Počas elektrolýzy kyseliny chlorovodíkovej. Elektrolýza tavenín a roztokov elektrolytov. Úlohy študentov

ELEKTROlýza

taveniny a roztoky elektrolytov

Elektrolýza je súbor chemických reakcií, ku ktorým dochádza pri prechode jednosmerný elektrický prúd prostredníctvom elektrochemického systému pozostávajúceho z dvoch elektród a taveniny alebo roztoku elektrolytu.

Chemická podstata elektrolýzy spočíva v tom, že ide o redoxnú reakciu, ktorá prebieha pod vplyvom jednosmerného elektrického prúdu a procesy oxidácie a redukcie sú priestorovo oddelené.

Katóda – elektróda, na ktorej sa redukujú katióny alebo voda. Je negatívne nabitý.

anóda – elektróda, na ktorej sa oxidujú anióny alebo voda. Je kladne nabitý.

1. Elektrolýza roztavených solí a zásad.

Pri elektrolýze tavenín na katóde dochádza vždy k redukcii katiónov kovov.

К(-): Мen+ + nē → Me0

Anódový proces je určený zložením aniónu:

a) Ak je aniónom kyselina bez kyslíka (Cl-, Br-, I-, S2-), potom tento anión podlieha anodickej oxidácii a vzniká jednoduchá látka:

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

b) Ak anión obsahujúci kyslík (SO42-, SiO32-, HO- atď.) podlieha anodickej oxidácii, potom nekov vytvorí oxid (bez zmeny svojho oxidačného stavu) a uvoľní sa kyslík.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A(+): 4РО43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + O2

A(+): 4HO- 4° -> 2H20 + 02

Príklad 1.1. Roztaviť soľ ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: Elektrolýza ZnCl2 Zn + Cl2

Príklad 1.2. Roztopiť alkalický NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Celková rovnica elektrolýzy sa získa sčítaním pravej a ľavej strany rovníc za predpokladu, že elektróny zúčastňujúce sa katódových a anodických procesov sú rovnaké.

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

4 Na+ + 4 OH - elektrolýza 4 Na0 + O2 + 2H2O - iónová rovnica

4NaOH elektrolýza 4Na + 2H2O + O2 - molekulová rovnica

Príklad 1.3. Roztopte soľ Na2S04

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-): Na+ + 1 Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – iónová rovnica elektrolýzy

2Na2SO4 elektrolýza 4Nao + O2 + 2SO3 – molekulová rovnica

K A

Príklad 1.4. Roztopte soľ AgNO3

AgNO3 Û Ag++ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Pred *4

A(+): 4NO3- - 4 Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

4AgNO3 elektrolýza 4Ag + 2N2O5 +2O2

K A

Úlohy na samostatnú prácu . Zostavte rovnice pre elektrolýzu tavenín nasledujúcich solí: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Elektrolýza roztokov solí, hydroxidov a kyselín.

Elektrolýzu vodných roztokov komplikuje skutočnosť, že voda sa môže podieľať na oxidačných a redukčných procesoch.

Katódové procesy určuje elektrochemická aktivita katiónu soli. Čím ďalej vľavo je kov v napäťovej sérii, tým ťažšie je redukovať jeho katióny na katóde:

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au

ja skupinaIIskupinaIIIskupina

Pre katióny kovov až po Al (skupina I) vrátane je katódový proces redukcia vodíka z vody:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Pre katióny kovov po vodíku (skupina III) je katódovým procesom ich redukcia na kov:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

Pre katióny kovov v napäťovej sérii od Mn po H2 (skupina II) existujú paralelné konkurenčné procesy redukcie katiónov kovov a vodíka z vody:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO-

Ktorý z týchto procesov bude prevládať, závisí od mnohých faktorov: aktivita Me, pH roztoku, koncentrácia soli, použité napätie a podmienky elektrolýzy.

Anodické procesy určené zložením aniónov solí:

A) Ak je aniónom kyselina bez kyslíka (Cl-, Br-, I-, S2- atď.), potom sa oxiduje na jednoduché látky (s výnimkou F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

b) V prítomnosti aniónu obsahujúceho kyslík (SO42-, CO32- atď. alebo OH-) podlieha anodickej oxidácii iba voda:

A(+): 2H20 - 40 -» 02 + 4H+

Pozrime sa na príklady na ilustráciu všetkých možných možností:

Príklad 2.1 . roztok soli KCl

K(-): 2H20 + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - elektrolýza H2 + 2OH - + Cl2 - iónová rovnica elektrolýzy

2KCl + 2H2O elektrolýza H2 + 2KOH + Cl2 – molekulová rovnica elektrolýzy

K A

Príklad 2.2 . roztok soli CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: elektrolýza CuCl2 Cu + Cl2

Príklad 2.3. roztok soli FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Železo patrí do skupiny II kovov, takže na katóde prebehnú dva paralelné procesy:

1. proces:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē -> Cl2

Fe2+ + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - iónová rovnica procesu

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - molekulová rovnica procesu

2. proces:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē -> Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - iónová rovnica procesu

2H2O + FeCl2 elektrolýza H2+ Fe(OH)2 + Cl2 - molekulová rovnica.

teda v katódovom priestore Fe, H2 a Fe(OH)2 sa budú tvoriť v rôznych pomeroch v závislosti od podmienok elektrolýzy.

Príklad 2.4 . roztok soli Na2S04.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-)2H20 + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H20 - 4e - Þ 02 + 4H+

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

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

v katódovom priestore v anódovom priestore

Keď je elektrický prúd vypnutý a obsah katódového a anódového priestoru je zmiešaný, konečný výsledok elektrolýzy môže byť znázornený nasledujúcim diagramom:

2H2O el-z 2H2 + O2,

pretože zásada bude reagovať s kyselinou za vzniku 2 mol soli a 4 mol vody.

Príklad 2.5 . Elektrolýza roztoku CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H20 - 4e - Þ02 + 4H+

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

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

Príklad 2.6. Elektrolýza roztoku FeSO4

Keďže železo patrí do skupiny II kovov, na katóde budú paralelne prebiehať dva konkurenčné procesy (pozri príklad 2.3) a voda bude oxidovať na anóde (pozri príklad 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+ - iónová rovnica procesu

2FeSO4 + 2H2O el-z 2 Fe + O2 + 2H2SO4– molekulová rovnica

2. proces:

K(+): 2H20 + 20 -> H2+ 2OH - *2

A(-): 2H20 - 4° -> 02+ 4H+

6H2O elektrolýza 2H2+ 4ОH - + O2 + 4H+

6H2O + 2FeSO4elektrolýza 2H2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4 - mol.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">A to iba vtedy, ak procesy katódovej redukcie katiónov kovu a vodíka z vody prebiehajú v rovnakých pomeroch môžeme napísať celkovú výslednú reakčnú rovnicu:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - len 4 elektróny

(+)A: 2H20 - 4° -> 02 + 4H+

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

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

katódová anóda

Po vypnutí prúdu a zmiešaní roztokov bude výsledná rovnica nasledovná:

· Vytvorte rovnice pre elektrolýzu roztokov K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Vyriešiť problém. Na analýzu obsahu nečistôt NaCl v technickom NaOH sa 40 g liečiva rozpustilo vo vode a podrobilo sa elektrolýze až do úplnej oxidácie chlórových iónov. V tomto prípade sa na anóde pri teplote 200 °C a normálnom tlaku uvoľnilo 601 ml Cl2. Vypočítajte hmotnostný zlomok nečistoty NaCl v NaOH.

3. Elektrolýza c rozpustný s m anóda

Vyššie boli uvažované príklady elektrolýzy vodných roztokov solí s inertnou anódou, t. j. takou, ktorá sa chemicky nezúčastňuje anodického procesu. Takéto elektródy sú vyrobené z neaktívnych ušľachtilých kovov, napríklad sa používajú Pt, Ir alebo uhlíkové elektródy. Ak sa použijú rozpustné anódy, napríklad Cu-anóda, Zn-anóda, potom sa anodický proces výrazne modifikuje, pretože samotná anóda je oxidovaná. Na anóde z 2 konkurenčných procesov prebieha proces s nižším potenciálom: pre oxidáciu medi E0 = - 0,34 V, pre oxidáciu zinku E0 = - 0,76 V a pre oxidáciu aniónu Cl E0 = + 1,36 V.

Príklad 3.1. Elektrolýza vodného roztoku soli CuCl2 s rozpustnou anódou:

Katóda (-): Cu anóda (+):

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cu0 - 2ē → Cu2+

Dochádza teda k akejsi rafinácii medenej anódy: rozpúšťa sa, nečistoty zostávajú v anódovom priestore a na katóde sa ukladá čistá meď. V tomto prípade sa anión chlóru neoxiduje, ale hromadí sa v anódovom priestore.

Príklad 3.2. Elektrolýza vodného roztoku soli KCl s Cu anódou:

Cu anóda (+): Cu0 - 2ē → Cu2+

Na katóde sa vodík spočiatku začína redukovať z vody, ale výskyt Cu2+ v roztoku robí konkurenčné dve katódové redukčné reakcie:

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

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

V dôsledku toho prebieha prevažne ten, ktorý sa vyznačuje vyšším potenciálom, t.j. redukcia Cu2+ na Cu0.

V tomto prípade sa teda Cu anóda rozpustí: Cu0 - 2ē → Cu2+ a na katóde sa zredukujú vytvorené katióny medi: Cu2+ + 2ē → Cu0. Soľ KCl je potrebná len na zvýšenie elektrickej vodivosti roztoku a priamo sa nezúčastňuje redoxných procesov.

Zadanie na samostatnú prácu. Uvažujme elektrolýzu CuSO4 s Cu anódou, Na2SO4 s Cu anódou.

Elektrolýza je súbor procesov, ktoré sa vyskytujú v roztoku alebo tavenine elektrolytu, keď ním prechádza elektrický prúd. Elektrolýza je jednou z najdôležitejších oblastí elektrochémie.

Elektrolýza sa vyskytuje iba v médiách, ktoré vedú elektrický prúd. Schopnosť viesť prúd majú aj vodné roztoky zásad a solí. Bezvodé kyseliny sú veľmi zlé vodiče, ale vodné roztoky kyselín vedú prúd dobre. Roztoky kyselín, zásad a solí v iných kvapalinách vo väčšine prípadov nevedú prúd, rovnako ako vodné roztoky cukru, alkoholu, glycerínu a iné roztoky s normálnym osmotickým tlakom nevedú prúd.

Elektrický prúd prechádzajúci roztokmi spôsobuje v nich chemické zmeny, ktoré sa prejavujú tým, že sa z roztokov uvoľňujú produkty rozkladu rozpustenej látky alebo rozpúšťadla. Látky, ktorých roztoky vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolyty. Elektrolyty sú kyseliny, zásady a soli.

Chemický proces, ku ktorému dochádza pri prechode prúdu cez roztok elektrolytu, sa nazýva elektrolýza. Štúdiom produktov uvoľňovaných na elektróde pri elektrolýze kyselín, zásad a solí sme zistili, že na katódach sa vždy uvoľňujú kovy a vodík a na anóde zvyšky kyselín alebo hydroxylové skupiny, ktoré potom podliehajú ďalším zmenám. Primárnymi produktmi elektrolýzy sú teda rovnaké časti kyselín, zásad a solí, ktoré sa pri výmenných reakciách nemenia a prechádzajú z jednej látky do druhej.

Príkladom elektrolýzy je elektrolýza taveniny chloridu horečnatého. Pri prechode prúdu taveninou MgCl2 sa horčíkové katióny pod vplyvom elektrického poľa presunú na zápornú elektródu. Tu sa pri interakcii s elektrónmi prichádzajúcimi cez vonkajší okruh redukujú.

Anióny chlóru sa presúvajú na kladnú elektródu a pri uvoľnení prebytočných elektrónov sa oxidujú. V tomto prípade je primárnym procesom samotná elektrochemická fáza - oxidácia iónov chlóru:

a sekundárne je viazanie výsledných atómov chlóru na molekuly:

Sčítaním rovníc procesov prebiehajúcich na elektródach dostaneme celkovú rovnicu redoxnej reakcie prebiehajúcej počas elektrolýzy taveniny MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-1 = Mg + Cl2

Táto reakcia nemôže nastať spontánne; energia potrebná na jeho realizáciu pochádza z externého zdroja prúdu.

Rovnako ako pri chemickom zdroji elektrickej energie sa elektróda, na ktorej dochádza k redukcii, nazýva katóda; elektróda, na ktorej dochádza k oxidácii, sa nazýva anóda. Ale počas elektrolýzy je katóda nabitá negatívne a anóda je nabitá pozitívne, t.j. Rozloženie znakov náboja elektród je opačné ako pri prevádzke galvanického článku. Pri elektrolýze dochádza k chemickej reakcii v dôsledku energie elektrického prúdu dodávaného zvonku, zatiaľ čo pri prevádzke galvanického článku sa energia spontánnej chemickej reakcie, ktorá v ňom prebieha, premieňa na elektrickú energiu.

Pri úvahách o elektrolýze roztokov netreba zabúdať na to, že v každom vodnom roztoku sú okrem iónov elektrolytu aj ióny, ktoré sú tiež produktmi disociácie vody - H+ a OH-. V elektrolytickom poli sa vodíkové ióny pohybujú ku katóde a hydroxylové ióny sa pohybujú k anóde. Na katóde sa teda môžu vybíjať katióny elektrolytu aj katióny vodíka. Podobne na anóde môžu byť vybité elektrolytové anióny aj hydroxylové ióny. Okrem toho môžu molekuly vody tiež podliehať elektrochemickej oxidácii alebo redukcii.

To, aké elektrochemické procesy na elektródach počas elektrolýzy nastanú, bude závisieť predovšetkým od pomeru elektródových potenciálov príslušných elektrochemických systémov. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémov budú na katóde redukované. Z viacerých možných procesov bude prebiehať ten, ktorého realizácia zahŕňa minimálnu spotrebu energie. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémov s najvyšším elektródovým potenciálom budú redukované na katóde a redukované formy systémov s najnižším elektródovým potenciálom budú oxidované na anóde. Materiál elektród má inhibičný účinok na výskyt niektorých elektrochemických procesov.

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

Z toho je zrejmé, že ak je elektrolyt tvorený kovom, ktorého elektródový potenciál je výrazne kladnejší ako -0,41 V, potom sa kov uvoľní z neutrálneho roztoku na katóde. Takéto kovy sa nachádzajú v rozsahu napätia blízko a za vodíkom (začínajúc približne od cínu). Naopak, v prípade elektrolytov, ktorých kov má potenciál výrazne zápornejší ako -0,41 V, sa kov nezredukuje, ale uvoľní sa vodík. Tieto kovy zahŕňajú kovy na začiatku rozsahu napätia - približne až po titán. Nakoniec, ak je potenciál kovu blízky -0,41 V (kovy v strednej časti série sú Zn, Cr, Fe, Ni), potom v závislosti od koncentrácie roztoku a podmienok elektrolýzy dôjde k zníženiu je možný vývoj kovu a vodíka; Často sa pozoruje spoločná emisia kovu a vodíka.

Elektrochemický vývoj vodíka z kyslých roztokov nastáva v dôsledku vybíjania vodíkových iónov. V prípade neutrálnych alebo alkalických médií je to výsledok elektrochemickej redukcie vody:

2H20 + 2e- = H2 + 2OH-.

Povaha katódového procesu pri elektrolýze vodných roztokov je teda určená predovšetkým polohou zodpovedajúceho kovu v napäťovej sérii. V niektorých prípadoch má veľký význam pH roztoku, koncentrácia kovových iónov a iné podmienky elektrolýzy.

Pri zvažovaní anodických procesov je potrebné mať na pamäti, že materiál anódy môže byť počas elektrolýzy oxidovaný. V tomto smere sa rozlišuje elektrolýza s inertnou anódou a elektrolýza s aktívnou anódou. Inertná anóda je anóda, ktorej materiál počas elektrolýzy nepodlieha oxidácii. Aktívna anóda je taká, ktorej materiál môže byť oxidovaný počas elektrolýzy. Ako materiály pre inertné anódy sa často používajú grafit, uhlie a platina.

Na inertnej anóde dochádza pri elektrolýze vodných roztokov zásad, kyselín obsahujúcich kyslík a ich solí, ako aj kyseliny fluorovodíkovej a fluoridov k elektrochemickej oxidácii vody s uvoľňovaním kyslíka. V závislosti od pH roztoku tento proces prebieha rôzne a môže byť napísaný rôznymi rovnicami. V alkalickom prostredí rovnica vyzerá takto:

4OH- =02 + 2H20 + 4e-,

a v kyslom alebo neutrálnom stave:

2H20 =02 + 4H+ + 4e-

V uvažovaných prípadoch je elektrochemická oxidácia vody energeticky najvýhodnejším procesom. Anióny obsahujúce kyslík buď nie sú schopné oxidovať, alebo k ich oxidácii dochádza pri veľmi vysokých potenciáloch. Napríklad štandardný oxidačný potenciál iónu SO42-2SO22- =S2O82- + 2e-

sa rovná 2,010 V, čo výrazne prevyšuje štandardný oxidačný potenciál vody (1,228 V). Štandardný oxidačný potenciál F- iónu je ešte väčší (2,87 V).

Pri elektrolýze vodných roztokov bezkyslíkatých kyselín a ich solí (okrem HF a fluoridov) sa na anóde vybíjajú anióny. Najmä počas elektrolýzy roztokov HI, HBr, HCl a ich solí sa na anóde uvoľňuje zodpovedajúci halogén. Všimnite si, že uvoľňovanie chlóru počas elektrolýzy HCl a jej solí je v rozpore s relatívnou polohou systémov

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

a 2H20 = 02 + 4H+ + 4e- (c = 1,228 V)

v rozsahu štandardných elektródových potenciálov. Táto anomália je spojená s výrazným prepätím druhého z týchto dvoch elektródových procesov – materiál anódy má inhibičný účinok na proces uvoľňovania kyslíka.

V prípade aktívnej anódy sa počet konkurenčných oxidačných procesov zvyšuje na tri: elektrochemická oxidácia vody s uvoľnením kyslíka, vybitie aniónu (t.j. jeho oxidácia) a elektrochemická oxidácia kovu anódy (tzv. anodické rozpúšťanie). z kovu). Z týchto možných procesov bude prebiehať ten, ktorý je energeticky najpriaznivejší. Ak je anódový kov umiestnený v sérii štandardných potenciálov skôr ako oba ostatné elektrochemické systémy, potom bude pozorované anodické rozpúšťanie kovu. V opačnom prípade sa uvoľní kyslík alebo sa vybije anión.

Zoberme si typický prípad elektrolýzy vodných roztokov.

Elektrolýza roztoku CuCl2 s inertnou anódou. Meď sa nachádza za vodíkom v sérii napätia; preto sa na katóde vybijú ióny Cu2+ a uvoľní sa kovová meď. Chloridové ióny budú vybíjané na anóde.

Schéma elektrolýzy roztoku chloridu meďnatého:

Katódová anóda

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

Faktory, od ktorých závisí elektrolýza

Účinnosť elektrolýzy sa posudzuje podľa množstva faktorov, medzi ktoré patrí: sila prúdu, napätie, hustota prúdu, účinnosť zdroja prúdu, prúdový výkon, látkový výdaj, elektrická účinnosť (energetický výkon), spotreba elektriny na jednotku získaného produktu.

Sila prúdu alebo zaťaženie elektrolyzéra charakterizuje jeho výkon. Čím vyšší prúd prechádza elektrolyzérom, tým viac produktu je možné získať pri prevádzke tohto elektrolyzéra. Trendom je vytváranie výkonných elektrolyzérov, dimenzovaných v niektorých prípadoch na desiatky a stovky tisíc ampérov (výroba chlóru, hliníka a pod.) Napätie na elektrolyzéri sa skladá z niekoľkých komponentov:

U=ea-ek + ?ea + ?ek + úhor.-ediaphr.+ ekont.

kde: U je celkové napätie na článku; ea a ek sú rovnovážne potenciály anodických a katódových reakcií; úhor. a ediaph - pokles napätia v elektrolyte a v membráne; ekont - pokles napätia v kontaktoch. Súčet ea-ek sa nazýva rozkladné napätie. Táto hodnota zodpovedá spotrebe elektrickej energie na elektrolýzu, ktorá smeruje priamo k zmene vnútornej energie látok.

Pri elektrolýze sa usilujú o zníženie napätia na článku v dôsledku veľkosti polarizácie a ohmického stavu napäťovej rovnováhy, teda termínov v dôsledku nevratnosti procesu. Rozkladné napätie je určené povahou reaktantu, a preto ho nemožno meniť. Hodnoty ?ek a ?ea je možné meniť v závislosti od charakteru elektrochemickej reakcie prebiehajúcej na elektróde miešaním, zvyšovaním teploty elektrolytu, zmenou stavu povrchu elektródy a v dôsledku mnohých ďalších faktory.

Pokles napätia v elektrolyte vyjadrený rovnicou

kde c je špecifický odpor elektrolytu, Ohm cm, l je vzdialenosť medzi elektródami, cm (bez zohľadnenia membrány), S je plocha prierezu elektrolytu, ktorým prechádza elektrický prúd cm2, sa môže znížiť, ako vyplýva z vyššie uvedeného výrazu, priblížením elektród k sebe, zavedením väčšieho množstva elektronegatívnych prísad do roztoku a tiež zvýšením teploty.

Ak je elektrolýza sprevádzaná tvorbou plynov, potom vyššie uvedený výraz nie vždy presne zodpovedá poklesu napätia v elektrolyte. Vysvetľuje to skutočnosť, že plynové bubliny uvoľnené na elektródach zmenšujú aktívny prierez elektrolytu S a predlžujú dráhu prúdu z jednej elektródy do druhej. Tento jav sa nazýva plnenie plynom, ktoré možno definovať ako pomer objemu, ktorý momentálne zaberá vzduchová bublina, k celkovému objemu elektrolytického článku. Vplyv plynovej náplne na elektrickú vodivosť elektrolytu možno zohľadniť pomocou nasledujúceho výrazu:

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

kde c a c0 sú špecifické odpory tuhého a plynom naplneného elektrolytu a c je plynová náplň.

Hodnotu μ je možné znížiť zvýšením teploty, ako aj špeciálnym usporiadaním elektród, ktoré zabezpečujú voľný odvod plynov z článku.

Faktor využitia napätia je pomer rozkladného napätia k celkovému napätiu na kúpeli:

znpr=(ea-ek)/U

Prúdová hustota je pomer sily prechádzajúcej cez elektrolyt k veľkosti povrchu elektródy; merané v A/cm2 (dm2 alebo m2). V priemysle pracujú s rôznymi prúdovými hustotami - od niekoľkých stoviek A/cm2 (galvanizácia, hydroelektrometalurgia, výroba chlóru) až po niekoľko tisíc A/cm2 (elektrolýza tavenín, elektrosyntéza atď.)

Hodnota prúdovej hustoty charakterizuje množstvo produktu získaného z jednotky povrchu elektródy, t.j. produktivita elektrolyzéra. Preto, ak zvýšenie prúdovej hustoty nespôsobí zníženie výťažku produktu elektrolýzy, snažia sa uskutočniť proces s čo najvyššími prúdovými hustotami. Pri výbere optimálnych hodnôt prúdových hustôt je však v niektorých prípadoch potrebné vziať do úvahy zvýšenie nákladov na výrobok v dôsledku zvýšenej spotreby energie na elektrolýzu v dôsledku zvýšenia napätia so zvyšujúcou sa hustotou prúdu. Počas elektrolýzy môže byť prúd, ktorý prechádza elektrolytom, vynaložený na niekoľko paralelných elektrochemických reakcií. Napríklad pri elektrolýze vodných roztokov sú elektrochemické oxidačné alebo redukčné reakcie sprevádzané rozkladom vody na O2 a H2, ktoré sa uvoľňujú na anóde a katóde. Pri elektrolýze tavenín kryolitu a oxidu hlinitého môže byť prúd za určitých podmienok vynaložený nielen na uvoľňovanie hliníka, ale aj na tvorbu kovového sodíka na katóde.

V dôsledku toho je prúd prechádzajúci elektrolytom rozdelený medzi niekoľko procesov prebiehajúcich súčasne na danej elektróde:

I=i1+i2+i3+…+i n

kde: I je prúd pretekajúci elektrolyzérom; i1 a i2 sú prúd spotrebovaný na jednotku pri prvej a druhej elektrolytickej reakcii.

Aby sa zohľadnila účinnosť využitia množstva elektriny prejdenej cez elektrolyzér na vytvorenie konkrétneho produktu, zavádza sa pojem prúdová účinnosť.

Aktuálny výstup - pomer množstva teoreticky potrebného na získanie

toho či onoho množstva elektriny k prakticky spotrebovanému množstvu elektriny. Aby znížili náklady na energiu na vedľajšie elektrochemické reakcie a zvýšili prúd, usilujú sa vykonávať elektrolýzu za podmienok, pri ktorých je rozklad rozpúšťadla ťažký, t.j. polarizácia je vysoká počas oxidácie alebo redukcie rozpúšťadla (napríklad prepätie kyslíka alebo vodíka). To sa dosiahne zvýšením prúdovej hustoty, zmenou teploty elektrolytu, výberom materiálu elektrolytu atď.

Výťažok látky je pomer množstva produktu získaného ako výsledok elektrochemických reakcií k množstvu, ktoré by sa malo teoreticky vytvoriť, na základe daného množstva počiatočného produktu. Účinnosť využitia elektriny (energetický výnos) je pomer množstva elektriny teoreticky potrebného na získanie jednotky látky k množstvu prakticky spotrebovaného. Teoreticky potrebné množstvo elektriny je množstvo, ktoré by bolo potrebné na získanie jednotkového množstva látky, ak by proces prebiehal so 100 % prúdovým výstupom a pri napätí rovnajúcom sa rozkladnému napätiu. Preto je možné energetický výnos určiť podľa vzorca:

ze=Wп/N=aktuálne * znpr

Prúdová a látková účinnosť, ako aj účinnosť využívania elektriny sa zvyčajne merajú v percentách. Spotreba elektrickej energie sa zvyčajne vzťahuje na jednotku množstva vyrobeného produktu a meria sa vo Wh/kg alebo kWh/t. Na výpočet spotreby jednosmernej elektriny na 1 tonu produktu vyrobeného elektrolýzou môžete použiť nasledujúci vzorec:

W=1*106*U/k prúd *1000

kde: W - spotreba elektrickej energie jednosmerným prúdom kWh/t; U je napätie na elektrolyzéri, V; k elektrochemický ekvivalent, gram/a*r; prúd - prúdový výstup, zlomky jednotky; 1000 je koeficient na prepočet Wh na kWh.

Spotrebu striedavej elektriny na jednotku vyrobeného produktu je možné určiť vydelením spotreby jednosmernej elektriny rovnakou hodnotou koeficientu pre vznik striedavého prúdu na jednosmerný prúd.

Medzi časom, keď elektrický prúd prechádza roztokom alebo taveninou elektrolytu (množstvom elektriny) a množstvom vytvorenej a spotrebovanej látky, existujú prísne kvantitatívne vzťahy.

Aplikácie elektrolýzy

Elektrolýza je široko používaná v rôznych priemyselných odvetviach. V chemickom priemysle vznikajú elektrolýzou také dôležité produkty ako chlór a zásady, chlorečnany a chloristany, kyselina persírová a persírany, manganistan draselný, organické zlúčeniny, chemicky čistý vodík, kyslík, fluór a množstvo ďalších cenných produktov.

V metalurgii neželezných kovov sa elektrolýza používa na rafináciu kovov a na získavanie kovov z rúd. Kovy, ktoré nie je možné izolovať z vodných roztokov pre vysoký negatívny potenciál, sa v metalurgii neželezných kovov získavajú elektrolýzou roztavených médií, čo sú soli týchto kovov obsahujúce prísady rôznych zlúčenín zavádzané na zníženie teploty tavenia taveniny, zvýšenie el. vodivosť atď. Kovy získané elektrolýzou roztaveného média zahŕňajú hliník, horčík, zirkónium, titán, urán, berýlium a množstvo ďalších kovov.

Elektrolýza sa používa v mnohých odvetviach strojárstva, rádiového inžinierstva, elektroniky a tlačiarenského priemyslu na nanášanie tenkých kovových povlakov na povrch výrobkov, ktoré ich chránia pred koróziou, poskytujú im dekoratívny vzhľad, zvyšujú odolnosť proti opotrebovaniu, tepelnú odolnosť a vyrábajú kovové kópie.

Napriek širokej škále elektrolytov, elektród a elektrolyzérov existujú v technickej elektrolýze bežné problémy. Patria sem prenos nábojov, tepla, hmoty a rozloženie elektrických polí. Na urýchlenie procesu prenosu je vhodné zvýšiť rýchlosť všetkých tokov a použiť nútenú konvekciu. Elektródové procesy možno riadiť meraním obmedzujúcich prúdov.

Elektrolýza, ako je zrejmé, môže slúžiť ako kontrolná metóda iba v elektrolytických (prúdových) systémoch, ktorých relatívny počet nie je taký veľký.

Čo je elektrolýza? Aby sme odpoveď na túto otázku pochopili jednoduchšie, predstavme si akýkoľvek DC zdroj. Pre každý zdroj jednosmerného prúdu môžete vždy nájsť kladný a záporný pól:

Pripojme k nemu dve chemicky odolné elektricky vodivé dosky, ktoré budeme nazývať elektródy. Dosku pripojenú ku kladnému pólu budeme nazývať anóda a k zápornému pólu katódu:

Chlorid sodný je elektrolyt; keď sa topí, disociuje sa na sodné katióny a chloridové ióny:

NaCl = Na + + Cl -

Je zrejmé, že záporne nabité anióny chlóru pôjdu na kladne nabitú elektródu - anódu a kladne nabité katióny Na + na záporne nabitú elektródu - katódu. V dôsledku toho sa vybijú katióny Na + aj anióny Cl −, to znamená, že sa stanú neutrálnymi atómami. K výboju dochádza pri získavaní elektrónov v prípade iónov Na + a strate elektrónov v prípade iónov Cl −. To znamená, že proces prebieha na katóde:

Na + + 1e − = Na0,

A na anóde:

Cl − − 1e − = Cl

Keďže každý atóm chlóru má nespárovaný elektrón, ich jediná existencia je nevýhodná a atómy chlóru sa spájajú do molekuly dvoch atómov chlóru:

Сl∙ + ∙Cl = Cl 2

Celkovo je teda proces vyskytujúci sa na anóde správnejšie napísaný takto:

2Cl − − 2e − = Cl 2

To znamená, že máme:

Katóda: Na + + 1e − = Na 0

Anóda: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Zhrňme si elektronickú bilanciu:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Pridajme ľavú a pravú stranu oboch rovníc polovičné reakcie, dostaneme:

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

Zredukujme dva elektróny rovnakým spôsobom, ako sa to robí v algebre, a dostaneme iónovú rovnicu elektrolýzy:

2NaCl (kvapalina) => 2Na + Cl 2

Uvedený prípad je z teoretického hľadiska najjednoduchší, pretože v tavenine chloridu sodného boli medzi kladne nabitými iónmi iba ióny sodíka a medzi zápornými iba anióny chlóru.

Inými slovami, ani Na + anióny, ani Cl − anióny nemali „konkurentov“ pre katódu a anódu.

Čo sa stane napríklad, ak namiesto roztaveného chloridu sodného prejde jeho vodným roztokom prúd? V tomto prípade je tiež pozorovaná disociácia chloridu sodného, ale tvorba kovového sodíka vo vodnom roztoku je nemožná. Veď vieme, že sodík, zástupca alkalických kovov, je mimoriadne aktívny kov, ktorý veľmi búrlivo reaguje s vodou. Ak za takýchto podmienok nie je možné redukovať sodík, čo sa potom zníži na katóde?

Spomeňme si na štruktúru molekuly vody. Je to dipól, to znamená, že má záporné a kladné póly:

Práve vďaka tejto vlastnosti sa dokáže „prilepiť“ na povrch katódy aj na povrch anódy:

V tomto prípade sa môžu vyskytnúť nasledujúce procesy:

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

2H20 - 4e - = 02 + 4H+

Ukazuje sa teda, že ak vezmeme do úvahy roztok akéhokoľvek elektrolytu, uvidíme, že katióny a anióny vznikajúce počas disociácie elektrolytu súťažia s molekulami vody o redukciu na katóde a oxidáciu na anóde.

Aké procesy teda nastanú na katóde a anóde? Výboj iónov vytvorených počas disociácie elektrolytu alebo oxidácie/redukcie molekúl vody? Alebo možno všetky tieto procesy prebehnú súčasne?

V závislosti od typu elektrolytu sú možné rôzne situácie počas elektrolýzy jeho vodného roztoku. Napríklad katióny alkalických kovov, kovov alkalických zemín, hliníka a horčíka jednoducho nie je možné redukovať vo vodnom prostredí, pretože ich redukciou by museli vznikať alkálie, kovy alkalických zemín, hliník alebo horčík, t.j. kovy, ktoré reagujú s vodou.

V tomto prípade je možná len redukcia molekúl vody na katóde.

Môžete si zapamätať, aký proces nastane na katóde počas elektrolýzy roztoku akéhokoľvek elektrolytu podľa nasledujúcich zásad:

1) Ak elektrolyt pozostáva z kovového katiónu, ktorý vo voľnom stave za normálnych podmienok reaguje s vodou, proces prebieha na katóde:

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

To platí pre kovy nachádzajúce sa na začiatku série aktivity Al vrátane.

2) Ak elektrolyt pozostáva z kovového katiónu, ktorý vo svojej voľnej forme nereaguje s vodou, ale reaguje s neoxidačnými kyselinami, prebiehajú súčasne dva procesy, a to ako redukcia katiónov kovov, tak aj molekúl vody:

Me n+ + ne = Me 0

Tieto kovy zahŕňajú kovy nachádzajúce sa medzi Al a H v sérii aktivít.

3) Ak elektrolyt pozostáva z vodíkových katiónov (kyselín) alebo katiónov kovov, ktoré nereagujú s neoxidačnými kyselinami, redukujú sa iba katióny elektrolytu:

2Н + + 2е − = Н 2 – v prípade kys

Me n + + ne = Me 0 – v prípade soli

Na anóde je medzitým situácia nasledovná:

1) Ak elektrolyt obsahuje anióny bezkyslíkatých kyslých zvyškov (okrem F −), proces ich oxidácie prebieha na anóde, molekuly vody nie sú oxidované. Napríklad:

2Сl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Fluoridové ióny sa na anóde neoxidujú, pretože fluór nie je schopný tvoriť vo vodnom roztoku (reaguje s vodou)

2) Ak elektrolyt obsahuje hydroxidové ióny (alkálie), oxidujú sa namiesto molekúl vody:

4OH − − 4e − = 2H20 + O2

3) Ak elektrolyt obsahuje kyslý zvyšok obsahujúci kyslík (okrem zvyškov organických kyselín) alebo fluoridový ión (F −), prebieha na anóde proces oxidácie molekúl vody:

2H20 - 4e - = 02 + 4H+

4) V prípade kyslého zvyšku karboxylovej kyseliny na anóde prebieha proces:

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2

Precvičme si písanie rovníc elektrolýzy pre rôzne situácie:

Príklad č.1

Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy taveniny chloridu zinočnatého, ako aj všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu.

Riešenie

Keď sa chlorid zinočnatý topí, disociuje:

ZnCl2 = Zn2+ + 2Cl -

Ďalej by ste mali venovať pozornosť skutočnosti, že je to tavenina chloridu zinočnatého, ktorá podlieha elektrolýze, a nie vodný roztok. Inými slovami, bez možností môže nastať iba redukcia katiónov zinku na katóde a oxidácia chloridových iónov na anóde, pretože žiadne molekuly vody:

Katóda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Anóda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl2 = Zn + Cl2

Príklad č.2

Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku chloridu zinočnatého, ako aj všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu.

Pretože v tomto prípade je vodný roztok podrobený elektrolýze, teoreticky sa molekuly vody môžu zúčastniť elektrolýzy. Keďže zinok sa nachádza v sérii aktivít medzi Al a H, znamená to, že na katóde dôjde k redukcii katiónov zinku aj molekúl vody.

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Chloridový ión je kyslý zvyšok bezkyslíkatej kyseliny HCl, preto v súťaži o oxidáciu na anóde „vyhrávajú“ chloridové ióny nad molekulami vody:

2Cl − − 2e − = Cl 2

V tomto konkrétnom prípade nie je možné zapísať celkovú rovnicu elektrolýzy, pretože vzťah medzi vodíkom a zinkom uvoľneným na katóde nie je známy.

Príklad č.3

Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku dusičnanu medi, ako aj všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu.

Dusičnan meďnatý v roztoku je v disociovanom stave:

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

Meď je v sérii aktivít napravo od vodíka, to znamená, že katióny medi budú na katóde redukované:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Dusičnanový ión NO 3 - je kyslý zvyšok obsahujúci kyslík, čo znamená, že pri oxidácii na anóde dusičnanové ióny „strácajú“ v konkurencii s molekulami vody:

2H20 - 4e - = 02 + 4H+

Takto:

Katóda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

2Cu2+ + 2H20 = 2Cu0 + 02 + 4H+

Výsledná rovnica je iónová rovnica elektrolýzy. Ak chcete získať úplnú molekulárnu rovnicu elektrolýzy, musíte pridať 4 dusičnanové ióny na ľavú a pravú stranu výslednej iónovej rovnice ako protiióny. Potom dostaneme:

2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4HN03

Príklad č.4

Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku octanu draselného, ako aj všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu.

Riešenie:

Octan draselný vo vodnom roztoku disociuje na draselné katióny a acetátové ióny:

CH 3 COOK = CH 3 COO − + K +

Draslík je alkalický kov, t.j. je v elektrochemickej napäťovej sérii na samom začiatku. To znamená, že jeho katióny sa nemôžu vybíjať na katóde. Namiesto toho sa obnovia molekuly vody:

2H20 + 2e - = 2OH - + H2

Ako bolo uvedené vyššie, kyslé zvyšky karboxylových kyselín „vyhrávajú“ v súťaži o oxidáciu molekulami vody na anóde:

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

Takže sčítaním elektronických váh a sčítaním dvoch rovníc polovičných reakcií na katóde a anóde dostaneme:

Katóda: 2H20 + 2e − = 2OH − + H2 |∙1

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

2H20 + 2CH3COO - = 2OH - + H2 + CH3 -CH3 + 2CO2

Získali sme úplnú rovnicu elektrolýzy v iónovej forme. Pridaním dvoch draselných iónov na ľavú a pravú stranu rovnice a ich pridaním s protiiónmi získame úplnú rovnicu elektrolýzy v molekulárnej forme:

2H20 + 2CH3COOK = 2KOH + H2 + CH3-CH3 + 2CO2

Príklad č.5

Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku kyseliny sírovej, ako aj všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu.

Kyselina sírová sa disociuje na vodíkové katióny a síranové ióny:

H2S04 = 2H + + S04 2-

Na katóde dôjde k redukcii vodíkových katiónov H + a na anóde k oxidácii molekúl vody, pretože síranové ióny sú kyslé zvyšky obsahujúce kyslík:

Katóda: 2H + + 2e − = H2 |∙2

Anóda: 2H20 – 4e − = O2 + 4H + |∙1

4H+ + 2H20 = 2H2+02 + 4H+

Redukciou vodíkových iónov na ľavej a pravej a ľavej strane rovnice získame rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku kyseliny sírovej:

2H20 = 2H2+02

Ako vidíte, elektrolýza vodného roztoku kyseliny sírovej prichádza k elektrolýze vody.

Príklad č.6

Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku hydroxidu sodného, ako aj všeobecnú rovnicu pre elektrolýzu.

Disociácia hydroxidu sodného:

NaOH = Na + + OH -

Na katóde sa zredukujú iba molekuly vody, keďže sodík je vysoko aktívny kov, na anóde iba hydroxidové ióny:

Katóda: 2H20 + 2e − = 2OH − + H2 |∙2

Anóda: 4OH − − 4e − = O2 + 2H20 |∙1

4H20 + 4OH - = 4OH - + 2H2 + O2 + 2H20

Redukujme dve molekuly vody vľavo a vpravo a 4 hydroxidové ióny a dospejeme k záveru, že podobne ako v prípade kyseliny sírovej sa elektrolýza vodného roztoku hydroxidu sodného redukuje na elektrolýzu vody.

Chlorácia

Použitie chlórnanu sodného (NaClO) je spôsobené jeho chemickou schopnosťou neutralizovať množstvo škodlivých mikroorganizmov. Jeho baktericídne vlastnosti sú zamerané na ničenie množstva nebezpečných húb a baktérií.

Na získanie chlórnanu sodného je potrebné uskutočniť proces chlorácie hydroxidu sodného (NaOH) pomocou molekulárneho chlóru (Cl).

Princíp účinku chlórnanu sodného (NaClO) je pomerne jednoduchý, pretože táto látka má vysoké biocídne (biocídne - chemické látky určené na boj proti škodlivým alebo patogénnym mikroorganizmom) vlastnosti. Keď sa chlórnan sodný (NaClO) dostane do vody, začne sa aktívne rozkladať, pričom vznikajú aktívne častice vo forme radikálov a kyslíka Radikály chlórnanu sodného (NaClO) sú namierené proti škodlivým mikroorganizmom. Aktívne častice chlórnanu sodného (NaClO) začnú ničiť vonkajší obal alebo biofilm mikroorganizmu, čo vedie ku konečnému úhynu rôznych patogénnych húb, vírusov a baktérií.Chemické zloženie chlórnanu sodného je zamerané na dezinfekciu a dezinfekciu vody. Preto táto látka zaujíma dôležité miesto v mnohých oblastiach ľudského života. Svetové štúdie ukazujú, že chlórnan sodný (NaClO) sa používa na dezinfekciu v 91 % prípadov, zvyšných 9 % zahŕňa chlórnan draselný alebo lítny. Aby však táto látka priniesla výsledky a výhody v každodennom živote, je potrebné starostlivo sledovať koncentráciu roztoku.
Chlórovanie sa ukázalo ako najjednoduchší a najlacnejší spôsob dezinfekcie vody, preto sa rýchlo rozšírilo do celého sveta. Teraz môžeme povedať, že tradičný spôsob dezinfekcie pitnej vody, akceptovaný na celom svete (v 99 prípadoch zo 100), je chlórovanie a dnes sa na chlórovanie vody ročne spotrebujú státisíce ton chlóru. Napríklad v r. V Rusku sa chlóruje viac ako 99 % vody a na tieto účely sa ročne spotrebuje v priemere asi 100 tisíc ton chlóru.

V súčasnej praxi dezinfekcie pitnej vody sa chlórovanie používa najčastejšie ako najúspornejšia a najefektívnejšia metóda v porovnaní s akýmikoľvek inými známymi metódami, pretože je to jediná metóda, ktorá zaisťuje mikrobiologickú nezávadnosť vody na akomkoľvek mieste rozvodnej siete pri kedykoľvek kvôli následnému účinku chlóru.
Je dobre známe, že chlór (Cl) pri reakcii s vodou nevytvára „chlórovú vodu“ (ako sa predtým myslelo), ale kyselinu chlórnu ( HClO) je prvá látka získaná chemikmi, ktorá obsahovala aktívny chlór.
Z reakčnej rovnice: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, vyplýva, že teoreticky z 52,5 g čisté HClO môžete získať 71 g Cl2 to znamená, že kyselina chlórna obsahuje 135,2 % aktívneho chlóru. Táto kyselina je však nestabilná: jej maximálna možná koncentrácia v roztoku nie je väčšia ako 30%.
Chlór sa ľahko rozpúšťa vo vode a zabíja všetko živé v nej. Ako bolo stanovené, po zmiešaní plynného chlóru s vodou sa vo vodnom roztoku vytvorí rovnováha:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Ďalej nastáva disociácia (disociácia je rozpad častice (molekuly, radikálu, iónu) na niekoľko jednoduchších častíc) výslednej kyseliny chlórnej HOCl ↔ H+ + OCl –
Prítomnosť kyseliny chlórnej vo vodných roztokoch chlóru a aniónov vznikajúcich jeho disociáciou OCl – majú silné baktericídne vlastnosti (schopnosť ničiť mikroorganizmy). Zistilo sa, že voľná kyselina chlórna je takmer 300-krát aktívnejšia ako ióny chlórnanu ClO –. To sa vysvetľuje jedinečnou schopnosťou HClO prenikajú baktériami cez ich membrány. Okrem toho, ako sme už naznačili, kyselina chlórna je náchylná na rozklad na svetle:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
s tvorbou kyseliny chlorovodíkovej a atómového (singletového) kyslíka (ako intermediárnej látky), ktorý je silným oxidačným činidlom.

Proces chlórovania.

Na úpravňu vody je chlór dodávaný v skvapalnenom stave v špecializovaných nádobách rôznych objemov, maloobjemových a strednoobjemových valcoch. Ale chlór v plynnej forme sa používa na dezinfekciu vody. Plynný chlór sa získava z kvapalného chlóru jeho odparovaním v špirálových výparníkoch, čo sú vertikálne valcové zariadenia s špirálami umiestnenými vo vnútri, cez ktoré prechádza kvapalný chlór. Dávkovanie výsledného plynného chlóru do vody sa uskutočňuje pomocou špeciálnych zariadení - vákuových chlorátorov.
Po zavedení chlóru do upravovanej vody je potrebné zabezpečiť dobré premiešanie s vodou a dostatočnú dobu jej kontaktu s vodou (najmenej 30 minút) pred dodaním vody spotrebiteľovi. Treba poznamenať, že voda musí byť už pripravená pred chlórovaním a spravidla sa chlórovanie zvyčajne vykonáva skôr, ako sa vyčistená voda dostane do zásobníka čistej vody, kde je zabezpečený potrebný čas kontaktu.

Hlavné výhody použitia plynného chlóru na dezinfekciu vody
sú:

nízke náklady na proces dezinfekcie vody;
jednoduchosť procesu chlorácie;
vysoká dezinfekčná schopnosť plynného chlóru;
chlór ovplyvňuje nielen mikroorganizmy, ale oxiduje aj organické a anorganické látky;
Chlór eliminuje chute a pachy vody, jej farbu a nezvyšuje zákal.

Chlór je však vysoko toxická látka patriaca do druhej triedy nebezpečnosti. Plynný chlór je silné oxidačné činidlo, podporuje horenie mnohých organických látok a pri kontakte s horľavými látkami je nebezpečný pre požiar. Terpentínové, titánové a kovové prášky v chlórovej atmosfére sa môžu pri izbovej teplote spontánne vznietiť. Chlór tvorí s vodíkom výbušné zmesi.
Niekedy náklady na zaistenie bezpečnosti pri chlórovaní prevyšujú náklady na samotné chlórovanie vody.

V tomto ohľade je použitie chlórnanu sodného ako chlórového činidla na chloráciu vody dobrou alternatívou k plynnému chlóru.

Elektrolýza

Najlacnejšou, najjednoduchšou a najbezpečnejšou metódou výroby dezinfekčných roztokov chlórnanu sodného je elektrolýza vodného roztoku chloridu sodného (NaCl) a jeho interakcia s alkáliou v tom istom zariadení - elektrolyzéri.

Fotografie zobrazujú elektrolyzér. Dávkovacia pumpa Seko na dávkovanie chlórnanu sodného a utesnená pumpa Argal na prečerpávanie soľanky NaCl

Pri zachovaní všetkých výhod metódy chlorácie pomocou kvapalného chlóru vám dezinfekcia elektrolytickým chlórnanom sodným umožňuje vyhnúť sa hlavným ťažkostiam pri preprave a skladovaní toxického plynu.
Použitie nízko koncentrovaných roztokov chlórnanu sodného zvyšuje bezpečnosť procesu výroby dezinfekcie vody v porovnaní s kvapalným chlórom a vysoko koncentrovaným roztokom chlórnanu sodného.
Surovinou na výrobu chlórnanu sodného je kuchynská soľ. Pretože sa činidlo používa priamo na mieste príjmu, nie je potrebná preprava.
Technologický postup výroby chlórnanu sodného zahŕňa tieto operácie:

Príprava nasýteného roztoku kuchynskej soli.
Hlavným procesom výroby chlórnanu sodného je elektrolýza.

Počas elektrolýzy roztoku chloridu sodného dochádza k nasledujúcim reakciám:
na katóde: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (hydroxid sodný) + H2;
na anóde: 2Cl - – 2e→Cl 2;
Cl2 + 2H20 →2HClO (kyselina chlórna) + HCl.
Celková reakcia môže byť prezentovaná ako:
NaCl + H20 -> NaClO + H2.

Keďže proces oxidácie chlórnanu sodného s následnou tvorbou chloritanov a chlorečnanov sa s klesajúcou teplotou spomaľuje, elektrolýza sa uskutočňuje pri relatívne nízkych teplotách pracovného roztoku soli (20–25 C°).
Soľ sa nasype do špeciálnych nádob - saturátorov cez nakladacie zariadenie. Surovinou na výrobu nízko koncentrovaných roztokov chlórnanu sodného je vysokokvalitná kuchynská soľ alebo „Extra“. Naliata voda, prechádzajúca cez vrstvu soli, vytvára nasýtený roztok kuchynskej soli.
Na čistenie koncentrovaného soľného roztoku sa používajú hrubé filtre a vymeniteľné polypropylénové jemné patrónové filtre s priepustnosťou 5 mikrónov.
Nasýtený roztok kuchynskej soli sa čerpá do mixéra, kde sa zriedi vodou z vodovodu na pracovnú koncentráciu (podľa SanPiN 2.1.4.1074-01) a potom do elektrolyzéra.
Hlavný proces výroby chlórnanu sodného elektrolýzou sa vykonáva v zariadeniach pozostávajúcich z elektrolytického kúpeľa a výmenníka tepla. Vo výmenníkoch tepla sa elektrolyt v lete ochladzuje (vodou z vodovodu) a v zime sa predhrieva pracovný roztok soli.
V elektrolýznych kúpeľoch sú titánové elektródy potiahnuté oxidom ruténia a irídia. Počas procesu elektrolýzy sa na elektródach ukladá vápnik a horčík, preto sa elektrolyzéry periodicky, ako sa tieto usadeniny tvoria, premývajú v uzavretom okruhu 4% roztokom kyseliny chlorovodíkovej (HCl).
V elektrolyzéri prebieha kontinuálna elektrolýza pracovného roztoku soli, ktorej výsledkom je chlórnan sodný. Trojpercentný roztok NaCl s konštantným objemovým prietokom 2,5 m3/h prúdi cez elektrolýzu, kým sa nedosiahne požadovaná koncentrácia NaClO (0,8 %). Chlórnan sodný vznikajúci v elektrolyzéroch sa skladuje v špeciálnych nádržiach na zabezpečenie zásobovania pre potreby čistiarní.
Chlórnan sodný s koncentráciou minimálne 8 g/l aktívneho chlóru vstupuje do zásobníka, odkiaľ je prečerpávaný do dávkovacích jednotiek umiestnených v blízkosti vstupných bodov činidla. Z nádob je chlórnan sodný privádzaný potrubným systémom dávkovacími čerpadlami do automatickej dávkovacej stanice do upravovanej vody.

Záver
Použitie nízko koncentrovaných roztokov chlórnanu sodného umožňuje zvýšiť bezpečnosť procesov čistenia vody vo vodárenských zariadeniach.

Kombinácia dezinfekcie upravenej vody nízkokoncentrovaným chlórnanom sodným (prvý stupeň) s ultrafialovým ožiarením pred dodávkou do mestskej vodovodnej siete (druhý stupeň) zaručuje plný súlad kvality vody z hľadiska mikrobiologických ukazovateľov so súčasnými normami a jej vysokou epidemiologickou bezpečnosť.

Pri uvažovaní o elektrolýze roztokov nesmieme stratiť zo zreteľa skutočnosť, že v každom vodnom roztoku sú okrem iónov elektrolytu aj ióny, ktoré sú tiež produktmi disociácie vody - H + a OH -. poli sa vodíkové ióny presúvajú ku katóde a hydroxylové ióny sa presúvajú na anódu. Na katóde sa teda môžu vybíjať katióny elektrolytu aj katióny vodíka. Podobne na anóde môžu byť vybité elektrolytové anióny aj hydroxylové ióny. Okrem toho môžu molekuly vody tiež podliehať elektrochemickej oxidácii alebo redukcii.

Pri zvažovaní katódových procesov vyskytujúcich sa počas elektrolýzy vodných roztokov je potrebné vziať do úvahy veľkosť potenciálu procesu redukcie vodíkových iónov. Tento potenciál závisí od koncentrácie vodíkových iónov a v prípade neutrálnych roztokov (pH=7) má hodnotu
φ=-0,059*7=-0,41 V. Z tohto je zrejmé, že ak je elektrolyt tvorený kovom, ktorého elektródový potenciál je oveľa kladnejší ako –0,41 V, potom sa kov uvoľní z neutrálneho roztoku na katóde. . Takéto kovy sa nachádzajú v rozsahu napätia blízko a za vodíkom (začínajúc približne od cínu). Naopak, v prípade elektrolytov, ktorých kov má potenciál výrazne zápornejší ako –0,41 V, sa kov neredukuje, ale uvoľňuje sa vodík. Medzi takéto kovy patria kovy na začiatku rozsahu napätia, približne až po titán. Nakoniec, ak je potenciál kovu blízky -0,41 V (kovy v strednej časti série - Zn, Cr, Fe, Ni), potom v závislosti od koncentrácie roztoku a podmienok elektrolýzy dôjde k redukcii kovu aj k vývoju vodík; Často sa pozoruje spoločná emisia kovu a vodíka.

2H20 + 2e - = H2 + 2OH -

4OH - = 02 + 2H20 + 4e -

a v kyslom alebo neutrálnom stave:

2H20 =02 + 4H++ 4e -

V uvažovaných prípadoch je elektrochemická oxidácia vody energeticky najvýhodnejším procesom. Anióny obsahujúce kyslík buď nie sú schopné oxidovať, alebo k ich oxidácii dochádza pri veľmi vysokých potenciáloch. Napríklad štandardný oxidačný potenciál iónu SO 4 2-

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

sa rovná 2,010 V, čo výrazne prevyšuje štandardný oxidačný potenciál vody (1,228 V). Štandardný oxidačný potenciál F - iónu má ešte väčšiu hodnotu (2,87 V).

2Cl - = 2Cl + 2e - (φ=1,359 V)

2H20 = 02 + 4H + + 4e - (φ = 1,228 V)

Uvažujme o niekoľkých typických prípadoch elektrolýzy vodných roztokov.

Elektrolýza roztoku CuCl 2 s inertnou anódou. Meď sa nachádza za vodíkom v sérii napätia; preto sa na katóde vybijú ióny Cu 2+ a uvoľní sa kovová meď. Chloridové ióny budú vybíjané na anóde.

Schéma elektrolýzy roztoku mel (II) chloridu:

Katóda ← Cu 2+ 2Cl - → Anóda

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

Elektrolýza roztoku K 2 SO 4 s inertnou anódou. Keďže draslík je v napäťovej sérii oveľa skôr ako vodík, na katóde sa uvoľní vodík a akumuluje sa OH -. Na anóde sa bude uvoľňovať kyslík a budú sa hromadiť ióny H +. Súčasne sa do katódového priestoru dostanú ióny K + a do anódového priestoru ióny SO 4 2-. Riešenie tak zostane vo všetkých jeho častiach elektricky neutrálne. Zásady sa však budú hromadiť v katódovom priestore a kyselina sa bude hromadiť v anodickom priestore.

Schéma elektrolýzy roztoku síranu draselného:

Katóda ← 4K + 2SO 4 2- → Anóda

4H20 + 4e - = 4OH - + 4H 2H20 = 4H + + 20 + 4e -

KOH 4H=2H220=02H2S04

Elektrolýza roztoku NiSO 4 s niklovou anódou. Štandardný potenciál niklu (-0,250 V) je o niečo väčší ako -0,41 V; Preto pri elektrolýze neutrálneho roztoku NiSO 4 na katóde dochádza najmä k vybíjaniu iónov Ni 2+ a k uvoľňovaniu kovu. Na anóde prebieha opačný proces - oxidácia kovu, pretože potenciál niklu je oveľa menší ako oxidačný potenciál vody a ešte viac oxidačný potenciál iónu SO 4 2-. V tomto prípade teda elektrolýza spočíva v rozpustení kovu anódy a jeho oddelení na katóde.

Schéma elektrolýzy roztoku síranu nikelnatého:

Katóda ← Ni 2+ SO 4 2- → Anóda

Ni2+ + 2e - =Ni Ni=Ni2+ + 2e -

Tento proces sa používa na elektrochemické čistenie niklu.

Faradayove zákony

1. Faradayov zákon.

Hmotnosť látky uvoľnenej na elektróde pri prechode elektrického prúdu cez roztok elektrolytu je priamo úmerná množstvu elektriny.

kde ∆m je množstvo zreagovanej látky; Q – množstvo elektriny; k e – koeficient úmernosti, ktorý vyjadruje, koľko látky zreagovalo pri prechode jednotkového množstva elektriny. Veličina k sa nazýva elektrochemický ekvivalent.

k=M/(N A z│e│)

kde z je valencia iónu; M je molárna hmotnosť látky uvoľnenej na elektróde; N A je Avogadrova konštanta. │e│= 1,6 10-19 Cl.

2. Faradayov zákon.

Podľa druhého Faradayovho zákona sa pre určité množstvo prejdenej elektriny pomer hmotností zreagovaných látok rovná pomeru ich chemických ekvivalentov:

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

Chemický ekvivalent prvku sa rovná pomeru časti hmotnosti prvku, ktorá pridáva alebo nahrádza v chemických zlúčeninách jednu atómovú hmotnosť vodíka alebo polovicu atómovej hmotnosti kyslíka k 1/12 hmotnosti C 12 atóm. Pojem „chemický ekvivalent“ sa vzťahuje aj na zlúčeniny. Chemický ekvivalent kyseliny sa teda číselne rovná jej molárnej hmotnosti vydelenej zásaditosťou (počet vodíkových iónov), chemický ekvivalent zásady je jej molárna hmotnosť vydelená kyslosťou (pre anorganickú zásadu - počet hydroxylových skupiny), chemickým ekvivalentom soli je jej molárna hmotnosť delená súčtom nábojov katiónov alebo aniónov.