Durante a eletrólise do ácido clorídrico. Eletrólise de fundidos e soluções eletrolíticas. Tarefas dos alunos

ELETRÓLISE

derretimentos e soluções de eletrólitos

Eletrólise é um conjunto de reações químicas que ocorrem durante a passagem corrente elétrica direta através de um sistema eletroquímico que consiste em dois eletrodos e uma solução fundida ou eletrolítica.

A essência química da eletrólise reside no fato de ser uma reação redox que ocorre sob a influência de uma corrente elétrica direta, e os processos de oxidação e redução são separados espacialmente.

Cátodo – um eletrodo no qual cátions ou água são reduzidos. Está carregado negativamente.

Ânodo – um eletrodo no qual ânions ou água são oxidados. Está carregado positivamente.

1. Eletrólise de sais e bases fundidas.

Durante a eletrólise dos fundidos no cátodo, os cátions metálicos são sempre reduzidos.

К(-): Мen+ + nē → Me0

O processo anódico é determinado pela composição do ânion:

a) Se o ânion for um ácido livre de oxigênio (Cl-, Br-, I-, S2-), então esse ânion sofre oxidação anódica e uma substância simples é formada:

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

b) Se um ânion contendo oxigênio (SO42-, SiO32-, HO-, etc.) sofre oxidação anódica, então o não metal forma um óxido (sem alterar seu estado de oxidação) e o oxigênio é liberado.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

UMA(+): 4РО43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + O2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Exemplo 1.1. Derreta o sal ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: eletrólise ZnCl2 Zn + Cl2

Exemplo 1.2. Derreta NaOH alcalino

NaOH Û Na+ + OH-

A equação geral da eletrólise é obtida somando os lados direito e esquerdo das equações, desde que os elétrons participantes dos processos catódico e anódico sejam iguais.

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

4 Na+ + 4 OH - eletrólise 4 Na0 + O2 + 2H2O - equação iônica

Eletrólise 4NaOH 4Na + 2H2O + O2 - equação molecular

Exemplo 1.3. Derreta o sal Na2SO4

Na2SO4Û 2Na+ + SO42-

K(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – equação iônica de eletrólise

Eletrólise 2Na2SO4 4Nao + O2 + 2SO3 – equação molecular

KA

Exemplo 1.4. Derreta o sal AgNO3

AgNO3Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Atrás *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

Eletrólise 4AgNO3 4Ag + 2N2O5 +2O2

KA

Tarefas para trabalho independente . Elabore equações para a eletrólise de fundidos dos seguintes sais: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Eletrólise de soluções de sais, hidróxidos e ácidos.

A eletrólise de soluções aquosas é complicada pelo fato de a água poder participar nos processos de oxidação e redução.

Processos catódicos determinado pela atividade eletroquímica do cátion salino. Quanto mais à esquerda um metal estiver na série de tensões, mais difícil será para seus cátions serem reduzidos no cátodo:

Li K Ca N / D mg Al Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Ponto Au

EU grupoIIgrupoIIIgrupo

Para cátions metálicos até Al (grupo I), inclusive, o processo catódico é a redução do hidrogênio da água:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Para cátions metálicos após o hidrogênio (grupo III), o processo catódico é sua redução a metal:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

Para cátions metálicos nas séries de tensão de Mn a H2 (grupo II), existem processos competitivos paralelos de redução de cátions metálicos e hidrogênio da água:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO-

Qual destes processos prevalecerá depende de vários fatores: atividade do Me, pH da solução, concentração de sal, tensão aplicada e condições de eletrólise.

Processos anódicos determinado pela composição dos ânions salinos:

A) Se o ânion for um ácido livre de oxigênio (Cl-, Br-, I-, S2-, etc.), então ele é oxidado em substâncias simples (com exceção de F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

b) Na presença de um ânion contendo oxigênio (SO42-, CO32-, etc. ou OH-), apenas a água sofre oxidação anódica:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Vejamos exemplos para ilustrar todas as opções possíveis:

Exemplo 2.1 . Solução salina KCl

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - eletrólise H2 + 2OH - + Cl2 – equação iônica de eletrólise

Eletrólise 2KCl + 2H2O H2 + 2KOH + Cl2 – equação molecular da eletrólise

KA

Exemplo 2.2 . Solução salina de CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: eletrólise de CuCl2 Cu + Cl2

Exemplo 2.3. Solução salina FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

O ferro pertence aos metais do grupo II, portanto dois processos paralelos ocorrerão no cátodo:

1º processo:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - equação iônica do processo

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - equação molecular do processo

2º processo:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - equação iônica do processo

Eletrólise 2H2O + FeCl2 H2+ Fe(OH)2 + Cl2 - equação molecular.

Por isso, no espaço catódico Fe, H2 e Fe(OH)2 serão formados em diferentes proporções dependendo das condições de eletrólise.

Exemplo 2.4 . Solução salina Na2SO4.

Na2SO4Û 2Na+ + SO42-

K(-)2H2O + 2e - ÞH2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

no espaço do cátodo no espaço do ânodo

Quando a corrente elétrica é desligada e o conteúdo dos espaços cátodo e anódico é misturado, o resultado final da eletrólise pode ser representado pelo seguinte diagrama:

2H2O el-z 2H2 + O2,

já que um álcali reagirá com um ácido para formar 2 mol de sal e 4 mol de água.

Exemplo 2.5 . Eletrólise da solução de CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

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

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

Exemplo 2.6. Eletrólise da solução FeSO4

Como o ferro pertence ao grupo II de metais, dois processos competitivos ocorrerão em paralelo no cátodo (ver exemplo 2.3), e a água oxidará no ânodo (ver exemplo 2.4):

1º processo:

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

2FeSO4 + 2H2O el-z 2 Fe + O2 + 2H2SO4– equação molecular

2º processo:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

Eletrólise 6H2O 2H2+ 4ОH - + O2 + 4H+

6H2O + 2FeSO4eletrólise 2H2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4 - molecular

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">E somente se os processos de redução catódica de cátions metálicos e hidrogênio da água ocorrerem em proporções iguais , podemos escrever a equação geral da reação final:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - apenas 4 elétrons

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

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

ânodo catódico

Após desligar a corrente e misturar as soluções, a equação final será a seguinte:

· Criar equações para eletrólise de soluções de K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Resolver um problema. Para analisar o teor de impurezas de NaCl no NaOH técnico, 40 g do fármaco foram dissolvidos em água e submetidos à eletrólise até a completa oxidação dos íons cloro. Neste caso, 601 ml de Cl2 foram liberados no ânodo a uma temperatura de 200°C e pressão normal. Calcule a fração de massa da impureza NaCl em NaOH.

3. Eletrólise c solúvel é m ânodo

Acima foram considerados exemplos de eletrólise de soluções aquosas de sais com ânodo inerte, ou seja, que não participa quimicamente do processo anódico. Esses eletrodos são feitos de metais nobres inativos, por exemplo, eletrodos de Pt, Ir ou carbono são usados. Se forem utilizados ânodos solúveis, por exemplo, ânodo Cu, ânodo Zn, então o processo anódico é significativamente modificado, uma vez que o próprio ânodo é oxidado. No ânodo, dentre 2 processos competitivos, ocorre um processo com menor potencial: para a oxidação do cobre E0 = - 0,34 V, para a oxidação do zinco E0 = - 0,76 V, e para a oxidação do ânion Cl E0 = + 1,36 V.

Exemplo 3.1. Eletrólise de uma solução aquosa de sal CuCl2 com ânodo solúvel:

Cátodo (-): Ânodo de Cu (+):

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cu0 - 2ē → Cu2+

Assim, ocorre uma espécie de refinamento do ânodo de cobre: ele se dissolve, as impurezas permanecem no espaço anódico e o cobre puro é depositado no cátodo. Neste caso, o ânion cloro não é oxidado, mas se acumula no espaço anódico.

Exemplo 3.2. Eletrólise de uma solução aquosa de sal KCl com ânodo de Cu:

Ânodo de Cu (+): Cu0 - 2ē → Cu2+

No cátodo, o hidrogênio inicialmente começa a ser reduzido a partir da água, mas o aparecimento de Cu2+ na solução torna competitivas duas reações de redução catódica:

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

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Como resultado, ocorre predominantemente aquele que se caracteriza por um potencial mais elevado, ou seja, a redução de Cu2+ a Cu0.

Assim, neste caso, o ânodo de Cu irá dissolver: Cu0 - 2ē → Cu2+, e no cátodo os cátions de cobre formados serão reduzidos: Cu2+ + 2ē → Cu0. O sal KCl é necessário apenas para aumentar a condutividade elétrica da solução e não participa diretamente dos processos redox.

Atribuição para trabalho independente. Considere a eletrólise de CuSO4 com ânodo de Cu, Na2SO4 com ânodo de Cu.

A eletrólise é um conjunto de processos que ocorrem em uma solução ou fusão de um eletrólito quando uma corrente elétrica passa por ele. A eletrólise é uma das áreas mais importantes da eletroquímica.

A eletrólise ocorre apenas em meios que conduzem corrente elétrica. Soluções aquosas de bases e sais também têm a capacidade de conduzir corrente. Os ácidos anidros são maus condutores, mas as soluções aquosas de ácidos conduzem bem a corrente. Soluções de ácidos, bases e sais em outros líquidos na maioria dos casos não conduzem corrente, assim como soluções aquosas de açúcar, álcool, glicerina e outras soluções com pressão osmótica normal não conduzem corrente.

Uma corrente elétrica que passa pelas soluções provoca nelas alterações químicas, que se expressam no fato de que produtos de decomposição de uma substância dissolvida ou solvente são liberados das soluções. As substâncias cujas soluções conduzem corrente elétrica são chamadas eletrólitos. Os eletrólitos são ácidos, bases e sais.

O processo químico que ocorre quando a corrente passa através de uma solução eletrolítica é chamado eletrólise. Ao estudar os produtos liberados no eletrodo durante a eletrólise de ácidos, bases e sais, descobrimos que metais e hidrogênio são sempre liberados nos cátodos, e resíduos ácidos ou grupos hidroxila no ânodo, que então sofrem novas alterações. Assim, os produtos primários da eletrólise são as mesmas partes de ácidos, bases e sais que não mudam durante as reações de troca e passam de uma substância para outra.

Um exemplo de eletrólise é a eletrólise de uma massa fundida de cloreto de magnésio. Quando uma corrente passa pelo fundido de MgCl2, os cátions de magnésio se movem para o eletrodo negativo sob a influência de um campo elétrico. Aqui, interagindo com os elétrons que passam pelo circuito externo, eles são reduzidos.

Os ânions de cloro movem-se para o eletrodo positivo e, liberando o excesso de elétrons, são oxidados. Neste caso, o processo primário é o próprio estágio eletroquímico – a oxidação dos íons cloro:

e o secundário é a ligação dos átomos de cloro resultantes em moléculas:

Somando as equações dos processos que ocorrem nos eletrodos, obtemos a equação total da reação redox que ocorre durante a eletrólise do fundido de MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Esta reação não pode ocorrer espontaneamente; a energia necessária para sua implementação provém de uma fonte de corrente externa.

Tal como acontece com uma fonte química de energia elétrica, o eletrodo no qual ocorre a redução é denominado cátodo; o eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de ânodo. Mas durante a eletrólise, o cátodo é carregado negativamente e o ânodo é carregado positivamente, ou seja, A distribuição dos sinais de carga dos eletrodos é oposta àquela que ocorre durante o funcionamento de uma célula galvânica. Durante a eletrólise, uma reação química é realizada devido à energia de uma corrente elétrica fornecida de fora, enquanto durante o funcionamento de uma célula galvânica, a energia de uma reação química espontânea que nela ocorre é convertida em energia elétrica.

Ao considerar a eletrólise de soluções, não se deve perder de vista que, além dos íons eletrolíticos, em qualquer solução aquosa também existem íons que também são produtos da dissociação da água - H+ e OH-. Em um campo eletrolítico, os íons hidrogênio movem-se para o cátodo e os íons hidroxila movem-se para o ânodo. Assim, tanto os cátions eletrolíticos quanto os cátions de hidrogênio podem ser descarregados no cátodo. Da mesma forma, no ânodo, tanto os ânions eletrolíticos quanto os íons hidroxila podem ser descarregados. Além disso, as moléculas de água também podem sofrer oxidação ou redução eletroquímica.

O tipo de processos eletroquímicos que ocorrerão nos eletrodos durante a eletrólise dependerá principalmente da proporção dos potenciais dos eletrodos dos sistemas eletroquímicos correspondentes. Isto significa que as formas oxidadas dos sistemas eletroquímicos serão reduzidas no cátodo. Dos vários processos possíveis, prosseguirá aquele cuja implementação envolve um consumo mínimo de energia. Isso significa que as formas oxidadas dos sistemas eletroquímicos com maior potencial de eletrodo serão reduzidas no cátodo, e as formas reduzidas de sistemas com menor potencial de eletrodo serão oxidadas no ânodo. O material do eletrodo tem efeito inibitório na ocorrência de alguns processos eletroquímicos.

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

Fica claro que se o eletrólito for formado por um metal cujo potencial de eletrodo seja significativamente mais positivo que -0,41 V, então o metal será liberado da solução neutra no cátodo. Esses metais são encontrados na faixa de tensão próxima ao hidrogênio (começando aproximadamente no estanho) e depois dele. Pelo contrário, no caso de eletrólitos, cujo metal tem um potencial significativamente mais negativo que -0,41 V, o metal não será reduzido, mas será liberado hidrogênio. Esses metais incluem metais no início da faixa de tensão – aproximadamente até o titânio. Finalmente, se o potencial do metal estiver próximo de -0,41 V (os metais da parte intermediária da série são Zn, Cr, Fe, Ni), então dependendo da concentração da solução e das condições de eletrólise, ambas as reduções do metal e evolução de hidrogênio são possíveis; A coemissão de metal e hidrogênio é frequentemente observada.

A evolução eletroquímica do hidrogênio a partir de soluções ácidas ocorre devido à descarga de íons hidrogênio. No caso de meios neutros ou alcalinos, é o resultado da redução eletroquímica da água:

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

Assim, a natureza do processo catódico durante a eletrólise de soluções aquosas é determinada principalmente pela posição do metal correspondente na série de tensões. Em alguns casos, o pH da solução, a concentração de íons metálicos e outras condições de eletrólise são de grande importância.

Ao considerar processos anódicos, deve-se ter em mente que o material anódico pode ser oxidado durante a eletrólise. A este respeito, é feita uma distinção entre eletrólise com ânodo inerte e eletrólise com ânodo ativo. Um ânodo inerte é aquele cujo material não sofre oxidação durante a eletrólise. Um ânodo ativo é aquele cujo material pode ser oxidado durante a eletrólise. Grafite, carvão e platina são frequentemente usados como materiais para ânodos inertes.

Em um ânodo inerte, durante a eletrólise de soluções aquosas de álcalis, ácidos contendo oxigênio e seus sais, bem como ácido fluorídrico e fluoretos, ocorre a oxidação eletroquímica da água com liberação de oxigênio. Dependendo do pH da solução, esse processo ocorre de forma diferente e pode ser escrito por diferentes equações. Em um ambiente alcalino, a equação se parece com:

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

e em ácido ou neutro:

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

Nos casos em consideração, a oxidação eletroquímica da água é o processo energeticamente mais favorável. Os ânions contendo oxigênio são incapazes de oxidar ou sua oxidação ocorre em potenciais muito elevados. Por exemplo, o potencial de oxidação padrão do íon SO42-2SO22- =S2O82- + 2e-

é igual a 2,010 V, o que excede significativamente o potencial de oxidação padrão da água (1,228 V). O potencial de oxidação padrão do íon F- é ainda maior (2,87 V).

Durante a eletrólise de soluções aquosas de ácidos isentos de oxigênio e seus sais (exceto HF e fluoretos), os ânions são descarregados no ânodo. Em particular, durante a eletrólise de soluções de HI, HBr, HCl e seus sais, o halogênio correspondente é liberado no ânodo. Observe que a liberação de cloro durante a eletrólise do HCl e seus sais contradiz a posição relativa dos sistemas

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

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

na faixa de potenciais de eletrodo padrão. Esta anomalia está associada a uma sobretensão significativa do segundo desses dois processos de eletrodo - o material anódico tem um efeito inibitório no processo de liberação de oxigênio.

No caso de um ânodo ativo, o número de processos de oxidação concorrentes aumenta para três: oxidação eletroquímica da água com liberação de oxigênio, descarga do ânion (ou seja, sua oxidação) e oxidação eletroquímica do metal anódico (a chamada dissolução anódica). do metal). Desses processos possíveis, prosseguirá aquele que for energeticamente mais favorável. Se o metal anódico estiver localizado em uma série de potenciais padrão antes de ambos os outros sistemas eletroquímicos, será observada a dissolução anódica do metal. Caso contrário, o oxigênio será liberado ou o ânion será descarregado.

Consideremos um caso típico de eletrólise de soluções aquosas.

Eletrólise de solução de CuCl2 com ânodo inerte. O cobre está localizado depois do hidrogênio na série de tensões; portanto, os íons Cu2+ serão descarregados no cátodo e o cobre metálico será liberado. Os íons cloreto serão descarregados no ânodo.

Esquema de eletrólise de solução de cloreto de cobre (II):

Ânodo Catódico

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

Fatores dos quais a eletrólise depende

A eficiência da eletrólise é avaliada por uma série de fatores, que incluem: intensidade da corrente, tensão, densidade de corrente, eficiência da fonte de corrente, produção de corrente, produção de substância, eficiência elétrica (produção de energia), consumo de eletricidade por unidade de produto obtido.

A intensidade da corrente ou carga no eletrolisador caracteriza seu desempenho. Quanto maior a corrente que passa pelo eletrolisador, mais produto pode ser obtido ao operar este eletrolisador. Há uma tendência para a criação de eletrolisadores potentes, projetados em alguns casos para dezenas e centenas de milhares de Amperes (produção de cloro, alumínio, etc.). A tensão no eletrolisador consiste em vários componentes:

U=ea-ek + ?ea + ?ek + enguia.-ediafr.+ econt.

onde: U é a tensão total na célula; ea e ek são os potenciais de equilíbrio das reações anódica e catódica; enguia. e ediaph - queda de tensão no eletrólito e no diafragma; econt.- queda de tensão nos contatos. A soma ea-ek é chamada de tensão de decomposição. Este valor corresponde ao consumo de energia elétrica para eletrólise, que vai diretamente para a alteração da energia interna das substâncias.

Durante a eletrólise, procuram reduzir a tensão na célula devido à magnitude da polarização e ao estado ôhmico do equilíbrio de tensão, ou seja, termos devido à irreversibilidade do processo. A tensão de decomposição é determinada pela natureza do reagente e, portanto, não pode ser alterada. Os valores de ?ek e ?ea podem ser alterados dependendo da natureza da reação eletroquímica que ocorre no eletrodo por agitação, aumento da temperatura do eletrólito, alteração do estado da superfície do eletrodo e devido a uma série de outros fatores.

A queda de tensão no eletrólito, expressa pela equação

onde c é a resistência específica do eletrólito, Ohm cm, l é a distância entre os eletrodos, cm (sem levar em conta o diafragma), S é a área da seção transversal do eletrólito através da qual passa a corrente elétrica cm2, pode ser reduzido, como segue da expressão acima, aproximando os eletrodos, introduzindo mais aditivos eletronegativos na solução e também aumentando a temperatura.

Se a eletrólise for acompanhada pela formação de gases, a expressão acima nem sempre corresponde com precisão à queda de tensão no eletrólito. Isto é explicado pelo fato de que as bolhas de gás liberadas nos eletrodos reduzem a seção transversal ativa do eletrólito S e alongam o caminho da corrente de um eletrodo para outro. Esse fenômeno é denominado enchimento de gás, que pode ser definido como a razão entre o volume atualmente ocupado por uma bolha de ar e o volume total da célula eletrolítica. O efeito do enchimento de gás na condutividade elétrica do eletrólito pode ser levado em consideração usando a seguinte expressão:

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

onde c e c0 são as resistências específicas do eletrólito sólido e cheio de gás, respectivamente, e c é o enchimento de gás.

O valor μ pode ser reduzido aumentando a temperatura, bem como por um arranjo especial de eletrodos que garantem a livre remoção dos gases da célula.

O fator de utilização de tensão é a razão entre a tensão de decomposição e a tensão total no banho:

znpr=(ea-ek)/U

A densidade de corrente é a razão entre a força que passa pelo eletrólito e o tamanho da superfície do eletrodo; medido em A/cm2 (dm2 ou m2). Na indústria trabalham com diversas densidades de corrente - desde várias centenas de A/cm2 (galvanoplastia, hidroeletrometalurgia, produção de cloro) até vários milhares de A/cm2 (eletrólise de fundidos, eletrossíntese, etc.)

O valor da densidade de corrente caracteriza a quantidade de produto obtido por unidade de superfície do eletrodo, ou seja, produtividade do eletrolisador. Portanto, se um aumento na densidade de corrente não causar uma diminuição no rendimento do produto da eletrólise, eles se esforçam para realizar o processo com as maiores densidades de corrente possíveis. Porém, ao escolher os valores ótimos de densidade de corrente, em alguns casos é necessário levar em consideração o aumento do custo do produto devido ao aumento do consumo de energia para eletrólise devido ao aumento da tensão com o aumento da densidade de corrente. Durante a eletrólise, a corrente que passa pelo eletrólito pode ser gasta em diversas reações eletroquímicas paralelas. Por exemplo, durante a eletrólise de soluções aquosas, as reações eletroquímicas de oxidação ou redução são acompanhadas pela decomposição da água em O2 e H2, que são liberados no ânodo e no cátodo, respectivamente. Durante a eletrólise dos fundidos de criolita-alumina, a corrente sob certas condições pode ser gasta não apenas na liberação de alumínio, mas também na formação de sódio metálico no cátodo.

Consequentemente, a corrente que passa pelo eletrólito é distribuída entre vários processos que ocorrem simultaneamente em um determinado eletrodo:

Eu=i1+i2+i3+…+i n

onde: I é a corrente que flui através do eletrolisador; i1 e i2 são a corrente consumida por unidade para a primeira e segunda reações eletrolíticas.

Para levar em conta a eficiência do uso da quantidade de eletricidade que passa pelo eletrolisador para formar um determinado produto, é introduzido o conceito de eficiência de corrente.

Produção atual - a razão entre o valor teoricamente necessário para obter

desta ou daquela quantidade de eletricidade para a quantidade de eletricidade praticamente consumida. A fim de reduzir os custos de energia para reações eletroquímicas secundárias e aumentar a corrente, eles se esforçam para realizar a eletrólise em condições sob as quais a decomposição do solvente é difícil, ou seja, a polarização é alta durante a oxidação ou redução do solvente (por exemplo, sobretensão de oxigênio ou hidrogênio). Isto é conseguido aumentando a densidade da corrente, alterando a temperatura do eletrólito, selecionando o material do eletrólito, etc.

O rendimento de uma substância é a razão entre a quantidade de produto obtido em decorrência de reações eletroquímicas e a quantidade que deveria ser formada teoricamente, com base em uma determinada carga do produto inicial. A eficiência do uso da eletricidade (rendimento energético) é a razão entre a quantidade de eletricidade teoricamente necessária para obter uma unidade de substância e a quantidade praticamente consumida. A quantidade de eletricidade teoricamente necessária é a quantidade que seria necessária para obter uma quantidade unitária de uma substância se o processo ocorresse com 100% de saída de corrente e a uma tensão igual à tensão de decomposição. Portanto, o rendimento energético pode ser determinado pela fórmula:

ze=Wп/N=atual * znpr

A eficiência da corrente e da substância, bem como a eficiência do uso da eletricidade, são geralmente medidas em porcentagem. O consumo de eletricidade geralmente está relacionado a uma unidade da quantidade de produto produzido e é medido em Wh/kg ou kWh/t. Para calcular o consumo de eletricidade DC por 1 tonelada de produto produzido por eletrólise, você pode usar a seguinte fórmula:

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

onde: W - consumo de eletricidade CC kWh/t; U é a tensão no eletrolisador, V; k equivalente eletroquímico, grama/a*r; corrente - saída de corrente, frações de uma unidade; 1000 é o coeficiente para converter Wh em kWh.

O consumo de eletricidade CA por unidade de produto produzido pode ser determinado dividindo o consumo de eletricidade CC pelo mesmo valor do coeficiente de transformação de corrente alternada em corrente contínua.

Existem relações quantitativas estritas entre o tempo em que uma corrente elétrica passa através de uma solução ou fusão de um eletrólito (a quantidade de eletricidade) e a quantidade de substância formada e consumida.

Aplicações de Eletrólise

A eletrólise é amplamente utilizada em diversas indústrias. Na indústria química, a eletrólise produz produtos importantes como cloro e álcalis, cloratos e percloratos, ácido persulfúrico e persulfatos, permanganato de potássio, compostos orgânicos, hidrogênio quimicamente puro, oxigênio, flúor e vários outros produtos valiosos.

Na metalurgia não ferrosa, a eletrólise é usada para refinar metais e extrair metais de minérios. Metais que não podem ser isolados de soluções aquosas devido ao alto potencial negativo são obtidos na metalurgia não ferrosa por eletrólise de meios fundidos, que são sais desses metais contendo aditivos de vários compostos introduzidos para diminuir a temperatura de fusão do fundido, aumentar a energia elétrica condutividade, etc. Os metais obtidos por eletrólise de meios fundidos incluem alumínio, magnésio, zircônio, titânio, urânio, berílio e vários outros metais.

A eletrólise é usada em muitos ramos da engenharia mecânica, engenharia de rádio, eletrônica e indústria gráfica para aplicar revestimentos metálicos finos na superfície dos produtos para protegê-los da corrosão, dar-lhes uma aparência decorativa, aumentar a resistência ao desgaste, a resistência ao calor e produzir cópias metálicas.

Apesar da grande variedade de eletrólitos, eletrodos e eletrolisadores, existem problemas comuns na eletrólise técnica. Isso inclui a transferência de cargas, calor, massa e a distribuição de campos elétricos. Para agilizar o processo de transferência, é aconselhável aumentar a velocidade de todos os fluxos e utilizar convecção forçada. Os processos de eletrodo podem ser controlados medindo correntes limitantes.

A eletrólise, como é óbvio, pode servir como método de controle apenas em sistemas eletrolíticos (condutores de corrente), cujo número relativo não é tão grande.

O que é eletrólise? Para entender a resposta a esta pergunta de forma mais simples, vamos imaginar qualquer fonte DC. Para cada fonte DC você sempre pode encontrar um pólo positivo e um pólo negativo:

Vamos conectar a ele duas placas eletricamente condutoras, quimicamente resistentes, que chamaremos de eletrodos. Chamaremos a placa conectada ao pólo positivo de ânodo e ao pólo negativo de cátodo:

O cloreto de sódio é um eletrólito; quando derrete, dissocia-se em cátions de sódio e íons cloreto:

NaCl = Na + + Cl −

Obviamente, os ânions de cloro com carga negativa irão para o eletrodo com carga positiva - o ânodo, e os cátions Na + com carga positiva irão para o eletrodo com carga negativa - o cátodo. Como resultado disso, tanto os cátions Na + quanto os ânions Cl − serão descarregados, ou seja, se tornarão átomos neutros. A descarga ocorre através da aquisição de elétrons no caso dos íons Na + e da perda de elétrons no caso dos íons Cl −. Ou seja, o processo ocorre no cátodo:

Na + + 1e − = Na 0 ,

E no ânodo:

Cl − − 1e − = Cl

Como cada átomo de cloro tem um elétron desemparelhado, sua existência única é desvantajosa e os átomos de cloro se combinam em uma molécula de dois átomos de cloro:

Сl∙ + ∙Cl = Cl2

Assim, no total, o processo que ocorre no ânodo é escrito mais corretamente da seguinte forma:

2Cl − − 2e − = Cl 2

Ou seja, temos:

Cátodo: Na + + 1e − = Na 0

Ânodo: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Vamos resumir a balança eletrônica:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Vamos adicionar os lados esquerdo e direito de ambas as equações meias-reações, Nós temos:

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

Vamos reduzir dois elétrons da mesma forma que é feito na álgebra, e obtemos a equação iônica da eletrólise:

2NaCl (líquido) => 2Na + Cl 2

O caso considerado acima é do ponto de vista teórico o mais simples, pois no fundido do cloreto de sódio havia apenas íons sódio entre os íons carregados positivamente e apenas ânions cloro entre os negativos.

Em outras palavras, nem os cátions Na + nem os ânions Cl − tiveram “competidores” para o cátodo e o ânodo.

O que acontecerá, por exemplo, se em vez de cloreto de sódio fundido, uma corrente passar por sua solução aquosa? A dissociação do cloreto de sódio também é observada neste caso, mas a formação de sódio metálico em solução aquosa torna-se impossível. Afinal, sabemos que o sódio, representante dos metais alcalinos, é um metal extremamente ativo que reage de forma muito violenta com a água. Se o sódio não puder ser reduzido sob tais condições, o que será reduzido no cátodo?

Vamos lembrar a estrutura da molécula de água. É um dipolo, ou seja, possui pólos negativo e positivo:

É graças a esta propriedade que consegue “grudar” tanto na superfície do cátodo quanto na superfície do ânodo:

Neste caso, os seguintes processos podem ocorrer:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Assim, verifica-se que se considerarmos uma solução de qualquer eletrólito, veremos que os cátions e ânions formados durante a dissociação do eletrólito competem com as moléculas de água pela redução no cátodo e pela oxidação no ânodo.

Então, quais processos ocorrerão no cátodo e no ânodo? Descarga de íons formados durante a dissociação de eletrólitos ou oxidação/redução de moléculas de água? Ou talvez todos esses processos ocorram simultaneamente?

Dependendo do tipo de eletrólito, diversas situações são possíveis durante a eletrólise de sua solução aquosa. Por exemplo, cátions de metais alcalinos, alcalino-terrosos, alumínio e magnésio simplesmente não podem ser reduzidos em um ambiente aquoso, uma vez que sua redução teria que produzir metais alcalinos, alcalino-terrosos, alumínio ou magnésio, respectivamente, ou seja, metais que reagem com a água.

Neste caso, apenas a redução das moléculas de água no cátodo é possível.

Você pode lembrar qual processo ocorrerá no cátodo durante a eletrólise de uma solução de qualquer eletrólito seguindo os seguintes princípios:

1) Se o eletrólito consiste em um cátion metálico que reage com a água em estado livre em condições normais, o processo ocorre no cátodo:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Isto se aplica a metais localizados no início da série de atividades do Al, inclusive.

2) Se o eletrólito consiste em um cátion metálico, que em sua forma livre não reage com a água, mas reage com ácidos não oxidantes, dois processos ocorrem simultaneamente, tanto a redução dos cátions metálicos quanto das moléculas de água:

Eu n+ + ne = Eu 0

Esses metais incluem metais localizados entre Al e H na série de atividades.

3) Se o eletrólito consistir em cátions de hidrogênio (ácido) ou cátions metálicos que não reagem com ácidos não oxidantes, apenas os cátions do eletrólito são reduzidos:

2Н + + 2е − = Н 2 – no caso de ácido

Me n + + ne = Me 0 – no caso do sal

Enquanto isso, no ânodo, a situação é a seguinte:

1) Se o eletrólito contém ânions de resíduos ácidos livres de oxigênio (exceto F -), então o processo de sua oxidação ocorre no ânodo; as moléculas de água não são oxidadas. Por exemplo:

2Сl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Os íons fluoreto não são oxidados no ânodo porque o flúor não é capaz de se formar em solução aquosa (reage com a água)

2) Se o eletrólito contém íons hidróxido (álcalis), eles são oxidados em vez de moléculas de água:

4OH − − 4e − = 2H 2 O + O 2

3) Se o eletrólito contiver um resíduo ácido contendo oxigênio (exceto resíduos de ácido orgânico) ou um íon fluoreto (F -), o processo de oxidação das moléculas de água ocorre no ânodo:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

4) No caso de um resíduo ácido de ácido carboxílico no ânodo, ocorre o processo:

2RCOO − − 2e − = RR + 2CO 2

Vamos praticar a escrita de equações de eletrólise para diversas situações:

Exemplo nº 1

Escreva as equações para os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise do cloreto de zinco fundido, bem como a equação geral da eletrólise.

Solução

Quando o cloreto de zinco derrete, ele se dissocia:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl -

A seguir, deve-se atentar para o fato de que é o cloreto de zinco fundido que sofre eletrólise, e não uma solução aquosa. Em outras palavras, sem opções, apenas a redução dos cátions de zinco pode ocorrer no cátodo, e a oxidação dos íons cloreto no ânodo porque sem moléculas de água:

Cátodo: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Ânodo: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Exemplo nº 2

Escreva as equações para os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de zinco, bem como a equação geral da eletrólise.

Como neste caso uma solução aquosa é submetida à eletrólise, então, teoricamente, as moléculas de água podem participar da eletrólise. Como o zinco está localizado na série de atividades entre Al e H, isso significa que tanto a redução dos cátions de zinco quanto das moléculas de água ocorrerão no cátodo.

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

O íon cloreto é o resíduo ácido do ácido livre de oxigênio HCl, portanto, na competição pela oxidação no ânodo, os íons cloreto “ganham” as moléculas de água:

2Cl − − 2e − = Cl 2

Neste caso particular, é impossível escrever a equação geral da eletrólise, uma vez que a relação entre o hidrogênio e o zinco liberados no cátodo é desconhecida.

Exemplo nº 3

Escreva as equações para os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de cobre, bem como a equação geral da eletrólise.

O nitrato de cobre em solução está em estado dissociado:

Cu(NÃO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 -

O cobre está na série de atividades à direita do hidrogênio, ou seja, os cátions de cobre serão reduzidos no cátodo:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Íon nitrato NO 3 - é um resíduo ácido contendo oxigênio, o que significa que durante a oxidação no ânodo, os íons nitrato “perdem” na competição com as moléculas de água:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Por isso:

Cátodo: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

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

A equação resultante é a equação iônica da eletrólise. Para obter a equação molecular completa da eletrólise, você precisa adicionar 4 íons nitrato aos lados esquerdo e direito da equação iônica resultante como contra-íons. Então obtemos:

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

Exemplo nº 4

Escreva as equações para os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise de uma solução aquosa de acetato de potássio, bem como a equação geral da eletrólise.

Solução:

O acetato de potássio em solução aquosa dissocia-se em cátions de potássio e íons acetato:

CH 3 COZINHEIRO = CH 3 COO − + K +

O potássio é um metal alcalino, ou seja, está na série de tensões eletroquímicas logo no início. Isso significa que seus cátions não conseguem descarregar no cátodo. Em vez disso, as moléculas de água serão restauradas:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Como mencionado acima, os resíduos ácidos dos ácidos carboxílicos “ganham” na competição pela oxidação com as moléculas de água no ânodo:

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

Assim, somando o balanço eletrônico e somando as duas equações de semi-reações no cátodo e no ânodo, obtemos:

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

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

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

Obtivemos a equação completa da eletrólise na forma iônica. Adicionando dois íons de potássio aos lados esquerdo e direito da equação e adicionando-os com contra-íons, obtemos a equação completa da eletrólise na forma molecular:

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

Exemplo nº 5

Escreva as equações para os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, bem como a equação geral da eletrólise.

O ácido sulfúrico dissocia-se em cátions hidrogênio e íons sulfato:

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

No cátodo ocorrerá a redução dos cátions hidrogênio H +, e no ânodo, a oxidação das moléculas de água, uma vez que os íons sulfato são resíduos ácidos contendo oxigênio:

Cátodo: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Ânodo: 2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H + |∙1

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

Ao reduzir os íons hidrogênio nos lados esquerdo e direito da equação, obtemos a equação para a eletrólise de uma solução aquosa de ácido sulfúrico:

2H 2 O = 2H 2 + O 2

Como você pode ver, a eletrólise de uma solução aquosa de ácido sulfúrico se resume à eletrólise da água.

Exemplo nº 6

Escreva as equações para os processos que ocorrem no cátodo e no ânodo durante a eletrólise de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, bem como a equação geral da eletrólise.

Dissociação de hidróxido de sódio:

NaOH = Na + + OH −

No cátodo, apenas as moléculas de água serão reduzidas, já que o sódio é um metal altamente ativo; no ânodo, apenas íons hidróxido:

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

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

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

Reduzimos duas moléculas de água à esquerda e à direita e 4 íons hidróxido e chegamos à conclusão de que, como no caso do ácido sulfúrico, a eletrólise de uma solução aquosa de hidróxido de sódio se reduz à eletrólise da água.

Cloração

O uso do hipoclorito de sódio (NaClO) se deve à sua capacidade química de neutralizar diversos microrganismos nocivos. Suas propriedades bactericidas visam destruir vários fungos e bactérias perigosos.

Para obter o hipoclorito de sódio é necessário realizar o processo de cloração do hidróxido de sódio (NaOH) utilizando cloro molecular (Cl).

O princípio de ação do hipoclorito de sódio (NaClO) é bastante simples, pois esta substância possui altas propriedades biocidas (biocidas - agentes químicos destinados a combater microrganismos nocivos ou patogênicos). Quando o hipoclorito de sódio (NaClO) entra na água, ele começa a se decompor ativamente, produzindo partículas ativas na forma de radicais e oxigênio. Os radicais do hipoclorito de sódio (NaClO) são direcionados contra microorganismos nocivos. Partículas ativas de hipoclorito de sódio (NaClO) começam a destruir a camada externa ou biofilme do microrganismo, levando à morte final de vários fungos, vírus e bactérias patogênicos.A composição química do hipoclorito de sódio visa desinfetar e desinfetar a água. Portanto, esta substância ocupa um lugar importante em muitas áreas da vida humana. Estudos mundiais mostram que o hipoclorito de sódio (NaClO) é utilizado para desinfecção em 91% dos casos, os restantes 9% incluem hipoclorito de potássio ou de lítio. Mas para que essa substância dê resultados e benefícios no dia a dia, é necessário monitorar cuidadosamente a concentração da solução.
A cloração acabou por ser a forma mais simples e barata de desinfetar a água, por isso se espalhou rapidamente pelo mundo. Agora podemos dizer que o método tradicional de desinfecção da água potável, aceite em todo o mundo (em 99 casos em 100), é a cloração, e hoje centenas de milhares de toneladas de cloro são utilizadas anualmente para clorar a água. Na Rússia, mais de 99% da água é clorada e para isso são utilizadas em média cerca de 100 mil toneladas de cloro por ano.

Na prática atual de desinfecção de água potável, a cloração é mais frequentemente utilizada como o método mais económico e eficaz em comparação com quaisquer outros métodos conhecidos, uma vez que é o único método que garante a segurança microbiológica da água em qualquer ponto da rede de distribuição em a qualquer momento devido ao efeito colateral do cloro.
É bem sabido que o cloro (Cl), ao reagir com a água, não forma “água clorada” (como se pensava anteriormente), mas sim ácido hipocloroso ( HClO) é a primeira substância obtida por químicos que continha cloro ativo.
Da equação de reação: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, segue-se que teoricamente de 52,5 g puro HClO você pode obter 71g Cl2, ou seja, o ácido hipocloroso contém 135,2% de cloro ativo. Mas este ácido é instável: sua concentração máxima possível em solução não passa de 30%.
O cloro se dissolve facilmente na água, matando todos os seres vivos nela contidos. Como foi estabelecido, após misturar cloro gasoso com água, um equilíbrio é estabelecido em uma solução aquosa:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Em seguida, ocorre a dissociação (dissociação é a desintegração de uma partícula (molécula, radical, íon) em várias partículas mais simples) do ácido hipocloroso resultante HOCl ↔ H+ + OCl –
A presença de ácido hipocloroso em soluções aquosas de cloro e os ânions resultantes de sua dissociação OCl- têm fortes propriedades bactericidas (a capacidade de destruir microorganismos). Verificou-se que o ácido hipocloroso livre é quase 300 vezes mais ativo que os íons hipoclorito ClO –. Isso é explicado pela habilidade única HClO penetrar nas bactérias através de suas membranas. Além disso, como já indicamos, o ácido hipocloroso é suscetível à decomposição pela luz:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
com a formação de ácido clorídrico e oxigênio atômico (singuleto) (como substância intermediária), que é um forte agente oxidante.

Processo de cloração.

Na estação de tratamento de água, o cloro é fornecido no estado liquefeito em recipientes especializados de diversas capacidades, cilindros de pequeno e médio volume. Mas o cloro na forma gasosa é usado para desinfetar a água. O cloro gasoso é obtido a partir do cloro líquido por evaporação em evaporadores de serpentina, que são dispositivos cilíndricos verticais com serpentinas colocadas em seu interior por onde passa o cloro líquido. A dosagem do gás cloro resultante na água é realizada por meio de dispositivos especiais - cloradores a vácuo.
Após a introdução do cloro na água a tratar, deve-se garantir uma boa mistura com a água e uma duração suficiente do seu contacto com a água (pelo menos 30 minutos) antes de a água ser fornecida ao consumidor. Ressalta-se que a água já deve estar preparada antes da cloração e, via de regra, a cloração costuma ser realizada antes da entrada da água clarificada no reservatório de água limpa, onde é garantido o tempo de contato necessário.

As principais vantagens do uso de cloro gasoso para desinfecção de água
são:

baixo custo do processo de desinfecção da água;
simplicidade do processo de cloração;
alta capacidade de desinfecção do gás cloro;
o cloro afeta não apenas os microrganismos, mas também oxida substâncias orgânicas e inorgânicas;
O cloro elimina sabores e odores da água, sua cor e não aumenta a turbidez.

No entanto, o cloro é uma substância altamente tóxica pertencente à segunda classe de perigo.O cloro gasoso é um forte agente oxidante, suporta a combustão de muitas substâncias orgânicas e apresenta risco de incêndio em contato com substâncias inflamáveis. Terebintina, titânio e pós metálicos em uma atmosfera de cloro podem inflamar-se espontaneamente à temperatura ambiente. O cloro forma misturas explosivas com o hidrogênio.
Às vezes, os custos para garantir a segurança durante a cloração excedem os custos da cloração real da água.

Nesse sentido, o uso de hipoclorito de sódio como agente de cloro para cloração de água é uma boa alternativa ao cloro gasoso.

Eletrólise

O método mais barato, simples e seguro para a produção de soluções desinfetantes de hipoclorito de sódio é a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) e sua interação com álcali no mesmo aparelho - um eletrolisador.

As fotografias mostram um eletrolisador. Bomba doseadora Seko para dosar hipoclorito de sódio e bomba selada Argal para bombear salmoura NaCl

Mantendo todas as vantagens do método de cloração com cloro líquido, a desinfecção com hipoclorito de sódio eletrolítico permite evitar as principais dificuldades de transporte e armazenamento de gases tóxicos.
O uso de soluções de hipoclorito de sódio com baixa concentração aumenta a segurança do processo de produção de desinfecção da água em comparação com o cloro líquido e uma solução de hipoclorito de sódio altamente concentrada.
A matéria-prima para a produção do hipoclorito de sódio é o sal de cozinha. Como o reagente é utilizado diretamente no ponto de recebimento, não há necessidade de transporte.
O processo tecnológico para produção de hipoclorito de sódio inclui as seguintes operações:

Preparação de uma solução saturada de sal de cozinha.
O principal processo de produção de hipoclorito de sódio é a eletrólise.

Durante a eletrólise de uma solução de cloreto de sódio, ocorrem as seguintes reações:
no cátodo: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (hidróxido de sódio) + H 2 ;
no ânodo: 2Cl - – 2e→Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O →2HClO (ácido hipocloroso) + HCl.
A reação total pode ser apresentada como:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2 .

Como o processo de oxidação do hipoclorito de sódio com a subsequente formação de cloritos e cloratos diminui com a diminuição da temperatura, a eletrólise é realizada a temperaturas relativamente baixas da solução salina de trabalho (20–25°C).
O sal é colocado em recipientes especiais - saturadores por meio de um dispositivo de carregamento. A matéria-prima para a produção de soluções de hipoclorito de sódio de baixa concentração é o sal de cozinha de alta qualidade ou “Extra”. A água derramada, passando pela camada de sal, forma uma solução saturada de sal de cozinha.
Para purificar uma solução salina concentrada, são utilizados filtros grossos e filtros de cartucho fino de polipropileno substituíveis com capacidade de 5 mícrons.
A solução saturada de sal de cozinha é bombeada para um misturador, onde é diluída com água da torneira até uma concentração de trabalho (conforme SanPiN 2.1.4.1074-01) e depois para um eletrolisador.
O principal processo de produção de hipoclorito de sódio por eletrólise é realizado em instalações compostas por banho de eletrólise e trocador de calor. Nos trocadores de calor, o eletrólito é resfriado no verão (com água da torneira) e a solução salina de trabalho é pré-aquecida no inverno.
Nos banhos de eletrólise, os eletrodos de titânio são revestidos com dióxidos de rutênio e irídio. Durante o processo de eletrólise, cálcio e magnésio são depositados nos eletrodos, portanto, periodicamente, à medida que esses depósitos se formam, os eletrolisadores são lavados em circuito fechado com solução de ácido clorídrico (HCl) a 4%.
No eletrolisador, ocorre eletrólise contínua da solução salina de trabalho, resultando em hipoclorito de sódio. Uma solução de NaCl a três por cento com vazão volumétrica constante de 2,5 m3/h flui através da unidade de eletrólise até que a concentração desejada de NaClO (0,8%) seja alcançada. O hipoclorito de sódio formado nos eletrolisadores é armazenado em tanques especiais para suprir as necessidades das estações de tratamento.
O hipoclorito de sódio com concentração de pelo menos 8 g/l de cloro ativo entra no tanque de armazenamento, de onde é bombeado para unidades dosadoras localizadas próximas aos pontos de entrada dos reagentes. A partir dos recipientes, o hipoclorito de sódio é fornecido através de um sistema de tubulação por bombas dispensadoras para uma estação de dosagem automática na água tratada.

Conclusão
A utilização de soluções de hipoclorito de sódio de baixa concentração permite aumentar a segurança dos processos de purificação de água nas estações de abastecimento de água.

A combinação da desinfecção da água tratada com hipoclorito de sódio de baixa concentração (primeira fase) com irradiação ultravioleta antes do abastecimento à rede municipal de abastecimento de água (segunda fase) garante a plena conformidade da qualidade da água em termos de indicadores microbiológicos com os padrões actuais e a sua elevada epidemiologia. segurança.

Ao considerar a eletrólise de soluções, não se deve perder de vista que, além dos íons eletrolíticos, em qualquer solução aquosa também existem íons que também são produtos da dissociação da água - H + e OH -. campo, os íons hidrogênio se movem para o cátodo e os íons hidroxila se movem para o ânodo. Assim, tanto os cátions eletrolíticos quanto os cátions de hidrogênio podem ser descarregados no cátodo. Da mesma forma, no ânodo, tanto os ânions eletrolíticos quanto os íons hidroxila podem ser descarregados. Além disso, as moléculas de água também podem sofrer oxidação ou redução eletroquímica.

Ao considerar os processos catódicos que ocorrem durante a eletrólise de soluções aquosas, é necessário levar em consideração a magnitude do potencial do processo de redução dos íons hidrogênio. Este potencial depende da concentração de íons hidrogênio e no caso de soluções neutras (pH=7) tem o valor
φ=-0,059*7=-0,41 V. A partir daqui fica claro que se o eletrólito for formado por um metal cujo potencial de eletrodo é muito mais positivo que –0,41 V, então o metal será liberado da solução neutra no cátodo . Esses metais são encontrados na faixa de tensão próxima ao hidrogênio (começando aproximadamente no estanho) e depois dele. Pelo contrário, no caso dos electrólitos, cujo metal tem um potencial significativamente mais negativo que –0,41 V, o metal não será reduzido, mas será libertado hidrogénio. Tais metais incluem metais no início da faixa de tensão, aproximadamente até o titânio. Finalmente, se o potencial do metal estiver próximo de –0,41 V (metais da parte intermediária da série - Zn, Cr, Fe, Ni), então dependendo da concentração da solução e das condições de eletrólise, tanto a redução do metal quanto a evolução de hidrogénio são possíveis; A coemissão de metal e hidrogênio é frequentemente observada.

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

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

e em ácido ou neutro:

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

Nos casos em consideração, a oxidação eletroquímica da água é o processo energeticamente mais favorável. Os ânions contendo oxigênio são incapazes de oxidar ou sua oxidação ocorre em potenciais muito elevados. Por exemplo, o potencial de oxidação padrão do íon SO 4 2-

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

é igual a 2,010 V, o que excede significativamente o potencial de oxidação padrão da água (1,228 V). O potencial de oxidação padrão do íon F tem um valor ainda maior (2,87 V).

2Cl - =2Cl + 2e - (φ=1,359 V)

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

Consideremos vários casos típicos de eletrólise de soluções aquosas.

Eletrólise de uma solução de CuCl 2 com ânodo inerte. O cobre está localizado depois do hidrogênio na série de tensões; portanto, íons Cu 2+ serão descarregados no cátodo e cobre metálico será liberado. Os íons cloreto serão descarregados no ânodo.

Esquema de eletrólise de uma solução de cloreto de mel (II):

Cátodo ← Cu 2+ 2Cl - → Ânodo

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

Eletrólise de uma solução de K 2 SO 4 com ânodo inerte. Como o potássio é muito anterior ao hidrogênio na série de tensões, o hidrogênio será liberado no cátodo e o OH se acumulará. No ânodo, o oxigênio será liberado e os íons H + se acumularão. Ao mesmo tempo, os íons K + entrarão no espaço catódico e os íons SO 4 2- entrarão no espaço anódico. Assim, a solução em todas as suas partes permanecerá eletricamente neutra. No entanto, o álcali se acumulará no espaço catódico e o ácido se acumulará no espaço anódico.

Esquema de eletrólise de solução de sulfato de potássio:

Cátodo ← 4K + 2SO 4 2- → Ânodo

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

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

Eletrólise de uma solução de NiSO 4 com ânodo de níquel. O potencial padrão do níquel (-0,250 V) é ligeiramente superior a -0,41 V; Portanto, durante a eletrólise de uma solução neutra de NiSO 4 no cátodo, ocorre principalmente a descarga de íons Ni 2+ e a liberação de metal. No ânodo ocorre o processo inverso - oxidação do metal, pois o potencial do níquel é muito menor que o potencial de oxidação da água, e ainda mais o potencial de oxidação do íon SO 4 2-. Assim, neste caso, a eletrólise se resume a dissolver o metal do ânodo e separá-lo no cátodo.

Esquema de eletrólise de solução de sulfato de níquel:

Cátodo ← Ni 2+ SO 4 2- → Ânodo

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

Este processo é utilizado para purificação eletroquímica de níquel.

Leis de Faraday

1. Lei de Faraday.

A massa da substância liberada no eletrodo quando uma corrente elétrica passa pela solução eletrolítica é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade.

Onde ∆m é a quantidade de substância reagida; Q – quantidade de eletricidade; k e – coeficiente de proporcionalidade, mostrando quanto de uma substância reagiu durante a passagem de uma quantidade unitária de eletricidade. A quantidade k é chamada de equivalente eletroquímico.

k=M/(NA z│e│)

onde z é a valência do íon; M é a massa molar da substância liberada no eletrodo; NA é a constante de Avogadro. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. Lei de Faraday.

De acordo com a segunda lei de Faraday, para uma certa quantidade de eletricidade transmitida, a razão entre as massas das substâncias reagidas é igual à razão entre seus equivalentes químicos:

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

O equivalente químico de um elemento é igual à razão entre a parte da massa do elemento que adiciona ou substitui nos compostos químicos uma massa atômica de hidrogênio ou metade da massa atômica de oxigênio para 1/12 da massa do C 12 átomo. O conceito de “equivalente químico” também se aplica aos compostos. Assim, o equivalente químico de um ácido é numericamente igual à sua massa molar dividida pela basicidade (o número de íons hidrogênio), o equivalente químico de uma base é sua massa molar dividida pela acidez (para uma base inorgânica - o número de hidroxila grupos), o equivalente químico de um sal é a sua massa molar, dividida pela soma das cargas dos cátions ou ânions.