У процесі електролізу соляної кислоти. Електроліз розплавів та розчинів електролітів. Завдання для учнів

ЕЛЕКТРОЛІЗ

розплавів та розчинів електролітів

Електролізом називається сукупність хімічних реакцій, що відбуваються під час проходження постійного електричного струму через електрохімічну систему, що складається з двох електродів та розплаву або розчину електроліту.

Хімічна сутність електролізу полягає в тому, що це окиснювально-відновна реакція, що протікає під дією постійного електричного струму, причому процеси окиснення та відновлення просторово розділені.

Катод – електрод, на якому відновлюються катіони чи вода. Він заряджений негативно.

Анод – електрод, на якому окислюються аніони чи вода. Він заряджений позитивно.

1. Електроліз розплавів солей, основ.

При електролізі розплавів на катоді завжди відновлюються катіони металу.

К(-): Меn+ + nē → Me0

Анодний процес визначається складом аніону:

а) Якщо аніон безкисневої кислоти (Cl-, Br-, I-, S2-), то анодного окислення піддається цей аніон і утворюється проста речовина:

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

б) Якщо анодного окислення піддається кисневмісний аніон (SO42-, SiO32-, HO - та ін), то при цьому неметал утворює оксид (без зміни свого ступеня окислення) і виділяється кисень.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + О2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + О2

A(+): 4РO43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + О2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + О2

приклад 1.1. Розплав солі ZnCl2

ZnCl2 û Zn2+ + 2Cl-

S: ZnCl2 електроліз Zn + Cl2

приклад 1.2. Розплав лугу NaOH

NaOH û Na+ + OH-

Сумарне рівняння електролізу отримують додаванням правих та лівих частин рівнянь за умови рівності електронів, що беруть участь у катодному та анодному процесах.

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

4 Na+ + 4 OH - електроліз 4 Na0 + O2 + 2H2O - іонне рівняння

4NaOH електроліз 4Na + 2H2O + O2 - молекулярне рівняння

приклад 1.3. Розплав солі Na2SO4

Na2SO4 2Na+ + SO42-

К(-): Na+ + 1 ē Þ Nao *4

A(+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na+ +2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 – іонне рівняння електролізу

2Na2SO4 електроліз 4Nao + O2 + 2SO3 – молекулярне рівняння

К А

приклад 1.4. Розплав солі AgNO3

AgNO3 = Ag+ + NO3-

К(-): Ag+ + 1 ē Þ Ago *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

4AgNO3 електроліз 4Ag + 2N2O5 +2O2

К А

Завдання для самостійної роботи . Скласти рівняння електролізу розплавів наступних солей: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Електроліз розчинів солей, гідроксидів та кислот.

Електроліз водних розчинів ускладнюється тим, що у процесах окислення та відновлення може брати участь вода.

Катодні процеси визначаються електрохімічною активністю катіону солі. Чим лівіше знаходиться метал у ряді напруги, тим важче його катіони відновлюються на катоді:

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

I групаIIгрупаIIIгрупа

Для катіонів металів до Al включно (I група) катодний процес – це відновлення водню з води:

(-)К: 2Н2О + 2? → Н2 + 2НО-

Для катіонів металів після водню (III група) катодний процес – це їх відновлення до металу:

(-) До: Меn+ + nē → Me0

Для катіонів металів, що стоять у ряді напруги від Mn до Н2 (II група), йдуть паралельно конкурентні процеси відновлення катіонів металів та водню з води:

(-) До: Меn+ + nē → Me0

2Н2О + 2? → Н2+ 2НО-

Який із цих процесів буде превалюючим, залежить від ряду факторів: активності Ме, рН розчину, концентрації солі, прикладеної напруги та умов електролізу.

Анодні процеси визначаються складом аніонів солей:

а) Якщо аніон безкисневої кислоти (Cl-, Br-, I-, S2- та ін), то окислюється він до простих речовин (за винятком F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

б) За наявності кисневмісного аніону (SO42-, CO32- і т. д. або OH-) анодного окислення піддається тільки вода:

A(+): 2H2O - 4? → O2 + 4H+

Розглянемо приклади, що ілюструють усі можливі варіанти:

Приклад 2.1 . Розчин солі KCl

К(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Cl2

å: 2H2O + 2Cl - електроліз H2 + 2OH - + Cl2 – іонне рівняння електролізу

2KCl + 2H2O електроліз H2 + 2KOH + Cl2 – молекулярне рівняння електролізу

К А

Приклад 2.2 . Розчин солі CuCl2

CuCl2 Cu2+ + 2Cl-

К(-): Cu2+ + 2e - Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Cl2

å: CuCl2 електроліз Cu + Cl2

приклад 2.3. Розчин солі FeCl2

FeCl2 Fe2+ + 2Cl-

Залізо відноситься до металів II групи, тому на катоді протікатимуть два паралельні процеси:

1-ий процес:

(-) До: Fe2+ + 2? → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fе2+ + 2Cl - ел-з Fe0 + Cl2 - іонне рівняння процесу

FeCl2 ел-з Fe0 + Cl2 - молекулярне рівняння процесу

Другий процес:

(-)К: 2Н2О + 2? → Н2+ 2ОН-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2Н2О + 2Cl - → Н2+ 2ОН - + Cl2 - іонне рівняння процесу

2Н2О + FeCl2 електроліз Н2+ Fe(ОН)2 + Cl2 – молекулярне рівняння.

Таким чином, у катодному просторіутворюватимуться Fe, Н2 і Fe(ОН)2 у різних співвідношеннях залежно від умов проведення електролізу.

Приклад 2.4 . Розчин солі Na2SO4.

Na2SO4 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - O2 + 4H+

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

å: 6H2O + 2Na2SO4електроліз 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

в катодному просторі в анодному просторі

При відключенні електричного струму та перемішуванні вмісту катодного та анодного простору підсумковий результат електролізу може бути представлений схемою:

2Н2О ел-з 2Н2 + О2,

так як луг прореагує з кислотою з утворенням 2 моль солі та 4 моль води.

Приклад 2.5 . Електроліз розчину CuSO4.

CuSO4 Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Cuo

A(+): 2H2O – 4e - O2 + 4H+

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

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

приклад 2.6. Електроліз розчину FeSO4

Оскільки залізо відноситься до II групи металів, то на катоді будуть паралельно йти два конкурентні процеси (дивись приклад 2.3), а на аноді окислюватиметься вода (дивись приклад 2.4):

1-ий процес:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" 2Fе2+ + 2Н2О ел-з 2 Fe + O2 + 4H+ - іонне рівняння процесу

2FeSO4 + 2Н2О ел-з 2 Fe + O2 + 2Н2SO4 – молекулярне рівняння

Другий процес:

К(+): 2Н2О + 2? → Н2+ 2ОН - *2

А(-): 2Н2О - 4? → О2+ 4Н+

6Н2О електроліз 2Н2+ 4ОH - + O2 + 4H+

6Н2О + 2FeSO4електроліз 2Н2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4 - молекулярне

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">І тільки у випадку, якщо процеси катодного відновлення катіонів металу і водню з води йдуть у рівних співвідношеннях , можна записати сумарне підсумкове рівняння реакції:

(-) До: Fe2+ + 2? → Fe0

2Н2О + 2? → Н2+ 2НО - всього 4 електрони

(+)A: 2H2O - 4? → O2 + 4H+

Fе2+ + 2Н2О + 2Н2О → Fe + Н2+ 2НО - + O2 + 4H+

2FeSO4 + 4Н2О ел-з Fe + Н2+ Fe(OH)2 + O2 + 2Н2SO4

катод анод

Після відключення струму та перемішування розчинів підсумкове рівняння буде наступним:

· Скласти рівняння електролізу розчинів K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Вирішити завдання. Для аналізу вміст домішки NaCl в технічному NaOH 40 г препарату розчинили у воді і піддали електролізу до повного окислення іонів хлору. При цьому на аноді виділилося 601 мл Cl2 при температурі 200С та нормальному тиску. Обчисліть масову частку домішки NaCl до NaOH.

3. Електроліз c розчинний ы м анодом

Вище були розглянуті приклади електролізу водних розчинів солей з інертним анодом, тобто таким, що не бере хімічної участі в анодному процесі. Такі електроди виготовляються з неактивних шляхетних металів, наприклад Pt, Ir або використовуються вугільні електроди. Якщо ж використовують розчинні аноди, наприклад Cu-анод, Zn-анод, то анодний процес істотно видозмінюється, тому що сам анод окислюється. На аноді з 2-х конкурентних йде процес з меншим потенціалом: для окислення міді Е0 = - 0,34 В, для окислення цинку E0 = - 0.76 а для окислення Cl-аніону Е0 = + 1,36 В.

Приклад 3.1. Електроліз водного розчину солі CuCl2 з розчинним анодом:

Катод (-): Cu-анод (+):

Сu2+ + 2? → Cu0 Сu0 - 2? → Cu2+

Таким чином, відбувається ніби рафінування мідного анода: він розчиняється, домішки залишаються в анодному просторі, а чиста мідь осаджується на катоді. Хлор-аніон у своїй не окислюється, а накопичується у анодному просторі.

Приклад 3.2. Електроліз водного розчину солі KCl з Cu-анодом:

Cu-анод (+): Cu0 - 2? → Cu2+

На катоді спочатку починає відновлюватися водень з води, але поява Cu2+ в розчині робить дві реакції катодного відновлення конкурентними:

К(-): 2Н2О + 2? → Н2+ 2НО - Е0 = - 0,828 В

Сu2+ + 2? → Cu0 Е0 = + 0,34 В

В результаті переважно протікає та, що характеризується вищим потенціалом, тобто відновлення Сu2+ до Cu0.

Таким чином, і в цьому випадку відбуватиметься розчинення Cu-аноду: Сu0 - 2ē → Cu2+, а на катоді катіони міді, що утворилися, будуть відновлюватися: Сu2+ + 2ē → Cu0. Сіль KCl потрібна лише збільшення електропровідності розчину, а безпосередньої участі в окислювально-відновних процесах вона бере.

Завдання для самостійної роботи.Розгляньте електроліз CuSO4 із Cu-анодом, Na2SO4 c Сu-анодом.

Електроліз - це сукупність процесів, що протікають у розчині або розплаві електроліту, при пропущенні через нього електричного струму. Електроліз одна із найважливіших напрямів у електрохімії.

Електроліз протікає лише у середовищах, які проводять електричний струм. Здатність проводити струм мають також водні розчини основ і солей. Безводні кислоти – дуже погані провідники, але водні розчини кислот добре проводять струм. Розчини кислот, основ і солей в інших рідинах у більшості випадків струму не проводять, так само не проводять струму водні розчини цукру, спирту, гліцерину та інші розчини з нормальним осмотичним тиском.

Електричний струм, проходячи через розчини, викликає в них хімічні зміни, що виражаються в тому, що з розчинів виділяються продукти розкладання розчиненої речовини або розчинника. Речовини, розчини, які проводять електричний струм, отримали назви електролітів. Електролітами є кислоти, основи та солі.

Хімічний процес, що відбувається під час пропускання струму через розчин електроліту, називається електролізом. Досліджуючи продукти, що виділяються у електрода, при електролізі кислот, основ і солей, встановили, що у катодів завжди виділяються метали і водень, а у анода кислотні залишки або гідроксильні групи, які потім зазнають подальших змін. Таким чином, первинними продуктами електролізу виявляються ті ж частини кислот, основ і солей, які при реакціях обміну не змінюються, переходять з однієї речовини в іншу.

Прикладом електролізу може бути електроліз розплаву хлориду магнію. При проходженні струму через розплав MgCl2 катіони магнію дією електричного поля рухаються до негативного електрода. Тут, взаємодіючи з електронами, що приходять по зовнішньому ланцюгу, вони відновлюються.

Аніони хлору переміщаються до позитивного електрода, і, віддаючи надлишкові електрони, окислюються. При цьому первинним процесом є власне електрохімічна стадія - окислення іонів хлору:

а вторинним - зв'язування атомів хлору, що утворюються, в молекули:

Складаючи рівняння процесів, що протікають у електродів, отримаємо сумарне рівняння окисно-відновної реакції, що відбувається при електролізі розплаву MgCl2:

Mg2+ + 2Cl-l=Mg + Cl2

Ця реакція не може протікати спонтанно; енергія, необхідна її здійснення, надходить від зовнішнього джерела струму.

Як і у разі хімічного джерела електричної енергії, електрод, на якому відбувається відновлення, називається катодом; електрод, у якому відбувається окислення, називається анодом. Але при електролізі катод заряджений негативно, а анод-позитивно, тобто. розподіл знаків заряду електродів протилежний тому, що є при роботі гальванічного елемента. При електролізі хімічна реакція здійснюється за рахунок енергії електричного струму, що підводиться ззовні, у той час як при роботі гальванічного елемента енергія хімічної реакції, що мимоволі протікає в ньому, перетворюється на електричну енергію.

При розгляді електролізу розчинів не можна забувати, що, крім іонів електроліту, у кожному водному розчині є ще іони, що є ще продуктами дисоціації води - Н+ і ОН-. В електролітичному полі іони водню переміщуються до катода, а гідроксилу - до анода. Таким чином, у катода можуть розряджатися як катіони електроліту, так і катіони водню. Аналогічно в анода може відбуватися розряд аніонів електроліту, так і іонів гідроксилу. Крім того, молекули води також можуть зазнавати електрохімічного окислення або відновлення.

Які саме електрохімічні процеси протікатимуть у електродів при електролізі, насамперед залежатиме від співвідношення електродних потенціалів відповідних електрохімічних систем. Це означає, що на катоді відновлюватимуться окислені форми електрохімічних систем. З кількох можливих процесів протікатиме той, здійснення якого пов'язане з мінімальною витратою енергії. Це означає, що на катоді відновлюватимуться окислені форми електрохімічних систем, що мають найбільший електродний потенціал, а на аноді окислюватимуться відновлені форми систем з найменшим електродним потенціалом. На перебіг деяких електрохімічних процесів надає гальмівну дію матеріал електрода.

ц = -0,059 * 7 = -0,41 В.

Звідси зрозуміло, що якщо електроліт утворений металом, електродний потенціал якого значно позитивніший, ніж -0,41, то з нейтрального розчину у катода виділятиметься метал. Такі метали знаходяться у ряді напруг поблизу водню (починаючи приблизно від олова) та після нього. Навпаки, у разі електролітів, метал яких має потенціал значно більш негативний, ніж -0,41, метал відновлюватися не буде, а відбудеться виділення водню. До таких металів відносяться метали початку ряду напруг приблизно до титану. Нарешті, якщо потенціал металу близький до величини -0,41 (метали середньої частини ряду - Zn, Cr, Fe, Ni), то в залежності від концентрації розчину та умов електролізу можливе як відновлення металу, так і виділення водню; нерідко спостерігається спільне виділення металу та водню.

Електрохімічне виділення водню із кислих розчинів відбувається внаслідок розряду іонів водню. У разі нейтральних або лужних середовищ воно є результатом електрохімічного відновлення води:

2Н2О + 2е- = Н2 + 2ОН-.

Таким чином, характер катодного процесу при електроліз водних розчинів визначається насамперед положенням відповідного металу в ряду напруг. У ряді випадків велике значення мають рН розчину, концентрація іонів металу та інші умови електролізу.

При розгляді анодних процесів слід на увазі, що матеріал анода в ході електролізу може окислюватися. У зв'язку з цим розрізняють електроліз з інертним анодом та електроліз з активним анодом. Інертним називається анод, матеріал якого не зазнає окиснення в ході електролізу. Активним називається анод, матеріал якого може окислюватися під час електролізу. Як матеріали для інертних анодів частіше застосовують графіт вугілля, платину.

На інертному аноді при електролізі водних розчинів лугів, кисневмісних кислот та їх солей, а також фтористоводневої кислоти та фторидів відбувається електрохімічне окиснення води з виділенням кисню. Залежно від рН розчину цей процес протікає по-різному і може бути записаний різними рівняннями. У лужному середовищі рівняння має вигляд:

4ОН- =О2 + 2Н2О + 4е-,

а в кислій або нейтральній:

2Н2О = О2 + 4Н + + 4е-

У випадках електрохімічне окислення води є енергетично найбільш вигідним процесом. Кисневмісні аніони або не здатні окислюватися, або їх окислення відбувається при дуже високих потенціалах. Наприклад, стандартний потенціал окислення іона SO42-2SO22- = S2O82- + 2e-

дорівнює 2,010, що значно перевищує стандартний потенціал окислення води (1,228 В). Стандартний потенціал окислення іона F має ще більше значення (2,87 В).

При електролізі водних розчинів безкисневих кислот та їх солей (крім HF та фторидів) у анода розряджаються аніони. Зокрема, при електролізі розчинів HI, HBr, HCl та їх солей у анода виділяється відповідний галоген. Зазначимо, що виділення хлору при електролізі HCl та її солей суперечить взаємному положенню систем

2Cl- =2Cl + 2e- (ц=1,359 В),

і 2Н2О = О2 + 4Н + + 4е-(ц = 1,228 В)

у ряді стандартних електродних потенціалів. Ця аномалія пов'язана зі значним перенапругою другого з цих двох електродних процесів - матеріал анода гальмує на процес виділення кисню.

У разі активного анода число конкуруючих окисних процесів зростає до трьох: електрохімічне окиснення води з виділенням кисню, розряд аніону (тобто його окиснення) та електрохімічне окиснення металу анода (так зване анодне розчинення металу). З цих можливих процесів йтиме той, який енергетично найвигідніший. Якщо метал анода розташований у ряді стандартних потенціалів раніше за інші електрохімічні системи, то спостерігатиметься анодне розчинення металу. В іншому випадку йтиме виділення кисню або розряд аніону.

Розглянемо типовий випадок електролізу водних розчинів.

Електроліз розчину CuCl2 з інертним анодом. Мідь у ряді напруг розташована після водню; тому у катода відбуватиметься розряд іонів Cu2+ та виділення металевої міді. У анода розряджатимуться хлорид-іони.

Схема електролізу розчину хлориду міді (II):

Катод Анод

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

Чинники, від яких залежить електроліз

Ефективність електролізу оцінюють рядом факторів, до яких відносяться: сила струму, напруга, щільність струму, ККД джерела струму, вихід струму, вихід речовини, коефіцієнт корисної дії електроенергії (вихід енергії), витрата електроенергії на одиницю отриманого продукту.

Сила струму чи навантаження на електролізер характеризують його продуктивність. Чим вище сила струму, що пропускається через електролізер, тим більше продукту можна отримати при експлуатації даного електролізера. Спостерігається тенденція до створення потужних електролізерів, розрахованих у деяких випадках на десятки і сотні тисяч Ампер (виробництво хлору, алюмінію тощо) напруга на електролізер складається з кількох складових:

U = ea-ek + ?ea + ?ek + eел.-eдіафр. + eконт.

де: U - загальна напруга на комірці; ea та ek - рівноважні потенціали анодної та катодної реакції; ел. та eдіафр - падіння напруги в електроліті та в діафрагмі; eконт.--падіння напруги в контактах. Сума ea-ek називається напругою розкладання. Ця величина відповідає витраті електроліз електроенергії, яка йде безпосередньо зміну внутрішньої енергії речовин.

При електролізі прагнуть зменшення напруги на комірці рахунок величини поляризації і омічного стану балансу напруги, тобто доданків, зумовлених незворотністю процесу. Напруга розкладання зумовлена природою реагуючої речовини, а тому не може бути змінена. Значення?ek і?ea можуть бути змінені в залежності від характеру електрохімічної реакції, що протікає на електроді, шляхом перемішування, підвищення температури електроліту, зміни стану поверхні електрода і за рахунок інших факторів.

Падіння напруги в електроліті, що виражається рівнянням

де с - питомий опір електроліту, Ом см, l - відстань між електродами, см (без урахування діафрагми), S - площа поперечного перерізу електроліту, через яку проходить електричний струм см2, може бути зменшено, як випливає з наведеного виразу, зближення електродів, введенням в розчин більш електронегативних добавок, а також підвищенням температури.

Якщо електроліз супроводжується утворенням газів, то наведений вираз не завжди точно відповідає падінню напруги в електроліті. Це тим, що бульбашки газів, що виділяються на електродах, зменшують активний переріз електроліту S і подовжують шлях струму від одного електрода до іншого. Це явище називається газонаповнення, яке може бути визначено як відношення обсягу займаного в даний момент бульбашкою повітря до загального обсягу електролітичної комірки. Вплив газонаповнення на електропровідність електроліту може бути враховано за допомогою наступного виразу:

с/с0=1-1.78ц+ц2,

де з і с0 - відповідно питомі опори суцільного та газонаповненого електроліту, ц - газонаповнення.

Величина ц може бути зменшена підвищенням температури, а також спеціальним пристроєм електродів, що забезпечують вільне видалення газів з комірки.

Коефіцієнтом корисного використання напруги називається відношення напруги розкладання до загальної напруги на ванні:

знапр = (ea-ek) / U

Щільністю струму називається відношення сили, що проходить через електроліт струму до величини поверхні електрода; вимірюють А/см2 (дм2 або м2). У промисловості працюють із різними щільностями струму - від кількох сотень А/см2 (гальваностегія, гідроелектрометалургія, виробництво Хлору) до кількох тисяч А/см2 (електроліз розплавів, електросинтез тощо)

Розмір щільності струму характеризує кількість продукту, одержуваного з одиниці електродної поверхні, тобто. продуктивність електролізера. Тому, якщо підвищення щільності струму не викликає падіння виходу продукту електроліз, прагнуть проведення процесу з максимально можливими щільностями струму. Однак при виборі оптимальних значень густин струму в деяких випадках необхідно брати до уваги збільшення собівартості продукту за рахунок підвищення витрати електроенергії на електроліз внаслідок збільшення напруги зі зростанням густини струму. При електролізі струм, який пропускають через електроліт, може витрачатися кілька паралельних електрохімічних реакцій. Наприклад, при електролізі водних розчинів реакцій електрохімічного окислення або відновлення, супроводжує реакція розкладання води на О2 і Н2, що виділяються відповідно на аноді та катоді. При електролізі, кріоліт-глиноземних розплавів струм у певних умовах може витрачатися не тільки на виділення алюмінію, а й на утворення на катоді металевого натрію.

Отже, струм, що пропускається через електроліт, розподіляється між декількома процесами, що протікають на даному електроді одночасно:

I=i1+i2+i3+…+i n

де: I - струм, що протікає через електролізер; i1 і i2 - струм, що витрачається в одиницю на першу та другу електролітичну реакцію.

Для того щоб враховувати ефективність використання пропущеної через електролізер кількості електрики на утворення того чи іншого продукту, вводиться поняття виходу по струму.

Вихід за струмом - відношення кількості теоретично необхідної для отримання

тієї чи іншої кількості електрики до практично витраченої кількості електрики. З метою зменшення витрат електроенергії на побічні електрохімічні реакції та підвищення струму прагнуть проводити електроліз у умовах, у яких утруднено розкладання розчинника, тобто. велика поляризація при окисленні або відновленні розчинника (наприклад, перенапруга кисню або водню). Це досягається підвищенням густини струму, зміною температури електроліту, підбором матеріалу електроліту і т.д.

Вихід по речовині - це відношення кількості отриманого в результаті електрохімічних реакцій продукту до кількості, яка повинна утворитися теоретично, виходячи з даного завантаження вихідного продукту. ККД використання електроенергії (вихід з енергії) - це відношення теоретично необхідного для отримання одиниці кількості речовини електроенергії до практично витраченого. Теоретично необхідна кількість електроенергії - та кількість її, яка була б необхідною для отримання одиниці кількості речовини, якби процес відбувався зі 100% виходом по струму і при напрузі, що дорівнює напрузі розкладання. Отже, вихід енергії може бути визначений за формулою:

зе = Wп / N = струму * знапр

Вихід по струму струму і по речовині, а також коефіцієнт корисної дії використання електроенергії знапр зазвичай вимірюють у відсотках. Витрата електроенергії зазвичай відносять до одиниці виробленої кількості продукту вимірюють в ч/кг або квт ч/т. Для розрахунку витрати електроенергії постійного струму на 1т виробленого електролізом продукту можна скористатися такою формулою:

W=1*106*U/k струму *1000

де: W - Витрата електроенергії постійного струму кВтг/т; U – напруга на електролізері, В; k елктрохімічний еквівалент, грам/а*r; струму - вихід струмом, частки одиниці; 1000 - коефіцієнт для переведення вт * год квт * год.

Витрата електроенергії змінного струму на одиницю виробленого продукту може бути визначений розподілом витрати електроенергії постійного струму на ту саму кількість коефіцієнта при утворенні змінного струму постійний.

Між часом пропускання через розчин або розплав електроліту електричного струму (кількістю електрики) і кількістю речовини, що утворюється і витрачається є суворі кількісні співвідношення.

Застосування електролізу

Електроліз широко застосовується у різних галузях промисловості. У хімічній промисловості електроліз отримують такі важливі продукти як хлор і луги, хлорати і перхлорати, надсерную кислоту і персульфати, перманганат калію, органічні сполуки, хімічно чисті водень, кисень, фтор і ряд інших цінних продуктів.

У кольоровій металургії електроліз використовується для рафінування металів, для вилучення металів із руд. Метали, які не можуть бути виділені з водних розчинів внаслідок високого негативного потенціалу отримують в кольоровій металургії електролізом розплавлених середовищ, як яких служать солі цих металів, що містять добавки різних сполук, що вводяться з метою зниження температури плавлення розплаву, підвищення електропровідності і т.д. До металів, одержуваних електролізом розплавлених середовищ відносяться алюміній, магній, цирконій, титан, уран, берилій і ряд інших металів.

Електроліз застосовують у багатьох галузях машинобудування, радіотехніки, електронної, поліграфічної промисловості для нанесення тонких покриттів металів на поверхню виробів для захисту від корозії, надання декоративного вигляду, підвищення зносостійкості, жаростійкості, отримання металевих копій.

Незважаючи на велику різноманітність електролітів, електродів, електролізерів, загальні проблеми технічного електролізу. До них слід зарахувати перенесення зарядів, тепла, маси, розподіл електричних полів. Для прискорення процесу перенесення доцільно збільшувати швидкість всіх потоків і застосовувати примусову конвекцію. Електродні процеси можуть контролюватись шляхом вимірювання граничних струмів.

Електроліз, як очевидно, може бути методом управління лише в електролітних (токопровідних) системах, відносна кількість яких не така вже й велика.

Що таке електроліз? Для простішого розуміння відповіді це питання давайте уявимо будь-яке джерело постійного струму. У кожного джерела постійного струму завжди можна знайти позитивний та негативний полюс:

Приєднаємо до нього дві хімічно стійкі електропровідні пластини, які назвемо електродами. Пластину, приєднану до позитивного полюса, назвемо анодом, а до негативного катодом:

Хлорид натрію є електролітом, при його розплавленні відбувається дисоціація на катіони натрію та хлорид-іони:

NaCl = Na + + Cl −

Вочевидь, що заряджені негативно аніони хлору попрямують до позитивно зарядженому електроду – аноду, а позитивно заряджені катіони Na + попрямують негативно зарядженому електроду – катоду. Внаслідок цього і катіони Na + та аніони Cl – розрядяться, тобто стануть нейтральними атомами. Розрядка відбувається за допомогою придбання електронів у разі іонів Na + та втрати електронів у разі іонів Cl − . Тобто на катоді протікає процес:

Na + + 1e − = Na 0 ,

А на аноді:

Cl − − 1e − = Cl

Оскільки кожен атом хлору має за неспареним електроном, одиночне існування їх невигідне і атоми хлору об'єднуються в молекулу двох атомів хлору:

Сl∙+∙Cl=Cl2

Таким чином, сумарно, процес, що протікає на аноді, правильніше записати так:

2Cl − − 2e − = Cl 2

Тобто ми маємо:

Катод: Na + + 1e − = Na 0

Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2

Підіб'ємо електронний баланс:

Na + + 1e − = Na 0 |∙2

2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<

Складемо ліві та праві частини обох рівнянь напівреакцій, Отримаємо:

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

Скоротимо два електрони аналогічно тому, як це робиться в алгебрі отримаємо іонне рівняння електролізу:

2NaCl (ж.) => 2Na + Cl 2

Розглянутий вище випадок є з теоретичної точки зору найбільш простим, оскільки в розплаві натрію хлориду з позитивно заряджених іонів були тільки іони натрію, а з негативних - тільки аніони хлору.

Інакше кажучи, ні катіонів Na + , ні аніонів Cl − не було «конкурентів» за катод і анод.

А що буде, наприклад, якщо замість розплаву хлориду натрію струм пропустити через його водний розчин? Дисоціація натрію хлориду спостерігається і в цьому випадку, але стає неможливим утворення металевого натрію у водному розчині. Адже ми знаємо, що натрій – представник лужних металів – вкрай активний метал, що реагує з водою дуже бурхливо. Якщо натрій не здатний відновитися в таких умовах, що тоді відновлюватиметься на катоді?

Згадаймо будову молекули води. Вона є диполь, тобто у неї є негативний і позитивний полюси:

Саме завдяки цій властивості вона здатна «обліплювати» як поверхню катода, так і поверхню анода:

При цьому можуть відбуватися процеси:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Таким чином, виходить, що якщо ми розглянемо розчин будь-якого електроліту, то побачимо, що катіони та аніони, що утворюються при дисоціації електроліту, конкурують з молекулами води за відновлення на катоді та окислення на аноді.

То які ж процеси відбуватимуться на катоді та на аноді? Розрядка іонів, що утворилися під час дисоціації електроліту чи окислення/відновлення молекул води? Чи, можливо, відбуватимуться всі ці процеси одночасно?

Залежно від типу електроліту при електролізі його водного розчину можливі різні ситуації. Наприклад, катіони лужних, лужноземельних металів, алюмінію та магнію просто не здатні відновитися у водному середовищі, так як при їх відновленні повинні були б виходити відповідно лужні, лужноземельні метали, алюміній або магній, тобто. метали, що реагують із водою.

У такому разі є можливим лише відновлення молекул води на катоді.

Запам'ятати те, який процес протікатиме на катоді при електролізі розчину будь-якого електроліту можна, дотримуючись наступних принципів:

1) Якщо електроліт складається з катіону металу, який у вільному стані у звичайних умовах реагує з водою, на катоді йде процес:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Це стосується металів, що знаходяться на початку низки активності Al включно.

2) Якщо електроліт складається з катіону металу, який у вільному вигляді не реагує з водою, але реагує з кислотами неокислювачами, йдуть одразу два процеси, як відновлення катіонів металу, так і молекул води:

Me n+ + ne = Me 0

До таких металів відносяться метали, що знаходяться між Al та Н у ряду активності.

3) Якщо електроліт складається з катіонів водню (кислота) або катіонів металів, що не реагують з кислотами неокислювачами - відновлюються тільки катіони електроліту:

2Н + + 2е − = Н 2 – у разі кислоти

Me n + + ne = Me 0 – у разі солі

На аноді тим часом ситуація така:

1) Якщо електроліт містить аніони безкисневих кислотних залишків (крім F −), то аноді йде процес їх окислення, молекули води не окислюються. Наприклад:

2Сl − − 2e = Cl 2

S 2- − 2e = S o

Фторид-іони не окислюються на аноді, оскільки фтор не здатний утворитися у водному розчині (реагує з водою).

2) Якщо до складу електроліту входять гідроксид-іони (луги) вони окислюються замість молекул води:

4ОН − − 4е − = 2H 2 O + O 2

3) У разі того, якщо електроліт містить кисневмісний кислотний залишок (крім залишків органічних кислот) або фторид-іон (F −) на аноді йде процес окислення молекул води:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

4) У разі кислотного залишку карбонової кислоти на аноді йде процес:

2RCOO − − 2e − = R-R + 2CO 2

Давайте потренуємося записувати рівняння електролізу для різних ситуацій:

Приклад №1

Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі розплаву хлориду цинку, а також загальне рівняння електролізу.

Рішення

При розплавленні хлориду цинку відбувається його дисоціація:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl −

Далі слід звернути увагу, що електролізу піддається саме розплав хлориду цинку, а чи не водний розчин. Інакше кажучи, без варіантів, на катоді може відбуватися відновлення катіонів цинку, але в аноді окислення хлорид-ионов т.к. відсутні молекули води:

Катод: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1

Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1

ZnCl 2 = Zn + Cl 2

Приклад №2

Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину хлориду цинку, а також загальне рівняння електролізу.

Оскільки в даному випадку електролізу піддається водний розчин, то в електролізі, теоретично, можуть брати участь молекули води. Так як цинк розташований у ряді активності між Al і Н, то це означає, що на катоді відбуватиметься як відновлення катіонів цинку, так і молекул води.

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Zn 2+ + 2e − = Zn 0

Хлорид-іон є кислотним залишком безкисневої кислоти HCl, тому в конкуренції за окислення на аноді хлорид-іони «виграють» у молекул води:

2Cl − − 2e − = Cl 2

У даному конкретному випадку не можна записати сумарне рівняння електролізу, оскільки невідоме співвідношення між воднем і цинком, що виділяються на катоді.

Приклад №3

Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину нітрату міді, а також загальне рівняння електролізу.

Нітрат міді в розчині знаходиться в продісоційованому стані:

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 −

Мідь знаходиться в ряду активності правіше водню, тобто на катоді відновлюватимуться катіони міді:

Cu 2+ + 2e − = Cu 0

Нітрат-іон NO 3 − — кисневмісний кислотний залишок, це означає, що в окисленні на аноді нітрат іони «програють» у конкуренції молекулам води:

2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H +

Таким чином:

Катод: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2

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

Отримане в результаті додавання рівняння є іонним рівнянням електролізу. Щоб отримати повне молекулярне рівняння електролізу потрібно додати по 4 нітрат іону в ліву та праву частину отриманого іонного рівняння як протиіони. Тоді ми отримаємо:

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

Приклад №4

Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину ацетату калію, а також загальне рівняння електролізу.

Рішення:

Ацетат калію у водному розчині дисоціює на катіони калію та ацетат-іони:

СН 3 СООК = СН 3 СОО − + К +

Калій є лужним металом, тобто. знаходиться у ряді електрохімічного ряду напруг на самому початку. Це означає, що його катіони не здатні розряджатися на катоді. Натомість відновлюватимуться молекули води:

2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2

Як було зазначено вище, кислотні залишки карбонових кислот «виграють» у конкуренції за окислення у молекул води на аноді:

2СН 3 СОО − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Таким чином, підвівши електронний баланс і склавши два рівняння напівреакцій на катоді та аноді отримуємо:

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

Анод: 2СН 3 СОО − − 2e − = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 |∙1

2H 2 O + 2СН 3 СОО − = 2OH − + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Ми отримали повне рівняння електролізу у іонному вигляді. Додавши по два іони калію в ліву та праву частину рівняння та склавши з протиіонами ми отримуємо повне рівняння електролізу в молекулярному вигляді:

2H 2 O + 2СН 3 СООК = 2KOH + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Приклад №5

Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину сірчаної кислоти, а також загальне рівняння електролізу.

Сірчана кислота дисоціює на катіони водню та сульфат-іони:

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

На катоді відбуватиметься відновлення катіонів водню H + , а на аноді окислення молекул води, оскільки сульфат-іони є кисневмісними кислотними залишками:

Катод: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2

Анод: 2H 2 O – 4e − = O 2 + 4H + |∙1

4Н + + 2H 2 O = 2H 2 + O 2 + 4H +

Скоротивши іони водню в лівій та правій та лівій частині рівняння отримаємо рівняння електролізу водного розчину сірчаної кислоти:

2H 2 O = 2H 2 + O 2

Як бачимо, електроліз водного розчину сірчаної кислоти зводиться до електролізу води.

Приклад №6

Напишіть рівняння процесів, що протікають на катоді та аноді при електролізі водного розчину гідроксиду натрію, а також загальне рівняння електролізу.

Дисоціація гідроксиду натрію:

NaOH = Na + + OH −

На катоді відновлюватимуться лише молекули води, оскільки натрій – високоактивний метал, на аноді лише гідроксид-іони:

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

Анод: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1

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

Скоротимо дві молекули води ліворуч і праворуч і 4 гідроксид-іони і приходимо до того, що, як і у разі сірчаної кислоти, електроліз водного розчину гідроксиду натрію зводиться до електролізу води.

Хлорування

Застосування гіпохлориту натрію (NaClO) обумовлено його хімічною здатністю до нейтралізації цілого ряду шкідливих мікроорганізмів. Його бактерицидні властивості спрямовані на знищення цілого ряду небезпечних грибків та бактерій.

Щоб отримати гіпохлорит натрію, необхідно провести процес хлорування їдкого натру (NaOH) за допомогою молекулярного хлору (Cl).

Принцип дії гіпохлориту натрію (NaClO) досить простий, оскільки ця речовина має високі біоцидні (біоцид – хімічні засоби, призначені для боротьби зі шкідливими чи хвороботворними мікроорганізмами) властивості. Коли гіпохлорит натрію (NaClO) потрапляє у воду, він починає активно розкладатися, утворюючи при цьому активні частинки у вигляді радикалів та кисню. Радикали гіпохлориту натрію (NaClO) спрямовані проти шкідливих мікроорганізмів. Активні частинки гіпохлориту натрію (NaClO) починають руйнувати зовнішню оболонку або біоплівку мікроорганізму, таким чином, це призводить до остаточної загибелі різних патогенних грибків, вірусів та бактерій. Хімічний склад гіпохлориту натрію спрямований на знезараження та дезінфекцію води. Тому ця речовина займає важливе місце у багатьох сферах людського життя. Світові дослідження показують, що гіпохлорит натрію (NaClO) для дезінфекції застосовують у 91% випадків, решта 9% включають гіпохлорит калію або літію. Але щоб ця речовина дала результат та користь у побуті, необхідно уважно стежити за концентрацією розчину.
Хлорування виявилося найпростішим і найдешевшим способом знезараження води, тому швидко поширилося по світу. Зараз можна сказати, що традиційним методом знезараження питної води, прийнятим у всьому світі (у 99 випадків зі 100), є саме хлорування, і сьогодні для хлорування води щорічно витрачають сотні тисяч тонн хлору. Наприклад, у Росії хлоруванню піддається понад 99% води з цією метою використовують у середньому на рік близько 100 тис. тонн хлору.

У існуючій практиці знезараження питної води хлорування використовується найчастіше як найбільш економічний та ефективний метод у порівнянні з будь-якими іншими відомими методами, оскільки це єдиний спосіб, що забезпечує мікробіологічну безпеку води у будь-якій точці розподільчої мережі у будь-який момент часу завдяки ефекту післядії хлору.
Добре відомо, що хлор (Cl), реагуючи з водою, утворює не «хлорну воду» (як вважалося раніше), а хлорнувату кислоту ( HClO) – перша речовина, одержана хіміками, яка містила активний хлор.
З рівняння реакції: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O,слід, що теоретично з 52,5 р. чистої HClOможна отримати 71 г Cl 2, тобто хлорноваста кислота містить 135,2% активного хлору. Але ця кислота є нестійкою: максимально можлива її концентрація в розчині – не більше 30%.
Хлор легко розчиняється у воді, вбиваючи у ній все живе. Як було встановлено після змішування газоподібного хлору з водою у водному розчині встановлюється рівновага:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Далі відбувається дисоціація (дисоціація це розпад частки (молекули, радикала, іона), на кілька більш простих частинок) хлорноватої кислоти, що утворилася. НОСl ↔ Н+ + ОСl –
Наявність хлорноватистої кислоти у водних розчинах хлору і аніони, що виходять в результаті її дисоціації ОСl -мають сильні бактерицидні властивості (це здатність знищувати мікроорганізми). При цьому з'ясувалося, що вільна хлорновата кислота майже в 300 разів більш активна, ніж гіпохлорит-іони ClO –. Пояснюється це унікальною здатністю HClOпроникати у бактерії через їхні мембрани. Крім того, як ми вже вказували, хлорновата кислота схильна до розкладання на світлі:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → Про 2 + HCl
з утворенням хлористоводневої кислоти та атомарного (синглетного) кисню (як проміжну речовину), який є найсильнішим окислювачем.

Процес хлорування.

На станції водопідготовки хлор поставляється у зрідженому стані у спеціалізованих контейнерах різною місткістю, балонах малого та середнього об'єму. Але для знезараження води застосовується хлор у газоподібному стані. Газоподібний хлор отримують з рідкого шляхом його випаровування в змійникових випарниках, що являють собою вертикальні циліндричні апарати з розміщеними всередині змійовиками, якими проходить рідкий хлор. Дозування отриманого газоподібного хлору у воду провадиться через спеціальні пристрої – вакуумні хлоратори.
Після введення хлору в воду, що обробляється, повинні бути забезпечене хороше змішування його з водою і достатня тривалість його контакту з водою (не менше 30 хв) до подачі води споживачеві. Слід зазначити, що вода перед хлоруванням повинна бути вже підготовленою і, як правило, хлорування зазвичай виробляють перед надходженням освітленої води в резервуар чистої води, де забезпечується необхідний час контакту.

Основними перевагами застосування для знезараження води газоподібним хлором
є:

низька собівартість процесу знезараження води;
простота проведення процесу хлорування;
висока дезінфікуюча здатність газоподібного хлору;
хлор впливає як на мікроорганізми, а й окислює органічні і неорганічні речовини;
хлор усуває присмаки та запахи води, її кольоровість, не сприяє збільшенню каламутності.

Однак хлор є сильно діючою отруйною речовиною, що відноситься до другого класу небезпеки. Газоподібний хлор - сильний окислювач, підтримує горіння багатьох органічних речовин, пожежонебезпечний при контакті з горючими речовинами. Скипидар, титан і порошки металів в атмосфері хлору здатні самозайматися за кімнатної температури. З воднем хлор утворює вибухонебезпечні суміші.
Іноді витрати на безпеку при хлоруванні перевищують витрати на власне хлорування води.

У цьому плані застосування гіпохлориту натрію як хлор агента при хлоруванні води є гарною альтернативою газоподібному хлору.

Електроліз

Найбільш дешевим, простим і безпечним є спосіб отримання дезінфікуючих розчинів гіпохлориту натрію шляхом електролізу водного розчину хлориду натрію (NaCl) та його взаємодії з лугом в тому самому апараті – електролізері.

На фотографіях показаний електролізер. Насос дозатор Seko для дозування гіпохлориту натрію та герметичний насос Argal для перекачування розсолу NaCl

Зберігаючи всі переваги методу хлорування із застосуванням рідкого хлору, знезараження електролітичним гіпохлоритом натрію дозволяє уникнути основних труднощів транспортування та зберігання токсичного газу.
Використання низько концентрованих розчинів гіпохлориту натрію підвищує безпеку виробничого процесу знезараження води порівняно з рідким хлором та висококонцентрованим розчином гіпохлориту натрію.
Сировиною для виробництва гіпохлориту натрію служить кухонна сіль. Оскільки реагент використовується безпосередньо на місці отримання відпадає необхідність транспортування.
Технологічний процес виробництва гіпохлориту натрію включає наступні операції:

Приготування насиченого розчину кухонної солі.
Основний процес одержання гіпохлориту натрію електролізом.

При електролізі розчину хлориду натрію відбуваються наступні реакції:
на катоді: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (гідроксид натрію) + H 2 ;
на аноді: 2Cl - - 2е → Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O →2HClO (хлорнуватиста кислота) + HCl.
Сумарна реакція може бути подана у вигляді:
NaCl + H 2 O→NaClO + H 2 .

Оскільки процес окислення гіпохлориту натрію з подальшим утворенням хлоритів і хлоратів уповільнюється при зниженні температури, електроліз проводять за відносно низьких температур робочого розчину солі (20-25 ° С).
У спеціальні ємності – сатуратори через завантажувальний пристрій засипається сіль. Сировиною для виробництва низькоконцентрованих розчинів натрію гіпохлориту служить харчова кухонна сіль вищого сорту або "Екстра". Залита вода, проходячи через сольовий шар, утворює насичений розчин кухонної солі.
Для очищення концентрованого розчину солі використовуються фільтри грубого очищення та змінні поліпропіленові картриджні фільтри тонкого очищення з пропускною здатністю 5 мкм.
Насичений розчин кухонної солі насосом подається в змішувач, де відбувається розведення водопровідною водою до робочої концентрації (СанПіН 2.1.4.1074-01), і далі - в електролізер.
Основний процес отримання гіпохлориту натрію електролізом проводиться в установках, що складаються з електролізної ванни та теплообмінника. У теплообмінниках влітку охолоджують електроліт (водопровідною водою), а взимку попередньо нагрівають робочий розчин солі.
У електролізних ваннах титанові електроди покриті діоксидами рутенію та іридію. У процесі електролізу на електродах відбувається відкладення кальцію та магнію, тому періодично, у міру утворення цих відкладень, проводиться промивання електролізерів у закритому контурі 4-відсотковим розчином соляної кислоти (HCl).
В електролізер відбувається безперервний електроліз робочого розчину солі, в результаті чого отримують гіпохлорит натрію. Трипроцентний розчин NaCl з постійною об'ємною витратою 2,5 м3/год протікає через установку електролізу до бажаної концентрації NaClO (0,8%). Гіпохлорит натрію, що утворюється в електролізерах, зберігається в спеціальних резервуарах, для забезпечення запасу для потреб очисних споруд.
Гіпохлорит натрію з концентрацією не менше 8 г/л активного хлору надходить у резервуар накопичувач, звідки насосами подається до вузлів дозування, розташованих поблизу точок введення реагенту. З ємностей гіпохлорит натрію системою трубопроводів подається насосами дозаторами на автоматичну станцію дозування в оброблювану воду.

Висновок
Використання низькоконцентрованих розчинів гіпохлориту натрію дозволяє підвищити безпеку технологічних процесів очищення води на водопровідних станціях.

Поєднання знезараження оброблюваної води низько концентрованим гіпохлоритом натрію (перший ступінь) з ультрафіолетовим опроміненням перед подачею до міської водопровідної мережі (другий ступінь) гарантує повну відповідність якості води за мікробіологічними показниками чинних нормативів та її високу епідеміологічну безпеку.

При розгляді електролізу розчинів не можна забувати, що, крім іонів електроліту, у кожному водному розчині є ще іони, є ще продуктами дисоціації води-Н + і ОН - .В електролітичному полі іони водню переміщаються до катоду, а гидроксила-к аноду. Таким чином, у катода можуть розряджатися як катіони електроліту, так і катіони водню. Аналогічно в анода може відбуватися розряд аніонів електроліту, так і іонів гідроксилу. Крім того, молекули води також можуть зазнавати електрохімічного окислення або відновлення.

Розглядаючи катодні процеси, що протікають при електроліз водних розчинів, потрібно враховувати величину потенціалу процесу відновлення іонів водню. Цей потенціал залежить від концентрації іонів водню та у разі нейтральних розчинів (рН=7) має значення
φ=-0,059*7=-0,41 В. Звідси ясно, що якщо електроліт утворений металом, електродний потенціал якого значно позитивніший, ніж –0,41 В, то з нейтрального розчину у катода виділятиметься метал. Такі метали знаходяться у ряді напруг поблизу водню (починаючи приблизно від олова) та після нього. Навпаки, у разі електролітів, метал яких має потенціал значно негативніший, ніж –0,41, метал відновлюватися не буде, а відбудеться виділення водню. До таких металів відносяться метали початку ряду напруг приблизно до титану. Нарешті, якщо потенціал металу близький до величини –0,41 (метали середньої частини ряду-Zn,Cr,Fe,Ni), то залежно від концентрації розчину та умов електролізу можливе як відновлення металу, так і виділення водню; нерідко спостерігається спільне виділення металу та водню.

2Н 2 Про + 2е - = Н 2 + 2ОН -

4ОН - =Про 2 + 2Н 2 Про + 4е -

а в кислій або нейтральній:

2Н 2 О =О 2 + 4Н + + 4е -

У випадках електрохімічне окислення води є енергетично найбільш вигідним процесом. Кисневмісні аніони або не здатні окислюватися, або їх окислення відбувається при дуже високих потенціалах. Наприклад, стандартний потенціал окислення іона SO 4 2-

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

2Cl - =2Cl + 2e - (φ=1,359)

2Н 2 Про = Про 2 + 4Н + + 4е - (φ = 1,228 В)

у ряді стандартних електродних потенціалів. Ця аномалія пов'язана зі значним перенапругою другого з цих двох електродних процесів-матеріал анода гальмує на процес виділення кисню.

Розглянемо кілька типових випадків електролізу водних розчинів.

Електроліз розчину CuCl2 з інертним анодом. Мідь у ряді напруг розташована після водню; тому у катода відбуватиметься розряд іонів Cu 2+ та виділення металевої міді. У анода розряджатимуться хлорид-іони.

Схема електролізу розчину хлориду мілини (II):

Катод ← Cu 2+ 2Cl - → Анод

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

Електроліз розчину K2SO4 з інертним анодом. Оскільки калій у ряді напруг стоїть значно раніше водню, то у катода відбуватиметься виділення водню та накопичення ВІН - . У анода йтиме виділення кисню та накопичення іонів Н+. У той самий час у катодне простір приходитимуть іони К + , а анодное-ионы SO 4 2- . Таким чином, розчин у всіх його частинах залишатиметься електронейтральним. Однак у катодному просторі накопичуватиметься луг, а в анодному – кислота.

Схема електролізу розчину сульфату калію:

Катод ← 4K + 2SO 4 2- → Анод

4Н 2 Про + 4е - = 4ОН - + 4Н 2Н 2 О = 4Н + + 2О + 4e -

KОН 4Н=2Н 2 2О=Про 2 Н 2 SO 4

Електроліз розчину NiSO 4 із нікелевим анодом. Стандартний потенціал нікелю (-0,250) трохи більше, ніж –0,41 В; тому при електролізі нейтрального розчину NiSO 4 на катоді в основному відбувається розряд іонів Ni 2+ та виділення металу. На аноді відбувається протилежний процес-окислення металу, так як потенціал нікелю набагато менше потенціалу окислення води, а тим паче-потенціалу окислення іона SO 4 2- . Таким чином, в даному випадку електроліз зводиться до розчинення металу анода та виділення його на катоді.

Схема електролізу розчину сульфату нікелю:

Катод ← Ni 2+ SO 4 2- → Анод

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

Цей процес застосовується для електрохімічної очистки нікелю.

Закони Фарадея

1. Закон Фарадея.

Маса речовини, що виділилася на електроді при проходженні розчином електроліту електричного струму, прямо пропорційна кількості електрики.

Де ∆m – кількість речовини, що прореагувала; Q – кількість електрики; k е - коефіцієнт пропорційності, що показує, скільки речовини прореагувало при проходженні одиниці кількості електрики. Величина k називається електрохімічним еквівалентом.

k=M/(N A z│e│)

де z - Валентність іона; M - молярна маса речовини, що виділився на електроді; N A -постійна Авогадро. │e│= 1,6 10 -19 Кл.

2. Закон Фарадея.

Згідно з другим законом Фарадея, при певній кількості минулої електрики відношення мас речовин, що прореагували, дорівнює відношенню їх хімічних еквівалентів:

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

Хімічний еквівалент елемента, що дорівнює відношенню частини маси елемента, яка приєднує або заміщає в хімічних сполуках одну атомну масу водню або половину атомної маси кисню, до 1/12 маси атома З 12 . Поняття "хімічний еквівалент" застосовується і до сполук. Так, хімічний еквівалент кислоти чисельно дорівнює її молярній масі, поділеній на основність (число іонів водню), хімічний еквівалент основи – його молярній масі, поділеній на кислотність (у неорганічної основи – на число гідроксильних груп), хімічний еквівалент солі – її молярній масі, поділеної на суму зарядів катіонів або аніонів.