anody:

Mogą zachodzić następujące procesy:

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

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

Okazuje się zatem, że jeśli weźmiemy pod uwagę roztwór dowolnego elektrolitu, zobaczymy, że kationy i aniony powstające podczas dysocjacji elektrolitu konkurują z cząsteczkami wody o redukcję na katodzie i utlenianie na anodzie.

Jakie więc procesy będą zachodzić na katodzie, a jakie na anodzie? Wyładowanie jonów powstających podczas dysocjacji elektrolitu czy utlenianie/redukcja cząsteczek wody? A może wszystkie te procesy będą przebiegać jednocześnie?

W zależności od rodzaju elektrolitu możliwe są różne sytuacje podczas elektrolizy jego wodnego roztworu. Na przykład kationy metali alkalicznych, metali ziem alkalicznych, glinu i magnezu po prostu nie dają się zredukować w środowisku wodnym, ponieważ ich redukcja powinna dać odpowiednio metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych, glin lub magnez, tj. metale reagujące z wodą.

W tym przypadku możliwa jest jedynie redukcja cząsteczek wody na katodzie.

Można zapamiętać, jaki proces będzie przebiegał na katodzie podczas elektrolizy roztworu dowolnego elektrolitu, kierując się następującymi zasadami:

1) Jeżeli elektrolit składa się z kationu metalu, który w stanie wolnym w normalnych warunkach reaguje z wodą, to na katodzie zachodzi następujący proces:

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

Dotyczy to metali znajdujących się na początku szeregu aktywności Al włącznie.

2) Jeżeli elektrolit składa się z kationu metalu, który w postaci wolnej nie reaguje z wodą, lecz reaguje z kwasami nieutleniającymi, zachodzą jednocześnie dwa procesy, zarówno redukcji kationów metali, jak i cząsteczek wody:

Ja n+ + ne = Ja 0

Metale te obejmują metale między Al i H w szeregu aktywności.

3) Jeśli elektrolit składa się z kationów wodoru (kwas) lub kationów metali, które nie reagują z kwasami nieutleniającymi, przywracane są tylko kationy elektrolitu:

2H + + 2e - \u003d H 2 - w przypadku kwasu

Me n + + ne = Me 0 - w przypadku soli

Tymczasem na anodzie sytuacja wygląda następująco:

1) Jeżeli elektrolit zawiera aniony beztlenowych reszt kwasowych (z wyjątkiem F -), to proces ich utleniania zachodzi na anodzie, cząsteczki wody nie są utleniane. Na przykład:

2Cl - - 2e \u003d Cl 2

S 2- - 2e = S o

Jony fluorkowe nie utleniają się na anodzie, ponieważ fluor nie może tworzyć się w roztworze wodnym (reaguje z wodą)

2) Jeśli elektrolit zawiera jony wodorotlenkowe (zasady), są one utleniane zamiast cząsteczek wody:

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

3) Jeżeli elektrolit zawiera na anodzie resztę kwasową zawierającą tlen (z wyjątkiem reszt kwasów organicznych) lub jon fluorkowy (F -), zachodzi proces utleniania cząsteczek wody:

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

4) W przypadku kwaśnej reszty kwasu karboksylowego na anodzie zachodzi następujący proces:

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

Poćwiczmy pisanie równań elektrolizy dla różnych sytuacji:

Przykład 1

Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy stopionego chlorku cynku oraz ogólne równanie elektrolizy.

Rozwiązanie

Po stopieniu chlorek cynku dysocjuje:

ZnCl2 \u003d Zn2+ + 2Cl -

Ponadto należy zwrócić uwagę na to, że elektrolizie ulega stopiony chlorek cynku, a nie roztwór wodny. Innymi słowy, bez opcji, na katodzie może zachodzić tylko redukcja kationów cynku, a na anodzie utlenianie jonów chlorkowych. żadnych cząsteczek wody

Katoda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Anoda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl2 \u003d Zn + Cl2

Przykład nr 2

Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku cynku oraz ogólne równanie elektrolizy.

Ponieważ w tym przypadku elektrolizie poddawany jest roztwór wodny, to teoretycznie cząsteczki wody mogą brać udział w elektrolizie. Ponieważ cynk znajduje się w szeregu aktywności między Al i H, oznacza to, że na katodzie nastąpi zarówno redukcja kationów cynku, jak i cząsteczek wody.

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

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Jon chlorkowy jest kwaśną pozostałością kwasu HCl beztlenowego, dlatego w rywalizacji o utlenianie na anodzie jony chlorkowe „wygrywają” z cząsteczkami wody:

2Cl - - 2e - = Cl 2

W tym konkretnym przypadku niemożliwe jest napisanie ogólnego równania elektrolizy, ponieważ nie jest znany stosunek wodoru do cynku uwalnianego na katodzie.

Przykład nr 3

Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu azotanu miedzi oraz ogólne równanie elektrolizy.

Azotan miedzi w roztworze jest w stanie zdysocjowanym:

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

Miedź znajduje się w szeregu aktywności na prawo od wodoru, to znaczy kationy miedzi zostaną zredukowane na katodzie:

Cu 2+ + 2e - = Cu 0

Jon azotanowy NO 3 - jest resztą kwasową zawierającą tlen, co oznacza, że podczas utleniania na anodzie jony azotanowe „tracą” konkurując z cząsteczkami wody:

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

Zatem:

Katoda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

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

Równanie otrzymane w wyniku dodawania jest jonowym równaniem elektrolizy. Aby uzyskać pełne równanie elektrolizy molekularnej, należy dodać 4 jony azotanowe po lewej i prawej stronie wynikowego równania jonowego jako przeciwjony. Wtedy otrzymamy:

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

Przykład nr 4

Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu octanu potasu oraz ogólne równanie elektrolizy.

Rozwiązanie:

Octan potasu w roztworze wodnym dysocjuje na kationy potasu i jony octanowe:

CH 3 GOTOWANIE \u003d CH 3 COO - + K +

Potas jest metalem alkalicznym, tj. znajduje się w elektrochemicznym szeregu napięć na samym początku. Oznacza to, że jego kationy nie mogą zostać wyładowane na katodzie. Zamiast tego cząsteczki wody zostaną przywrócone:

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

Jak wspomniano powyżej, reszty kwasowe kwasów karboksylowych „wygrywają” w rywalizacji o utlenianie z cząsteczkami wody na anodzie:

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

Podsumowując więc bilans elektroniczny i dodając dwa równania reakcji połówkowych na katodzie i anodzie, otrzymujemy:

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

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

2H2O + 2CH3COO - \u003d 2OH - + H2 + CH3 -CH3 + 2CO2

Otrzymaliśmy pełne równanie elektrolizy w postaci jonowej. Dodając dwa jony potasu po lewej i prawej stronie równania i dodając je z przeciwjonami, otrzymujemy pełne równanie elektrolizy w postaci molekularnej:

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

Przykład nr 5

Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu kwasu siarkowego oraz ogólne równanie elektrolizy.

Kwas siarkowy dysocjuje na kationy wodoru i jony siarczanowe:

H2SO4 \u003d 2H + + SO4 2-

Kationy wodoru H + zostaną zredukowane na katodzie, a cząsteczki wody zostaną utlenione na anodzie, ponieważ jony siarczanowe są resztami kwasowymi zawierającymi tlen:

Katoda: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Anoda: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1

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

Redukując jony wodoru po lewej i prawej i lewej stronie równania, otrzymujemy równanie elektrolizy wodnego roztworu kwasu siarkowego:

2H2O \u003d 2H2 + O2

Jak widać, elektroliza wodnego roztworu kwasu siarkowego sprowadza się do elektrolizy wody.

Przykład nr 6

Napisz równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie podczas elektrolizy wodnego roztworu wodorotlenku sodu oraz ogólne równanie elektrolizy.

Dysocjacja wodorotlenku sodu:

NaOH = Na + + OH -

Tylko cząsteczki wody zostaną zredukowane na katodzie, ponieważ sód jest wysoce aktywnym metalem, a tylko jony wodorotlenkowe na anodzie:

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

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

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

Zredukujmy po dwie cząsteczki wody po lewej i po prawej stronie oraz 4 jony wodorotlenkowe i dojdźmy do wniosku, że podobnie jak w przypadku kwasu siarkowego elektroliza wodnego roztworu wodorotlenku sodu sprowadza się do elektrolizy wody.

Chlorowanie

Zastosowanie podchlorynu sodu (NaClO) wynika z jego chemicznej zdolności do neutralizacji szeregu szkodliwych mikroorganizmów. Jego właściwości bakteriobójcze mają na celu zniszczenie szeregu niebezpiecznych grzybów i bakterii.

Aby otrzymać podchloryn sodu, konieczne jest przeprowadzenie procesu chlorowania wodorotlenku sodu (NaOH) za pomocą chloru cząsteczkowego (Cl).

Zasada działania podchlorynu sodu (NaClO) jest dość prosta, ponieważ substancja ta ma wysokie właściwości biobójcze (biocyd - środki chemiczne przeznaczone do zwalczania szkodliwych lub chorobotwórczych mikroorganizmów). Kiedy podchloryn sodu (NaClO) dostanie się do wody, zaczyna się aktywnie rozkładać, tworząc aktywne cząsteczki w postaci rodników i tlenu.Rodziny podchlorynu sodu (NaClO) są skierowane przeciwko szkodliwym mikroorganizmom. Aktywne cząsteczki podchlorynu sodu (NaClO) zaczynają niszczyć zewnętrzną powłokę lub biofilm mikroorganizmu, co prowadzi do ostatecznej śmierci różnych patogennych grzybów, wirusów i bakterii.Skład chemiczny podchlorynu sodu ma na celu dezynfekcję i odkażanie wody . Dlatego substancja ta zajmuje ważne miejsce w wielu dziedzinach życia człowieka. Światowe badania pokazują, że do dezynfekcji używa się podchlorynu sodu (NaClO) w 91% przypadków, pozostałe 9% to podchloryn potasu lub litu. Ale aby ta substancja dawała wyniki i korzyści w życiu codziennym, konieczne jest uważne monitorowanie stężenia roztworu.
Chlorowanie okazało się najłatwiejszym i najtańszym sposobem dezynfekcji wody, dlatego szybko rozpowszechniło się na całym świecie. Teraz można powiedzieć, że tradycyjną metodą dezynfekcji wody pitnej, przyjętą na całym świecie (w 99 przypadkach na 100), jest właśnie chlorowanie, a dziś do chlorowania wody zużywa się setki tysięcy ton chloru rocznie. W Rosji ponad 99% wody poddawane jest chlorowaniu i do tych celów zużywa się średnio około 100 tysięcy ton chloru rocznie.

W obecnej praktyce dezynfekcji wody pitnej chlorowanie jest najczęściej stosowaną metodą najbardziej ekonomiczną i efektywną w porównaniu z innymi znanymi metodami, ponieważ jest to jedyny sposób zapewnienia bezpieczeństwa mikrobiologicznego wody w dowolnym punkcie sieci dystrybucyjnej w dowolnym momencie. czasu ze względu na działanie chloru.
Powszechnie wiadomo, że chlor (Cl), reagując z wodą, nie tworzy „wody chlorowej” (jak wcześniej sądzono), ale kwas podchlorawy ( HCIO) - pierwsza substancja otrzymana przez chemików, która zawierała aktywny chlor.
Z równania reakcji: HClO + HCl ↔ Cl2 + H2O, wynika, że teoretycznie z 52,5 g. HCIO możesz dostać 71 gr Cl2, czyli kwas podchlorawy zawiera 135,2% aktywnego chloru. Ale ten kwas jest niestabilny: jego maksymalne możliwe stężenie w roztworze wynosi nie więcej niż 30%.
Chlor łatwo rozpuszcza się w wodzie, zabijając w niej wszystkie żywe istoty. Jak ustalono po zmieszaniu gazowego chloru z wodą, w roztworze wodnym ustala się równowaga:
Cl2 + H2O ↔ HClO + HCl
Następnie zachodzi dysocjacja (dysocjacja to rozkład cząstki (cząsteczki, rodnika, jonu) na kilka prostszych cząstek) utworzonego kwasu podchlorawego HOCl ↔ H+ + OCl –
Obecność kwasu podchlorawego w wodnych roztworach chloru i anionów powstałych w wyniku jego dysocjacji OSl - mają silne właściwości bakteriobójcze (jest to zdolność do niszczenia mikroorganizmów). Okazało się, że wolny kwas podchlorawy jest prawie 300 razy bardziej aktywny niż jony podchlorynowe. ClO-. Wyjaśnia to wyjątkowa zdolność HCIO przenikają bakterie przez ich błony. Ponadto, jak już wskazaliśmy, kwas podchlorawy pod wpływem światła ulega rozkładowi:
2HClO → 21O2 + 2HCl → O2 + HCl
z tworzeniem kwasu solnego i atomowego (singletowego) tlenu (jako półprodukt), który jest najsilniejszym utleniaczem.

Proces chlorowania.

Na stacji uzdatniania wody chlor dostarczany jest w stanie skroplonym w specjalistycznych zbiornikach o różnej pojemności, butlach małej i średniej pojemności. Ale chlor w stanie gazowym służy do dezynfekcji wody. Chlor gazowy otrzymuje się z chloru ciekłego poprzez jego odparowanie w wyparkach wężowych, które są pionowymi cylindrycznymi aparatami z umieszczonymi wewnątrz wężownicami, przez które przepływa ciekły chlor. Dozowanie otrzymanego chloru gazowego do wody odbywa się za pomocą specjalnych urządzeń - chloratorów próżniowych.
Po wprowadzeniu chloru do uzdatnionej wody należy zapewnić jego dobre wymieszanie z wodą oraz wystarczający czas jego kontaktu z wodą (co najmniej 30 minut) przed dostarczeniem wody do odbiorcy. Należy zaznaczyć, że woda przed chlorowaniem musi być już przygotowana i z reguły chlorowanie przeprowadza się zwykle przed wpłynięciem sklarowanej wody do zbiornika wody czystej, gdzie zapewniony jest niezbędny czas kontaktu.

Główne zalety stosowania chloru gazowego do dezynfekcji wody
Czy:

niski koszt procesu dezynfekcji wody;
łatwość przeprowadzenia procesu chlorowania;
wysoka zdolność dezynfekcyjna gazowego chloru;
chlor wpływa nie tylko na mikroorganizmy, ale także utlenia substancje organiczne i nieorganiczne;
chlor likwiduje smaki i zapachy wody, jej kolor, nie przyczynia się do wzrostu zmętnienia.

Jednak chlor jest substancją silnie toksyczną o dużej skuteczności, należącą do drugiej klasy zagrożenia.Chlor gazowy jest silnym utleniaczem, wspomaga spalanie wielu substancji organicznych, aw kontakcie z substancjami palnymi jest palny. Proszki terpentyny, tytanu i metali w atmosferze chloru są zdolne do samozapłonu w temperaturze pokojowej. Chlor tworzy z wodorem mieszaniny wybuchowe.
Czasami koszty zapewnienia bezpieczeństwa chlorowania przewyższają koszty samego chlorowania wody.

Pod tym względem zastosowanie podchlorynu sodu jako środka chlorującego w chlorowaniu wody jest dobrą alternatywą dla chloru gazowego.

Elektroliza

Najtańszą, najprostszą i najbezpieczniejszą metodą jest otrzymywanie dezynfekujących roztworów podchlorynu sodu poprzez elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu (NaCl) i jego oddziaływanie z alkaliami w tym samym aparacie - elektrolizerze.

Zdjęcia przedstawiają elektrolizer. Pompa dozująca Seko do dozowania podchlorynu sodu oraz hermetyczna pompa Argal do pompowania solanki NaCl

Zachowując wszystkie zalety chlorowania ciekłym chlorem, elektrolityczne odkażanie podchlorynem sodu pozwala uniknąć głównych trudności związanych z transportem i magazynowaniem toksycznych gazów.
Zastosowanie nisko stężonych roztworów podchlorynu sodu zwiększa bezpieczeństwo procesu produkcji dezynfekcji wody w porównaniu z płynnym chlorem i wysoko stężonym roztworem podchlorynu sodu.
Sól jest surowcem do produkcji podchlorynu sodu. Ponieważ odczynnik jest używany bezpośrednio w miejscu odbioru, nie ma potrzeby transportu.
Proces technologiczny produkcji podchlorynu sodu obejmuje następujące operacje:

Przygotuj nasycony roztwór soli.
Główny proces otrzymywania podchlorynu sodu przez elektrolizę.

Podczas elektrolizy roztworu chlorku sodu zachodzą następujące reakcje:
na katodzie: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (wodorotlenek sodu) + H2 ;
na anodzie: 2Cl - - 2е→Cl 2 ;
Cl2 + 2H2O → 2HClO (kwas podchlorawy) + HCl.
Ogólną reakcję można przedstawić jako:
NaCl + H2O → NaClO + H2.

Ponieważ proces utleniania podchlorynu sodu z późniejszym tworzeniem chlorynów i chloranów spowalnia wraz ze spadkiem temperatury, elektrolizę przeprowadza się w stosunkowo niskich temperaturach roboczego roztworu soli (20–25 ° C).
Sól wsypuje się do specjalnych pojemników - saturatorów przez urządzenie ładujące. Surowcem do produkcji niskostężonych roztworów podchlorynu sodu jest sól spożywcza najwyższej klasy lub „Ekstra”. Wlana woda, przechodząc przez warstwę soli, tworzy nasycony roztwór soli kuchennej.
Do oczyszczania stężonego roztworu soli stosuje się filtry zgrubne oraz wymienne filtry dokładne z wkładem polipropylenowym o przepustowości 5 mikronów.
Nasycony roztwór chlorku sodu pompuje się do mieszalnika, gdzie rozcieńcza wodą wodociągową do stężenia roboczego (zgodnie z SanPiN 2.1.4.1074-01), a następnie do elektrolizera.
Główny proces otrzymywania podchlorynu sodu metodą elektrolizy prowadzony jest w instalacjach składających się z wanny elektrolitycznej oraz wymiennika ciepła. W wymiennikach ciepła elektrolit jest chłodzony latem (wodą wodociągową), a zimą roztwór soli roboczej jest podgrzewany.
W kąpielach elektrolizy elektrody tytanowe są powlekane dwutlenkami rutenu i irydu. W procesie elektrolizy na elektrodach tworzą się osady wapnia i magnezu, dlatego okresowo w miarę powstawania tych osadów elektrolizery przepłukuje się w obiegu zamkniętym 4% roztworem kwasu solnego (HCl).
W elektrolizerze zachodzi ciągła elektroliza roboczego roztworu soli, w wyniku której otrzymuje się podchloryn sodu. 3% roztwór NaCl ze stałą objętościową szybkością przepływu 2,5 m3/h przepływa przez instalację do elektrolizy aż do osiągnięcia pożądanego stężenia NaClO (0,8%). Powstający w elektrolizerach podchloryn sodu magazynowany jest w specjalnych zbiornikach stanowiących rezerwę na potrzeby oczyszczalni.
Podchloryn sodu o stężeniu co najmniej 8 g/l aktywnego chloru trafia do zbiornika magazynowego, skąd jest pompowany do dozowników zlokalizowanych w pobliżu punktów wtrysku odczynników. Ze zbiorników podchloryn sodu jest podawany systemem rurociągów pompami dozującymi do automatycznej stacji dozującej do wody uzdatnianej.

Wniosek
Stosowanie nisko stężonych roztworów podchlorynu sodu poprawia bezpieczeństwo procesów uzdatniania wody w wodociągach.

Połączenie dezynfekcji wody uzdatnionej niskostężonym podchlorynem sodu (I etap) z naświetlaniem ultrafioletem przed wprowadzeniem do miejskiej sieci wodociągowej (II etap) gwarantuje pełną zgodność jakości wody pod względem wskaźników mikrobiologicznych z obowiązującymi normami oraz jej wysoką bezpieczeństwo epidemiologiczne.

Rozważając elektrolizę roztworów, nie należy zapominać o tym, że oprócz jonów elektrolitów w każdym roztworze wodnym znajdują się również jony będące nadal produktami dysocjacji wody - H + i OH -. polu jony wodorowe przemieszczają się do katody, a grupy hydroksylowe do anody. Zatem zarówno kationy elektrolitu, jak i kationy wodoru mogą być rozładowywane na katodzie. Podobnie na anodzie mogą być rozładowywane zarówno aniony elektrolitów, jak i jony hydroksylowe. Ponadto cząsteczki wody mogą również ulegać elektrochemicznemu utlenianiu lub redukcji.

To, jakie procesy elektrochemiczne będą zachodzić na elektrodach podczas elektrolizy, będzie zależeć przede wszystkim od stosunku potencjałów elektrod odpowiednich układów elektrochemicznych. Oznacza to, że utlenione formy układów elektrochemicznych zostaną zredukowane na katodzie. Spośród kilku możliwych procesów, przebiegać będzie ten, przy którym zużycie energii będzie minimalne. Oznacza to, że utlenione formy układów elektrochemicznych o najwyższym potencjale elektrody zostaną zredukowane na katodzie, podczas gdy formy zredukowane układów o najniższym potencjale elektrody zostaną utlenione na anodzie. Materiał elektrody działa hamująco na przebieg niektórych procesów elektrochemicznych; takie przypadki omówiono poniżej.

Biorąc pod uwagę procesy katodowe zachodzące podczas elektrolizy roztworów wodnych, konieczne jest uwzględnienie wartości potencjału procesu redukcji jonów wodorowych. Potencjał ten zależy od stężenia jonów wodorowych iw przypadku roztworów obojętnych (рН=7) ma wartość
φ \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V. Wynika z tego jasno, że jeśli elektrolit jest utworzony przez metal, którego potencjał elektrody jest znacznie bardziej dodatni niż -0,41 V, wówczas metal zostanie uwolniony z roztworu neutralnego przy katoda. Takie metale znajdują się w szeregu napięć w pobliżu wodoru (zaczynając mniej więcej od cyny) i po nim. Przeciwnie, w przypadku elektrolitów, których metal ma potencjał znacznie bardziej ujemny niż –0,41 V, metal nie ulegnie redukcji, ale uwolni się wodór. Takie metale obejmują metale początku serii naprężeń, aż do w przybliżeniu tytanu. Wreszcie, jeśli potencjał metalu jest bliski -0,41 V (metale ze środkowej części szeregu Zn, Cr, Fe, Ni), to w zależności od stężenia roztworu i warunków elektrolizy zachodzi zarówno redukcja metalu, jak i wydzielanie wodoru. możliwy; często następuje wspólne uwalnianie metalu i wodoru.

Elektrochemiczne wydzielanie wodoru z roztworów kwaśnych następuje w wyniku wyładowania jonów wodorowych. W przypadku mediów obojętnych lub zasadowych jest to efekt elektrochemicznej redukcji wody:

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

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

oraz w kwaśnym lub obojętnym:

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

W rozpatrywanych przypadkach najbardziej korzystnym energetycznie procesem jest elektrochemiczne utlenianie wody. Aniony zawierające tlen albo nie ulegają utlenieniu, albo ich utlenianie zachodzi przy bardzo wysokich potencjałach. Na przykład standardowy potencjał utleniania jonu SO 4 2-

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

wynosi 2,010 V, czyli znacznie więcej niż standardowy potencjał utleniania wody (1,228 V). Standardowy potencjał utleniający jonu F jest jeszcze większy (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.)

Rozważmy kilka typowych przypadków elektrolizy roztworów wodnych.

Elektroliza roztworu CuCl 2 z obojętną anodą. Miedź w szeregu napięć znajduje się za wodorem; dlatego na katodzie nastąpi wyładowanie jonów Cu 2+ i uwolnienie metalicznej miedzi. Na anodzie będą uwalniane jony chlorkowe.

Schemat elektrolizy roztworu nici chlorkowej (II):

Katoda ← Cu 2+ 2Cl - → Anoda

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

Elektroliza roztworu K 2 SO 4 obojętną anodą. Ponieważ potas w szeregu napięć jest znacznie wcześniejszy niż wodór, wodór zostanie uwolniony na katodzie i OH - będzie się gromadził. Na anodzie zostanie uwolniony tlen i zgromadzą się jony H +. W tym samym czasie do przestrzeni katodowej wejdą jony K +, a do przestrzeni anodowej jony SO 4 2-. Zatem rozwiązanie we wszystkich jego częściach pozostanie elektrycznie obojętne. Jednak zasady będą gromadzić się w przestrzeni katodowej, a kwas będzie gromadził się w przestrzeni anodowej.

Schemat elektrolizy roztworu siarczanu potasu:

Katoda ← 4K + 2SO 4 2- → Anoda

4H2O + 4e - \u003d 4OH - + 4H2H2O \u003d 4H + + 2O + 4e -

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

Elektroliza roztworu NiSO 4 z anodą niklową. Standardowy potencjał niklu (-0,250 V) jest nieco większy niż -0,41 V; dlatego podczas elektrolizy obojętnego roztworu NiSO4 na katodzie jony Ni2+ są głównie rozładowywane i uwalniany jest metal. Na anodzie zachodzi proces odwrotny - utlenianie metalu, ponieważ potencjał niklu jest znacznie mniejszy niż potencjał utleniania wody, a tym bardziej potencjał utleniania jonu SO 4 2-. Zatem w tym przypadku elektroliza sprowadza się do rozpuszczenia metalu anody i jego oddzielenia na katodzie.

Schemat elektrolizy roztworu siarczanu niklu:

Katoda ← Ni 2+ SO 4 2- → Anoda

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

Proces ten jest stosowany do elektrochemicznego oczyszczania niklu.

Prawa Faradaya

1. Prawo Faradaya.

Masa substancji uwolnionej na elektrodzie, gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwór elektrolitu, jest wprost proporcjonalna do ilości energii elektrycznej.

gdzie ∆m to ilość przereagowanej substancji; Q to ilość energii elektrycznej; k e - współczynnik proporcjonalności, pokazujący, jak bardzo substancja zareagowała podczas przejścia jednostki energii elektrycznej. Wartość k nazywana jest ekwiwalentem elektrochemicznym.

k=M/(N A z│e│)

gdzie z jest wartościowością jonu; M to masa molowa substancji uwolnionej na elektrodzie; N A to stała Avogadra. │e│= 1,6 · 10 -19 Cl.

2. Prawo Faradaya.

Zgodnie z drugim prawem Faradaya, przy przepuszczeniu pewnej ilości prądu, stosunek mas reagujących substancji jest równy stosunkowi ich równoważników chemicznych:

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

Równoważnik chemiczny pierwiastka jest równy stosunkowi części masy pierwiastka, która dodaje lub zastępuje jedną masę atomową wodoru lub połowę masy atomowej tlenu w związkach chemicznych do 1/12 masy pierwiastka C 12 atom. Pojęcie „równoważnika chemicznego” ma również zastosowanie do związków. Zatem równoważnik chemiczny kwasu jest liczbowo równy jego masie molowej podzielonej przez zasadowość (liczbę jonów wodorowych), równoważnik chemiczny zasady to jej masa molowa podzielona przez kwasowość (w przypadku zasady nieorganicznej przez liczbę grup hydroksylowych grupy), równoważnikiem chemicznym soli jest jej masa molowa podzielona przez sumę ładunków kationów lub anionów.