Producción electrolítica de calcio y sus aleaciones. Preparación de sacaratos de calcio y su uso como inhibidores de la corrosión.

ELECTRÓLISIS

Uno de los métodos para producir metales es la electrólisis. Los metales activos se encuentran en la naturaleza sólo en forma de compuestos químicos. ¿Cómo aislar estos compuestos en estado libre?

Las soluciones y masas fundidas de electrolitos conducen corriente eléctrica. Sin embargo, cuando pasa corriente a través de una solución electrolítica, pueden ocurrir reacciones químicas. Consideremos lo que sucederá si se colocan dos placas de metal en una solución o se funde un electrolito, cada una de las cuales está conectada a uno de los polos de la fuente de corriente. Estas placas se llaman electrodos. La corriente eléctrica es un flujo de electrones en movimiento. A medida que los electrones del circuito se mueven de un electrodo a otro, aparece un exceso de electrones en uno de los electrodos.

Los electrones tienen carga negativa, por lo que este electrodo queda cargado negativamente. Se llama cátodo. Se crea una deficiencia de electrones en el otro electrodo y queda cargado positivamente. Este electrodo se llama ánodo. Un electrolito en una solución o masa fundida se disocia en iones cargados positivamente (cationes) e iones cargados negativamente (aniones).

Los cationes son atraídos por el electrodo cargado negativamente: el cátodo. Los aniones son atraídos por un electrodo cargado positivamente: el ánodo. En la superficie de los electrodos pueden producirse interacciones entre iones y electrones.

La electrólisis se refiere a los procesos que ocurren cuando la corriente eléctrica pasa a través de soluciones o electrolitos fundidos.

Los procesos que ocurren durante la electrólisis de soluciones y la fusión de electrolitos son bastante diferentes. Consideremos ambos casos en detalle. Electrólisis de masas fundidas
Como ejemplo, consideremos la electrólisis de una masa fundida de cloruro de sodio. En la masa fundida, el cloruro de sodio se disocia en iones.

Na+ Electrólisis de masas fundidas transformarse en átomos de sodio, es decir, se produce la reducción de cationes Electrólisis de masas fundidas .

Ecuación de proceso:

Na + + e - = Na Iones cloruro Cl - moverse a la superficie de un electrodo cargado positivamente: el ánodo. Se crea una falta de electrones en la superficie del ánodo y los electrones se transfieren desde los aniones. Cl- moverse a la superficie de un electrodo cargado positivamente: el ánodo. Se crea una falta de electrones en la superficie del ánodo y los electrones se transfieren desde los aniones. a la superficie del electrodo. Al mismo tiempo, los iones cargados negativamente se convierten en átomos de cloro, que inmediatamente se combinan para formar moléculas de cloro C

yo 2 :

2С l - -2е - = Cl 2

Los iones cloruro pierden electrones, es decir, se oxidan.

Anotemos juntos las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo.

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Un electrón participa en la reducción de cationes de sodio y 2 electrones participan en la oxidación de iones de cloro. Sin embargo, se debe observar la ley de conservación de la carga eléctrica, es decir, la carga total de todas las partículas en la solución debe ser constante. Por lo tanto, el número de electrones involucrados en la reducción de los cationes de sodio debe ser igual al número de electrones. involucrado en la oxidación de los iones cloruro, por lo tanto, multiplicamos la primera ecuación por 2:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Sumemos ambas ecuaciones y obtengamos la ecuación de reacción general. 2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2

(ecuación de reacción iónica), o 2 NaCl = 2 Na + Cl 2

(ecuación de reacción molecular)

Entonces, en el ejemplo considerado, vemos que la electrólisis es una reacción redox. En el cátodo se produce la reducción de iones cargados positivamente (cationes) y en el ánodo, la oxidación de iones cargados negativamente (aniones). Puedes recordar qué proceso ocurre al usar la “regla T”:

cátodo - catión - reducción.Ejemplo 2.

Electrólisis de hidróxido de sodio fundido.

El hidróxido de sodio en solución se disocia en cationes e iones de hidróxido.<-- Na + + OH - à Анод (+)

Cátodo (-)

En la superficie del cátodo, los cationes de sodio se reducen y se forman átomos de sodio:

cátodo (-) Na + +e à Na

En la superficie del ánodo, los iones de hidróxido se oxidan, se libera oxígeno y se forman moléculas de agua:

cátodo (-) Na + + e à Na

ánodo (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

El número de electrones involucrados en la reacción de reducción de cationes de sodio y en la reacción de oxidación de iones hidróxido debe ser el mismo. Por tanto, multipliquemos la primera ecuación por 4:

cátodo (-) Na + + e à Na 4

ánodo (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1

4 NaOH a 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Ejemplo 3.Considere la electrólisis de la masa fundida. Al2O3

Mediante esta reacción se obtiene aluminio a partir de la bauxita, un compuesto natural que contiene mucho óxido de aluminio. El punto de fusión del óxido de aluminio es muy alto (más de 2000º C), por lo que se le añaden aditivos especiales para reducir el punto de fusión a 800-900º C. En la masa fundida, el óxido de aluminio se disocia en iones. Al 3+ y O 2- . h y los cationes se reducen en el cátodo Al 3+ , convirtiéndose en átomos de aluminio:

Al +3 y al Al

Los aniones se oxidan en el ánodo. O2- , convirtiéndose en átomos de oxígeno. Los átomos de oxígeno se combinan inmediatamente en moléculas de O2:

2 O 2- – 4 y à O 2

El número de electrones involucrados en los procesos de reducción de cationes de aluminio y oxidación de iones de oxígeno debe ser igual, así que multipliquemos la primera ecuación por 4 y la segunda por 3:

Al 3+ +3 y al Al 0 4

2 O 2- – 4 y à O 2 3

Sumemos ambas ecuaciones y obtengamos

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (ecuación de reacción iónica)

2 Al 2 O 3 a 4 Al + 3 O 2

Electrólisis de soluciones.

En el caso de pasar una corriente eléctrica a través de una solución acuosa de electrolito, el asunto se complica por el hecho de que la solución contiene moléculas de agua, que también pueden interactuar con los electrones. Recuerde que en una molécula de agua, los átomos de hidrógeno y oxígeno están conectados por un enlace covalente polar.

δ+

La electronegatividad del oxígeno es mayor que la del hidrógeno, por lo que los pares de electrones compartidos están sesgados hacia el átomo de oxígeno. Una carga negativa parcial surge en el átomo de oxígeno, denominada δ-, y una carga positiva parcial surge en los átomos de hidrógeno, denominada δ+.

│

NO δ-

H δ+

Debido a este cambio de cargas, la molécula de agua tiene “polos” positivos y negativos. Por lo tanto, las moléculas de agua pueden ser atraídas por el polo cargado positivamente hacia el electrodo cargado negativamente (el cátodo) y por el polo negativo hacia el electrodo cargado positivamente (el ánodo). La reducción de las moléculas de agua puede ocurrir en el cátodo y se libera hidrógeno:

En el ánodo puede producirse la oxidación de las moléculas de agua, liberando oxígeno:

Por lo tanto, en el cátodo se pueden reducir cationes de electrolitos o moléculas de agua. Estos dos procesos parecen competir entre sí. El proceso que realmente ocurre en el cátodo depende de la naturaleza del metal. El hecho de que los cationes metálicos o las moléculas de agua se reduzcan en el cátodo depende de la posición del metal en .

rango de tensiones del metal

Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au

Si el metal está en la serie de voltaje a la derecha del hidrógeno, los cationes metálicos se reducen en el cátodo y se libera metal libre. Si el metal está en la serie de voltaje a la izquierda del aluminio, las moléculas de agua se reducen en el cátodo y se libera hidrógeno. Finalmente, en el caso de cationes metálicos desde zinc a plomo, puede ocurrir desprendimiento de metal o de hidrógeno y, a veces, tanto el desprendimiento de hidrógeno como el de metal pueden ocurrir simultáneamente. En general, este es un caso bastante complicado; mucho depende de las condiciones de la reacción: concentración de la solución, corriente eléctrica y otras. En el ánodo también puede ocurrir uno de dos procesos: la oxidación de aniones de electrolitos o la oxidación de moléculas de agua. El proceso que realmente ocurre depende de la naturaleza del anión. Durante la electrólisis de sales de ácidos libres de oxígeno o de los propios ácidos, se oxidan aniones en el ánodo. La única excepción es el ion fluoruro.

F-.

En el caso de los ácidos que contienen oxígeno, las moléculas de agua se oxidan en el ánodo y se libera oxígeno. Ejemplo 1.

Veamos la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio.

Una solución acuosa de cloruro de sodio contendrá cationes de sodio.

Na +, aniones de cloro Cl - y moléculas de agua.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O a 2 H + + 2 OH -

cátodo (-) 2 Na + ; 2H+; 2Н + + 2е a Н 0 2 ánodo (+) 2 Cl - ;

cátodo - catión - reducción.2OH-; 2 Cl - – 2е a 2 Cl 0 2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH Químico actividad Químico los aniones son poco probables disminuye.

Y si la sal contiene

Entonces 4 2-

? Consideremos la electrólisis de una solución de sulfato de níquel ( II

).

Sulfato de níquel ( ) se disocia en iones Ni 2+ y SO 4 2-:

NiSO 4 a Ni 2+ + SO 4 2-

Anotemos juntos las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo:

cátodo (-) Ni 2+ ; H+; Ni 2+ + 2е a Ni 0

).

ánodo (+) SO42-; OH-;2H2O-4 e à O 2 + 4H +

4 electrones intervienen en procesos de reducción y 4 electrones también intervienen en procesos de oxidación. Sumemos estas ecuaciones y obtengamos la ecuación de reacción general:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +

En el lado derecho de la ecuación hay H + y OH- , que se combinan para formar moléculas de agua:

H + + OH - à H 2 O

Por lo tanto, en el lado derecho de la ecuación, en lugar de 4 iones H+ y 2 iones OH- Escribamos 2 moléculas de agua y 2 iones H+:

Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 +2 H 2 O + O 2 + 2 H +

Reduzcamos dos moléculas de agua en ambos lados de la ecuación:

Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +

Esta es una ecuación iónica corta. Para obtener la ecuación iónica completa, necesitas agregar un ion sulfato en ambos lados 2 Cl - – 2е a 2 Cl 0 , formado durante la disociación del sulfato de níquel ( Químico ) y no participar en la reacción:

Ni 2+ + SO 4 2- +2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Así, durante la electrólisis de una solución de sulfato de níquel ( Químico ) se liberan hidrógeno y níquel en el cátodo y oxígeno en el ánodo.

NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2

Ejemplo 3. Escriba ecuaciones para los procesos que ocurren durante la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de sodio con un ánodo inerte.

Potencial del sistema de electrodos estándar Na + + mi = Na 0 es significativamente más negativo que el potencial del electrodo acuoso en un medio acuoso neutro (-0,41 V). Por lo tanto, se producirá una reducción electroquímica del agua en el cátodo, acompañada de la liberación de hidrógeno.

2H 2 O a 2 H + + 2 OH -

y iones Na + que llega al cátodo se acumulará en la parte de la solución adyacente a él (espacio catódico).

La oxidación electroquímica del agua se producirá en el ánodo, lo que provocará la liberación de oxígeno.

2 H 2 O – 4e a O 2 + 4 H +

ya que corresponde a este sistema potencial de electrodo estándar (1,23 V) es significativamente menor que el potencial del electrodo estándar (2,01 V) que caracteriza al sistema.

2 ASI QUE 4 2- + 2 mi = S 2 O 8 2- .

SO 4 2- iones El movimiento hacia el ánodo durante la electrólisis se acumulará en el espacio del ánodo.

Multiplicando la ecuación del proceso catódico por dos y sumándola con la ecuación del proceso anódico, obtenemos la ecuación total del proceso de electrólisis:

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

Teniendo en cuenta que se produce una acumulación simultánea de iones en el espacio catódico y de iones en el espacio anódico, la ecuación general del proceso se puede escribir de la siguiente forma:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 = 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

Así, simultáneamente con la liberación de hidrógeno y oxígeno, se forman hidróxido de sodio (en el espacio catódico) y ácido sulfúrico (en el espacio anódico).

Ejemplo 4.Electrólisis de una solución de sulfato de cobre ( II) CuSO4.

Cátodo (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)

cátodo (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

ánodo (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

Los iones H+ permanecen en la solución. 2 Cl - – 2е a 2 Cl 0 , porque se acumula ácido sulfúrico.

2CuSO 4 + 2H 2 O a 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2

Ejemplo 5. Electrólisis de una solución de cloruro de cobre ( II) CuCl2.

Cátodo (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

cátodo (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

ánodo (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Ambas ecuaciones involucran dos electrones.

Cu 2+ + 2e a Cu 0 1

2Cl - --– 2e a Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - a Cu 0 + Cl 2 (ecuación iónica)

CuCl 2 a Cu + Cl 2 (ecuación molecular)

Ejemplo 6. Electrólisis de solución de nitrato de plata. AgNO3.

Cátodo (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

cátodo (-) Ag + + e à Ag 0

ánodo (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 y à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + oh 2 (ecuación iónica)

4 Ag + + 2 h 2 ohà 4 Ag 0 + 4 h + + oh 2 + 4 NO 3 - (ecuación iónica completa)

4 AgNO 3 + 2 h 2 ohà 4 Ag 0 + 4 H NO 3 + oh 2 (ecuación molecular)

Ejemplo 7. Electrólisis de solución de ácido clorhídrico.HCl.

El hidróxido de sodio en solución se disocia en cationes e iones de hidróxido.<-- h + + CL - à ánodo (+)

cátodo (-) 2h + + 2 mià h 2

ánodo (+) 2CL - – 2 mià CL 2

2 h + + 2 CL - à h 2 + CL 2 (ecuación iónica)

2 HClà h 2 + CL 2 (ecuación molecular)

Ejemplo 8. Electrólisis de solución de ácido sulfúrico.h 2 ENTONCES 4 .

Cátodo (-) <-- 2H + + SO 4 2- à ánodo (+)

cátodo (-)2H+ + 2eà H2

ánodo(+) 2H 2 O – 4mià O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H2O-4mià O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ +O2

2H2Oà 2H2 + O2

Ejemplo 9. Electrólisis de solución de hidróxido de potasio.KOH.

El hidróxido de sodio en solución se disocia en cationes e iones de hidróxido.<-- k + + OH - à ánodo (+)

Los cationes de potasio no se reducirán en el cátodo, ya que el potasio está en la serie de voltaje de los metales a la izquierda del aluminio, en cambio, se producirá una reducción de las moléculas de agua:

2H2O+2eà H 2 +2OH - 4OH - -4eà 2H2O+O2

cátodo(-) 2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2

ánodo(+) 4OH - - 4eà 2H2O +O2 1

4H 2 O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2

2 h 2 ohà 2 h 2 + oh 2

Ejemplo 10. Electrólisis de solución de nitrato de potasio.Kno 3 .

Cátodo (-) <-- K + + NO 3 - à ánodo (+)

2H2O+2eà H 2 +2OH - 2H 2 O - 4mià O2+4H+

cátodo(-) 2H 2 O + 2eà H2+2OH-2

ánodo(+) 2H 2 O – 4mià O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H 2 + 4OH - + 4H ++ O2

2H2Oà 2H2 + O2

Cuando una corriente eléctrica pasa a través de soluciones de ácidos que contienen oxígeno, álcalis y sales de ácidos que contienen oxígeno con metales ubicados en la serie de voltaje de los metales a la izquierda del aluminio, prácticamente se produce la electrólisis del agua. En este caso, se libera hidrógeno en el cátodo y oxígeno en el ánodo.

Conclusiones. Al determinar los productos de electrólisis de soluciones acuosas de electrolitos, en los casos más simples uno puede guiarse por las siguientes consideraciones:

1.Iones metálicos con un pequeño valor algebraico del potencial estándar - deli + aAlabama 3+ inclusive: tienen una tendencia muy débil a volver a agregar electrones, siendo inferiores en este sentido a los ionesh + (centímetro. Serie de actividad catiónica). Durante la electrólisis de soluciones acuosas de compuestos que contienen estos cationes, los iones realizan la función de un agente oxidante en el cátodo.h + , restaurando según el esquema:

2 h 2 oh+ 2 mià h 2 + 2OH -

2. Cationes metálicos con valores positivos de potenciales estándar (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ etc.) tienen una mayor tendencia a agregar electrones en comparación con los iones. Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sus sales, estos cationes liberan la función del agente oxidante en el cátodo, mientras se reducen a metal según el esquema, por ejemplo:

Cu 2+ +2 mià Cu 0

3. Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sales metálicas.zinc, fe, Cd, Nietc., ocupando una posición media en la serie de voltaje entre los grupos enumerados, el proceso de reducción en el cátodo se produce de acuerdo con ambos esquemas. La masa del metal liberado no se corresponde en estos casos con la cantidad de corriente eléctrica que fluye, parte de la cual se gasta en la formación de hidrógeno.

4. En soluciones acuosas de electrolitos, aniones monoatómicos (CL - , hermano - , j - ), aniones que contienen oxígeno (NO 3 - , ENTONCES 4 2- , CORREOS. 4 3- y otros), así como iones hidroxilo del agua. De estos, los iones haluro tienen propiedades reductoras más fuertes, con la excepción deF.OHionesHCl, ocupan una posición intermedia entre ellos y los aniones poliatómicos., Por tanto, durante la electrólisis de soluciones acuosas.HBr

2 H.J. - -2 mià H.J. 2 0

o sus sales en el ánodo, la oxidación de los iones haluro se produce según el siguiente esquema:

4 incógnita – 4 mià 2 h 2 oh + oh 2 + 4 h +

.

Durante la electrólisis de soluciones acuosas de sulfatos, nitratos, fosfatos, etc.

La función de un agente reductor la realizan iones, oxidándose según el siguiente esquema: hoh Tareas.

zAcabaña 1. Durante la electrólisis de una solución de sulfato de cobre, se liberaron 48 g de cobre en el cátodo.0 4 2 ".

Encuentre el volumen de gas liberado en el ánodo y la masa de ácido sulfúrico formado en la solución.

El sulfato de cobre en solución no disocia iones.

C 2+ y12

S |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Anotemos las ecuaciones de los procesos que ocurren en el cátodo y el ánodo. Los cationes Cu se reducen en el cátodo y la electrólisis del agua se produce en el ánodo:

Agreguemos 2 iones sulfato a ambos lados de la ecuación, que se forman durante la disociación del sulfato de cobre, y obtenemos la ecuación iónica completa:

2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2

El gas liberado en el ánodo es oxígeno. En la solución se forma ácido sulfúrico.

La masa molar del cobre es 64 g/mol, calculemos la cantidad de sustancia de cobre:

Según la ecuación de reacción, cuando se liberan 2 moles de cobre en el cátodo, se libera 1 mol de oxígeno en el ánodo. Se liberan 0,75 moles de cobre en el cátodo, supongamos que se liberen x moles de oxígeno en el ánodo. Hagamos una proporción:

2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375mol

Se liberaron 0,375 moles de oxígeno en el ánodo,

v(O2) = 0,375 moles.

Calculemos el volumen de oxígeno liberado:

V(O2) = v(O2) «VM = 0,375 mol «22,4 l/mol = 8,4 l

Según la ecuación de reacción, cuando se liberan 2 moles de cobre en el cátodo, se forman 2 moles de ácido sulfúrico en la solución, lo que significa que si se liberan 0,75 moles de cobre en el cátodo, entonces se forman 0,75 moles de ácido sulfúrico. en la solución, v(H2SO4) = 0,75 moles.

Calculemos la masa molar del ácido sulfúrico:

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.

Calculemos la masa de ácido sulfúrico:

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Respuesta:

Por el ánodo se liberaron 8,4 litros de oxígeno; En la solución se formaron 73,5 g de ácido sulfúrico.

Problema 2. Encuentre el volumen de gases liberados en el cátodo y el ánodo durante la electrólisis de una solución acuosa que contiene 111,75 g de cloruro de potasio. ¿Qué sustancia se formó en la solución? Encuentra su masa.

El cloruro de potasio en solución se disocia en iones K+ y Cl:

2КС1 =К+ + Сl

Los iones de potasio no se reducen en el cátodo; sino que se reducen las moléculas de agua. En el ánodo, los iones cloruro se oxidan y se libera cloro:

2H2O + 2e" = H2 + 20H-|1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (ecuación iónica corta) La solución también contiene iones K+ formados durante la disociación del cloruro de potasio y que no participan en la reacción:

2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12

Reescribamos la ecuación en forma molecular:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KON

Se libera hidrógeno en el cátodo, cloro en el ánodo y se forma hidróxido de potasio en la solución.

La solución contenía 111,75 g de cloruro potásico.

Calculemos la masa molar del cloruro de potasio:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Calculemos la cantidad de cloruro de potasio:

Según la ecuación de reacción, durante la electrólisis de 2 moles de cloruro de potasio se libera 1 mol de cloro. Deje que la electrólisis de 1,5 mol de cloruro de potasio produzca x mol de cloro.

Se liberarán 0,75 moles de cloro, v(C!2) = 0,75 moles. Según la ecuación de reacción, cuando se libera 1 mol de cloro en el ánodo, se libera 1 mol de hidrógeno en el cátodo. Por lo tanto, si se liberan 0,75 moles de cloro en el ánodo, entonces se liberan 0,75 moles de hidrógeno en el cátodo, v(H2) = 0,75 moles.

Calculemos el volumen de cloro liberado en el ánodo:

V(C12) = v(Cl2)-VM = 0,75 mol «22,4 l/mol = 16,8 l.

El volumen de hidrógeno es igual al volumen de cloro:

Y(H2) = Y(C12) = 16,8l.

Según la ecuación de reacción, la electrólisis de 2 moles de cloruro de potasio produce 2 moles de hidróxido de potasio, lo que significa que la electrólisis de 0,75 moles de cloruro de potasio produce 0,75 moles de hidróxido de potasio. Calculemos la masa molar del hidróxido de potasio:

M(KOH) = 39+16+1 - 56 g/mol.

Calculemos la masa de hidróxido de potasio:

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0,75 mol-56 g/mol = 42 g.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Se liberaron 16,8 litros de hidrógeno en el cátodo, 16,8 litros de cloro en el ánodo y se formaron 42 g de hidróxido de potasio en la solución.

Problema 3. Durante la electrólisis de una solución de 19 g de cloruro metálico divalente, se liberaron 8,96 litros de cloro en el ánodo. Determine qué cloruro metálico fue sometido a electrólisis. Calcule el volumen de hidrógeno liberado en el cátodo.

Designemos el metal desconocido M, la fórmula de su cloruro es MC12. En el ánodo, los iones cloruro se oxidan y se libera cloro. La condición establece que se libera hidrógeno en el cátodo, por lo tanto, se produce la reducción de las moléculas de agua:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl-2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (ecuación iónica corta)

La solución también contiene iones M2+, que no cambian durante la reacción.

Escribamos la ecuación iónica completa de la reacción:

2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12

Reescribamos la ecuación de reacción en forma molecular:

MC12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Encontremos la cantidad de cloro liberado en el ánodo:

Según la ecuación de reacción, durante la electrólisis de 1 mol de cloruro de un metal desconocido, se libera 1 mol de cloro. Si se liberaron 0,4 moles de cloro, entonces se sometieron a electrólisis 0,4 moles de cloruro metálico. Calculemos la masa molar del cloruro metálico:

La masa molar del cloruro metálico desconocido es 95 g/mol.

Hay 35,5"2 = 71 g/mol por cada dos átomos de cloro.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. se sometió a electrólisis una solución de cloruro de magnesio; En el cátodo se liberaron 8,96 litros de hidrógeno.

*Problema 4. Durante la electrólisis de 200 g de solución de sulfato de potasio con una concentración del 15%, se liberaron 14,56 litros de oxígeno en el ánodo.

Calcule la concentración de la solución al final de la electrólisis.

En una solución de sulfato de potasio, las moléculas de agua reaccionan tanto en el cátodo como en el ánodo:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

2H2O - 4e" = 4H+ + O2! 1

Sumemos ambas ecuaciones:

6H2O = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2, o

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2, o

2H2O = 2H2 + 02

De hecho, cuando se produce la electrólisis de una solución de sulfato de potasio, se produce la electrólisis del agua.

La concentración de un soluto en una solución está determinada por la fórmula:

С=m(soluto) 100% / m(solución)

Para encontrar la concentración de la solución de sulfato de potasio al final de la electrólisis, necesita conocer la masa de sulfato de potasio y la masa de la solución. La masa de sulfato de potasio no cambia durante la reacción. Calculemos la masa de sulfato de potasio en la solución original. Denotemos la concentración de la solución inicial como C.

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(solución) = 0,15 200 g = 30 g.

La masa de la solución cambia durante la electrólisis cuando parte del agua se convierte en hidrógeno y oxígeno. 2Calculemos la cantidad de oxígeno liberado:

(Oh

)=V(O2) / Vm =14,56l / 22,4l/mol=0,65mol

Según la ecuación de reacción, a partir de 2 moles de agua se forma 1 mol de oxígeno. Se liberan 0,65 moles de oxígeno durante la descomposición de x moles de agua. Hagamos una proporción:

1,3 mol de agua descompuesta, v(H2O) = 1,3 mol.

Calculemos la masa molar del agua:

M(H2O) = 1-2 + 16 = 18 g/mol.

Calculemos la masa de agua descompuesta:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 mol* 18 g/mol = 23,4 g.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. La masa de la solución de sulfato de potasio disminuyó en 23,4 gy llegó a ser 200-23,4 = 176,6 g. Calculemos ahora la concentración de la solución de sulfato de potasio al final de la electrólisis:

C2 (K2 SO4)=m(K2 SO4) 100% / m(solución)=30g 100% / 176,6g=17%

la concentración de la solución al final de la electrólisis es del 17%.

*Tarea 5. Se disolvieron 188,3 g de una mezcla de cloruros de sodio y potasio en agua y se pasó una corriente eléctrica a través de la solución resultante.

Durante la electrólisis se liberaron 33,6 litros de hidrógeno en el cátodo. Calcular la composición de la mezcla como porcentaje en peso.

2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH

Denotemos la cantidad de cloruro de potasio contenido en la mezcla por x mol y la cantidad de cloruro de sodio por mol. Según la ecuación de reacción, durante la electrólisis de 2 moles de cloruro de sodio o potasio se libera 1 mol de hidrógeno.

Por lo tanto, durante la electrólisis de x mol de cloruro de potasio, se forman x/2 o 0,5x mol de hidrógeno, y durante la electrólisis de x mol de cloruro de sodio, se forman 0,5y mol de hidrógeno.

Encontremos la cantidad de hidrógeno liberado durante la electrólisis de la mezcla:

Hagamos la ecuación: 0,5x + 0,5y = 1,5

Calculemos las masas molares de cloruros de potasio y sodio:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Masa x mol de cloruro de potasio es igual a:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = x mol-74,5 g/mol = 74,5x g.

La masa de un mol de cloruro de sodio es:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = y mol-74,5 g/mol = 58,5y g.

La masa de la mezcla es 188,3 g, creemos la segunda ecuación:

74,5x + 58,5y= 188,3

Entonces, resolvemos un sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas:

0,5(x+y)= 1,5

74,5x + 58,5y=188,3g

De la primera ecuación expresamos x:

x + y = 1,5/0,5 = 3,

x = 3-y

Sustituyendo este valor de x en la segunda ecuación, obtenemos:

74,5-(3 años) + 58,5 años = 188,3

223,5-74,5 años + 58,5 años = 188,3

-16у = -35,2

y = 2,2 100% / 188,3g = 31,65%

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. Calculemos la fracción masiva de cloruro de sodio:

peso(NaCl) = 100% - peso(KCl) = 68,35%

la mezcla contiene 31,65% de cloruro de potasio y 68,35% de cloruro de sodio.

Introducción

CAPÍTULO I. Revisión de la literatura

1.1. Métodos de obtención y reciclaje de cloruro de calcio 7.

1.1.1 Métodos químicos 7

1.1.2. Métodos electroquímicos 10

1.2. Preparación de sacaratos de calcio y su uso como inhibidores de la corrosión 12.

1.3 Síntesis electroquímica de cloro gaseoso 13

1.4. Síntesis de dióxido de carbono 16

1.5. Patrones de procesos electroquímicos en aguas naturales que contienen iones de calcio 17

1,5 litros. Electrólisis de aguas termales 17

1.5.2. Electrólisis del agua de mar 20

1.6. Conclusiones de la revisión de la literatura 23

CAPÍTULO II. Procedimiento experimental 24

2.1. Medidas de polarización 24

2.2- Síntesis electroquímica 25

2.3. Metodología de análisis e identificación de productos 26

2.4. Procesamiento matemático de los resultados obtenidos 33.

Capítulo III. Datos experimentales y discusión.

3.1.2. Proceso catódico: cinética de formación de gas hidrógeno durante la electrólisis de una solución de cloruro de calcio 45

3.1.3. Aspectos preparativos de la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de calcio 48.

3.2. Peculiaridades de la aparición de reacciones de electrodos en soluciones acuosas (CAC12+SUGAROSE) en varios materiales de electrodos 50

3.2.1. Proceso catódico 50

3.2.2. Aspectos preparativos de la producción electroquímica de sacarosa cálcica 58.

3.2.3. Patrones de reacciones de electrodos en el sistema: (CaC12 + sacarosa + Ca(OH)2) 61

3.2.3.1 Proceso anódico 61

3.2.3.2 Proceso catódico 62

3.3. Patrones de reacciones de electrodos en el sistema [CaCl2+NIII3+Ca(III3)2] 65

3.3.1. Proceso anódico 65

3.3.2. Proceso catódico. 68

3.3.3. Aspectos preparativos de la síntesis electroquímica del nitrato de calcio 74.

3.3.4. Aspectos preparativos de la producción electroquímica de dióxido de carbono 75.

3.4 Producción electroquímica de acetato de calcio 78

3.4.1. Características del proceso catódico en la electrosíntesis de acetato de calcio en varios materiales de electrodos 79

3.4.2. Aspectos preparativos de la electrosíntesis de acetato de calcio 87.

Literatura

Introducción a la obra.

Relevancia del tema. Casi todas las aguas naturales contienen compuestos de calcio en concentraciones variables. Grandes cantidades de cloruro de calcio se forman como residuos durante la producción de refrescos, la hidrólisis de compuestos orgánicos clorados y otros procesos de producción.

Los métodos químicos y electroquímicos conocidos para procesar cloruro de calcio tienen desventajas importantes: descomposición del cloruro

el calcio a una temperatura de 950-1000 C requiere el uso de materiales de construcción especiales y altos costos de energía durante la electrólisis de soluciones de cloruro de calcio, se deposita un precipitado insoluble en el cátodo; (tCa(OH)2* iCaCI2) y con el tiempo se detiene el paso de corriente eléctrica a través del sistema.

Un problema urgente es transformar el cloruro de calcio en productos más valiosos, utilizándolo como un nuevo tipo de materia prima para la producción de ácido clorhídrico, cloro, ácidos clorosulfónicos y cloruro de aluminio en la producción orgánica y farmacéutica.

Particularmente prometedores para estos fines son los métodos electroquímicos que permiten la síntesis de productos químicos sin el uso de reactivos, utilizando procesos electrooxidativos y electroreductores.

La elección de los objetos de investigación en el trabajo de tesis estuvo determinada, por un lado, por el valor de los productos finales, y por otro, por la posibilidad de utilizar como materia prima el cloruro de calcio, un residuo industrial de gran tonelaje. cuyo procesamiento ayuda a proteger el medio ambiente de las emisiones industriales nocivas.

Propósito y objetivos del estudio. El objetivo del trabajo fue estudiar la ley.
dimensiones de las reacciones de los electrodos y la producción de calcio que contiene
Compuestos líquidos a partir de soluciones acuosas de cloruro de calcio.

Lograr este objetivo requirió resolver las siguientes tareas:

estudiar la reacción anódica de la liberación de cloro a partir de soluciones acuosas de cloruro de calcio en diversos materiales de electrodos;

establecer la cinética y el mecanismo de las reacciones de los electrodos en soluciones acuosas de cloruro de calcio, nitrato de calcio, acetato de calcio y una mezcla de cloruro de calcio con sacarosa;

Determinar los parámetros óptimos para la síntesis electroquímica del calcio.
F compuestos que contienen ci: densidad de corriente, concentraciones de electrolitos,

producción actual de los productos objetivo.

Los objetos del estudio fueron procesos electroquímicos, prote
Penetrante en diversos materiales de electrodos en soluciones acuosas de cloruro.
calcio con diversos aditivos. La elección del objeto de investigación se determinó con
por un lado, el desconocimiento y la complejidad de los procesos de electrodos en las carreras
sistemas bajo revisión y, por otro lado, la posibilidad de utilizar residuos
sh producción a gran escala de cloruro de calcio para obtener valiosos

productos.

Novedad científica:

Se ha creado una base científica para la tecnología y soluciones tecnológicas avanzadas para la electrólisis de soluciones acuosas que contienen iones de calcio;

Los patrones de ocurrencia de reacciones anódicas y catódicas según
radiación de compuestos que contienen calcio sobre diversos materiales de electrodos

Importancia práctica obras:

Por primera vez, utilizando cloruro de calcio como materia prima, se sintetizaron compuestos químicos tan valiosos como acetato de calcio, sacarosa de calcio, nitrato de calcio, dióxido de carbono, cloro y gases de hidrógeno.

Aprobación trabajar. Los principales resultados se informaron y discutieron en la XIV reunión sobre electroquímica de compuestos orgánicos "Noticias de electroquímica de compuestos orgánicos" (Novocherkassk, 1998), en la conferencia científica y práctica de toda Rusia "Química en tecnología y medicina" (Makhachkala , 2002), en la conferencia científico-técnica internacional dedicada al 70 aniversario de la Universidad Estatal de Tecnologías Alimentarias y de Baja Temperatura de San Petersburgo (San Petersburgo, 2001), la Conferencia Internacional "Problemas modernos de la química orgánica, la ecología y biotecnología" (Luga, 2001), en las conferencias finales de toda Rusia "Ecología y uso racional de los recursos naturales" (San Petersburgo, 2001 y 2002).

Alcance y estructura de la tesis. La disertación consta de una introducción, tres capítulos, conclusiones y una lista de referencias, incluidos 111 títulos. La obra se presenta en 100 páginas de texto mecanografiado, incluye 36 figuras y 6 tablas.

El trabajo se llevó a cabo en el marco de una subvención del Ministerio de Educación de la Federación de Rusia en el marco del programa "Investigación científica de la educación superior en áreas prioritarias de ciencia y tecnología", subprograma - "Ecología y uso racional de los recursos naturales". sección - "Problemas de las formaciones artificiales y el aprovechamiento de residuos industriales y domésticos 2001-2002".

Preparación de sacaratos de calcio y su uso como inhibidores de la corrosión.

El cloro se utiliza en cantidades importantes para preparar lejías (hipoclorito de calcio y lejía). Al quemar cloro en una atmósfera de hidrógeno se obtiene cloruro de hidrógeno puro. Los cloruros correspondientes se utilizan en la producción de titanio, niobio y silicio. Los cloruros de fósforo de hierro y aluminio también se utilizan industrialmente.

Más del 60% de todo el cloro producido se utiliza para la síntesis de compuestos organoclorados. Los grandes consumidores de cloro incluyen la producción de tetracloruro de carbono, cloroformo, cloruro de metileno, dicloroetano, cloruro de vinilo y clorobenceno. Se consumen cantidades importantes de cloro en la síntesis de glicerol y etilenglicol utilizando métodos de cloro, así como en la síntesis de disulfuro de carbono.

Para la desinfección del agua, el dióxido de cloro, obtenido mediante electrólisis de una solución de cloruro de sodio, es más prometedor.

Según estimaciones preliminares, la producción de cloro en 1987 en los Estados Unidos ascendió a 10,4 millones de toneladas. El costo de 1 tonelada de cloro es de $195. El cloro se obtiene por electrólisis de una solución de NaCl. Los fundamentos teóricos y los diseños de electrolizadores industriales se describen en la monografía.

Dominar la tecnología de electrólisis de salmueras de NaCl mediante membranas de intercambio iónico permite reducir (en comparación con la electrólisis de diafragma o mercurio) el costo de los equipos (entre un 15 y un 25%) y los costos de energía (entre un 20 y un 35%). La rentabilidad de la electrólisis de membrana está asociada a la posibilidad de producir álcali con una concentración del 40% con un consumo eléctrico de 200 kWh/t de producto. Las membranas de doble capa permiten el funcionamiento con densidades de corriente de hasta 4 kA/m, lo que garantiza un uso más eficiente de la electricidad barata por la noche. Estas ventajas compensan completamente el coste relativamente alto de las membranas nuevas (500-700 $/m2).

Se discute la efectividad del uso de cátodos activados para reducir la sobretensión del desprendimiento de hidrógeno. Se puede lograr una reducción adicional del voltaje de la celda aumentando la presión de funcionamiento a 5 bar y al mismo tiempo aumentando la temperatura. El uso de oxígeno (aire), que despolariza el cátodo, sustituyendo el proceso de desprendimiento de hidrógeno por el proceso de reducción de oxígeno, reduce los costes energéticos a 1600 kWh/t de álcali (si no se tiene en cuenta la intensidad energética perdida del hidrógeno). . Una ruta alternativa es la electrooxidación del hidrógeno en una pila de combustible.

Se describen los experimentos de la empresa Hoechst con un electrolizador de membrana de cloro con un área de membrana de 0,1 m2. Se encontró que la eficiencia actual, que disminuye al aumentar la concentración de álcali, alcanza un mínimo con una concentración del 30% y luego aumenta hasta una concentración del 34%, después de lo cual vuelve a caer. Se consideran varios mecanismos para la implementación del proceso de membrana y la selección de propiedades de la membrana y las razones de su envejecimiento. Se ha demostrado que sólo con un bajo coste de vapor el coste de la energía en la electrólisis de membrana puede acercarse al del método del mercurio.

El trabajo llevó a cabo un estudio sistemático del proceso de electrólisis de soluciones de cloruros de metales alcalinos y alcalinotérreos sin diafragma. Se ha demostrado que las diferencias en el curso del proceso anódico, dependiendo de la naturaleza del catión del electrolito inicial, se deben a diferentes solubilidades de los productos de la electrólisis, principalmente a la solubilidad de los hidróxidos de los metales correspondientes.

En un electrolizador de membrana de cloruro, al menos en un lado de la membrana hay una capa porosa permeable a los gases y líquidos que no tiene actividad de electrodo. En las cámaras catódica y anódica, la presión se mantiene preferentemente hasta 15 kgf/cm2, lo que permite reducir la tensión de electrólisis. El método se puede aplicar a la electrólisis de agua y ácido clorhídrico.

El artículo analiza un modelo del proceso de producción de cloro gaseoso en un electrolizador sin flujo.

Electrólisis de aguas termales.

Recientemente se ha utilizado hipoclorito de sodio o calcio para purificar y especialmente neutralizar el agua. El creciente interés por el hipoclorito se debe en gran medida a las grandes posibilidades de su uso. El uso de hipoclorito obtenido por electrólisis del agua de mar para el tratamiento de aguas residuales es ambientalmente racional.

El método electroquímico para producir soluciones de hipoclorito mediante electrólisis de soluciones acuosas de sal de mesa o aguas naturales permite organizar esta producción directamente en los lugares donde se consumen las soluciones, y no hay necesidad de almacenamiento a largo plazo de soluciones de hipoclorito.

Actualmente, se utilizan dos métodos de producción electroquímica de un desinfectante: electrólisis de soluciones concentradas de cloruro de sodio seguida de mezcla con agua tratada y electrólisis directa de agua desinfectada. El proceso de electrólisis, tanto en uno como en otro caso, depende de la densidad de corriente en los electrodos, la concentración de cloruro de sodio, el pH, la temperatura y la naturaleza del movimiento del electrolito, el material de los electrodos y su pasivación, así como el método de suministro de corriente a los electrodos.

Se estudió el proceso de síntesis electroquímica de hipoclorito de sodio en un electrolizador de membrana con electrodo ORTA y membrana cerámica inorgánica a base de 2x0g. Se estudió la influencia de la densidad de corriente, la concentración de la solución de cloruro de sodio, la tasa de suministro de la solución de cloruro de sodio y la tasa de suministro de las soluciones a las cámaras de los electrodos. Se ha demostrado que, en condiciones óptimas, la eficiencia actual del hipoclorito de sodio es del 77% con un consumo eléctrico específico de 2,4 kWh/kg y de cloruro de sodio de 3,1 kg/kg. La capacidad de corrosión del ánodo se determinó en condiciones experimentales.

Se propone un método y dispositivo para monitorear compuestos que contienen cloro durante el tratamiento del agua, destinado principalmente a la desinfección del agua de piscinas. La generación de una solución desinfectante de hipoclorito de sodio se realiza mediante el método electrolítico, y se supone que el agua de la piscina contiene una cantidad suficiente de cloruros. El agua circula en un circuito cerrado, en cuya parte exterior se encuentra un electrolizador, así como un filtro para la depuración del agua.

Para desinfectar el agua potable, los autores de la patente proponen construir un minielectrolizador en la superficie lateral de la tubería, en el que se produce electroquímicamente hipoclorito a partir de una solución diluida que contiene cloruro.

Se estudiaron las características de la electrólisis de una solución diluida de cloruro de sodio (0,89%) en condiciones de flujo. Se ha establecido que aumentar el caudal conduce a una fuerte disminución en el rendimiento de clorato y puede aumentar significativamente la productividad y estabilidad del electrolizador. Los mejores resultados se obtuvieron en un electrolizador con electrodos de titanio recubiertos de platino disperso con un factor de rugosidad de al menos 200, con activación catódica periódica de los ánodos.

Se ha estudiado el proceso electroquímico de síntesis del hipoclorito de sodio bajo presión. La electrólisis se realiza en un autoclave de aleación de titanio, reforzado por dentro con fluoroplástico con agitación. El gas hidrógeno formado durante la reacción catódica se acumula en el sistema, aumentando su presión. Los estudios se llevaron a cabo bajo una presión de 100-150 atm. Debido al hecho de que la solución está bajo alta presión, la solubilidad del cloro aumenta, lo que conduce a mayores rendimientos actuales de hipoclorito de sodio. Como materiales catódicos se utilizaron dióxido de rutenio, grafito y platino a base de titanio, y el titanio sirvió como cátodo.

Se dice que el uso de hipoclorito de sodio, obtenido por electrólisis de aguas naturales, purifica el agua del yacimiento Makhachkala-Ternair a partir de fenol.

El agua de mar tiene una alta mineralización. La mineralización del agua de mar en general es del 3,5% o 35.000 ppm”1. De ellos, sólo dos componentes (cloruros y sodio) están presentes en cantidades superiores al 1%, mientras que la concentración de los otros dos: sulfato y magnesio es. alrededor del OD%; el calcio, el potasio, el bicarbonato y el bromo constituyen aproximadamente el 0,001%. Los elementos restantes están presentes en concentraciones muy bajas.

Según la relación entre las sales individuales y su suma, la salinidad de las aguas del Mar Caspio difiere de la del Mar Oceánico y del Mar Negro. Las aguas del Mar Caspio son relativamente pobres, en comparación con las oceánicas, en iones Na y SG y ricas en iones Ca y SO4. La salinidad media de las aguas del Mar Caspio es del 12,8 al 12,85%, oscilando entre el 3% y el 3%. la desembocadura del Volga hasta el 20% en la bahía de los Balcánes. En invierno, la salinidad de las aguas del Cáucaso Norte es alta, lo que se explica por la formación de hielo y la débil afluencia de aguas del Volga.

En los últimos años se ha producido un aumento del flujo de sales al mar, lo que se asocia a un aumento del caudal iónico de los ríos.

La mayor cantidad de partículas en suspensión presentes en las aguas del mar contienen los mismos minerales que las rocas circundantes (caolinita, talco, cuarzo, feldespato, etc.). En la tabla 1.1. Se presenta la composición principal del agua del Mar Caspio.

Síntesis electroquímica

El análisis de compuestos que contienen cloro se realizó mediante los siguientes métodos: Determinación de HC por el método de Pontius. Se valoraron 10 ml de electrolito (pH = 8) con la adición de una pequeña cantidad de almidón con una solución OD de yoduro de potasio. Definición de SG. Llevar 1 ml de electrolito a 100 ml con agua destilada. Titular 10 ml de muestra con una solución 0,1 N de nitrato de plata en presencia de unas gotas de CH3COOH + K2ClO4.

Determinación de C1CV. Añadir 25 ml de sal de Mohr a 10 ml de muestra. Calentar hasta que aparezcan burbujas y enfriar bruscamente. Agregar 5 ml de mezcla de Reinhart y valorar con solución de permanganato de potasio 0,1 N hasta que aparezca un color rosado.

Definición de SY/. Añadir 10 ml de solución saturada de cloruro de potasio a 10 ml de electrolito. Si no se forma precipitado, entonces no hay CO/s en el sistema. Determinación de la cantidad de cloro liberado El cloro gaseoso formado durante la electrólisis se pasa a través de una solución de yoduro de potasio y el yodo liberado se titula con tiosulfato de sodio de una determinada concentración. El cloro se determina mediante el método titrimétrico yodométrico.

Reactivos: tiosulfato de sodio - solución 0,005 N; KI - solución al 10%; mezcla de tampón de acetato. Prepárese mezclando volúmenes iguales de soluciones 1 N de CH3COONa y CH3COOH; solución de almidón recién preparada - solución al 1%.

Progreso de la determinación. Pipetear 100 ml de agua del grifo en un matraz cónico de 250 ml, añadir 5 ml de solución de KI al 10%, 5 ml de mezcla de tampón acetato y 1 ml de solución de almidón. Titular la muestra con solución de tiosulfato de sodio 0,005 N hasta que desaparezca el color azul de la solución.

Para determinar el contenido de calcio en las aguas se utiliza el método trilonométrico, que permite determinar 0,1 mg o más de Ca en una muestra. Este método se basa en el uso de Trilon B en presencia del indicador mu-rexido. La esencia del método es que los iones Ca2+ en un medio alcalino forman un compuesto complejo con murexida, que se destruye durante la titulación con Trilon B como resultado de la formación de un complexonato de sodio más estable. La murexida (sal de amonio del ácido púrpura a pH 12 interactúa con los iones de Ca, formando compuestos rosados.

La murexida no reacciona con los iones Mg, pero si este último en el agua en estudio es superior a 30 mg/l se formará un precipitado de Mg(OH)2 adsorbiendo el indicador en su superficie, lo que dificulta la fijación del punto de equivalencia. Luego, la solución de prueba debe diluirse 5-6 veces para reducir la concentración de magnesio.

Reactivos: Trilon B - solución 0,05 N. La normalidad exacta se establece utilizando una solución estándar de MgS04 0,05 N o preparada a partir de fix-sanal; NaOH - solución al 10%; murexida - mezcla seca (1 parte de murexida y 99 partes de NaCl).

Progreso del análisis. Pipetee 100 ml de agua de prueba en un matraz cónico de 250 ml, agregue 5 ml de una solución de hidróxido de sodio al 10% y agregue un poco de mezcla indicadora seca. La solución se vuelve roja. La muestra se titula con Trilon B con agitación vigorosa hasta que aparece un color púrpura, que es estable durante 3-5 minutos. Con la adición adicional de Trilon B, el color no cambia. Se puede utilizar una muestra titulada como "testigo", pero debe recordarse que una muestra titulada conserva un color estable durante un tiempo relativamente corto. Por tanto, es necesario preparar un nuevo “testigo” si se observa un cambio de color del previamente preparado.

Proceso catódico: cinética de formación de gas hidrógeno durante la electrólisis de una solución de cloruro de calcio.

Teniendo en cuenta que el platino es un material de electrodo caro, el proceso de liberación de cloro se estudió utilizando un material más barato: el grafito. Higo. La Figura 3.3 muestra las curvas de corriente-voltaje anódica sobre grafito en soluciones acuosas de cloruro de calcio a una concentración de 0,1 a 2,0 M. Como en el caso de un electrodo de platino, con un aumento en la concentración de cloruro de calcio, el potencial de liberación de cloro cambia. al lado anódico en un promedio de 250 - 300 mV.

De las curvas corriente-voltaje de liberación de cloro presentadas anteriormente en materiales de electrodos hechos de platino, grafito y ORTA, se deduce que al aumentar la concentración de cloruro de calcio, el proceso de liberación de cloro molecular se facilita debido a una disminución en el componente de difusión del proceso. .

Para comparar los parámetros cinéticos de liberación de cloro en la Fig. La Figura 3.4 muestra las dependencias Tafel correspondientes de la sobretensión (n) en el logaritmo de la densidad de corriente (lg і) en electrodos de platino, grafito y ORTA.

Las ecuaciones de línea recta correspondientes, después de calcular los coeficientes a y b, se pueden presentar de la siguiente forma: Utilizando los coeficientes calculados a y b, se encontraron las características del proceso: corriente de intercambio i0 y coeficiente de transferencia a

Los parámetros para la separación electroquímica de cloro de una solución de cloruro de calcio 2 M se detallan a continuación:

En la figura. 3.5. Para el análisis comparativo, se presentan curvas de corriente-voltaje anódica para platino, grafito y ORTA en una solución de cloruro de calcio 2 M. Como puede verse en la figura, el cloro se libera de una solución de cloruro de calcio a los potenciales más bajos en el ánodo ORTA, y la curva corriente-voltaje en el grafito se desplaza entre 250 y 300 mV con respecto a la curva ORTA hacia el lado anódico. Por tanto, es obvio que es preferible utilizar ORTA como material anódico en la electrólisis de soluciones acuosas de cloruro de calcio. En el grafito, el consumo de energía será mayor y este último es inferior en durabilidad al ORTA, especialmente con cargas anódicas elevadas.

Teniendo en cuenta que los costos de energía durante la electrólisis también dependen de la cinética del proceso catódico, estudiamos los patrones de evolución de hidrógeno a partir de soluciones acuosas de cloruro de calcio en varios materiales de electrodos.

En la figura. 3.6. Se presentan las curvas corriente-voltaje de la evolución catódica de hidrógeno a partir de soluciones de cloruro de calcio con una concentración de 0,5 a 2,0 M en un electrodo de platino. El análisis de las curvas corriente-voltaje muestra que al aumentar la concentración de cloruro de calcio, aumenta la sobretensión del desprendimiento de hidrógeno (entre 30 y 40 mV). Una explicación probable puede ser la formación de un precipitado poco soluble de sales de calcio, que protege la superficie del electrodo de platino y cuya cantidad aumenta al aumentar la concentración de iones Ca+. En este sentido, se observa un aumento notable en el voltaje en el electrolizador, observado anteriormente en el trabajo durante la producción electroquímica de hipoclorito de calcio.

En las Figuras 3.7 y 3.8 se presentan las curvas de corriente-voltaje del cátodo tomadas con materiales de electrodos más asequibles para la electrólisis práctica (grafito, acero, cobre y titanio). ¿Las curvas corriente-voltaje muestran que se observa una baja sobretensión del desprendimiento de hidrógeno después del platino en el electrodo de grafito (Fig. 3.7, curva 2)? mientras que la electrorreducción de iones de hidrógeno en el cátodo de titanio (Fig. 3.8, curva 2) se produce con la mayor sobretensión. Este comportamiento es típico de metales recubiertos con óxidos de fase en la región de los potenciales de evolución de hidrógeno y que tiene un efecto inhibidor sobre el proceso. Por tanto, el material catódico más adecuado para la electrólisis de una solución de cloruro de calcio es el grafito.

La electrólisis es una reacción redox que ocurre en los electrodos cuando una corriente eléctrica directa pasa a través de una solución fundida o electrolítica.

El cátodo es un agente reductor y cede electrones a los cationes.

El ánodo es un agente oxidante y acepta electrones de aniones.

Procesos que ocurren en electrodos durante la electrólisis de masas fundidas.

(no depende del material de los electrodos ni de la naturaleza de los iones).

1. Los aniones se descargan en el ánodo ( Soy - ; OH-

A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (procesos de oxidación).

2. Los cationes se descargan en el cátodo ( Yo n + , H + ), convirtiéndose en átomos o moléculas neutras:

Yo norte + + norte ē → Yo ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (procesos de recuperación).

Procesos que ocurren en electrodos durante la electrólisis de soluciones.

ELECTROLISIS DE FUNDICIONES

Tarea 1. Elaborar un esquema para la electrólisis del bromuro de sodio fundido. (Algoritmo 1.)

Tarea 2. Elaborar un esquema para la electrólisis del hidróxido de sodio fundido. (Algoritmo 2.)

Tarea 3.Elaborar un esquema para la electrólisis del sulfato de sodio fundido. (Algoritmo 3.)

ELECTROLISIS DE SOLUCIONES

Tarea 1.Elaborar un esquema para la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio utilizando electrodos inertes. (Algoritmo 1.)

Tarea 2.Elaborar un esquema para la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de cobre ( Químico ) utilizando electrodos inertes. (Algoritmo 2.)

Tarea 3.Elaborar un esquema para la electrólisis de una solución acuosa de hidróxido de sodio utilizando electrodos inertes. (Algoritmo 3.)

Recordar.Durante la electrólisis de ácidos que contienen oxígeno. (H 2 SO 4, etc.), bases (NaOH, Ca (OH) 2, etc.) , sales de metales activos y ácidos que contienen oxígeno.(K2SO4, etc.) La electrólisis del agua se produce en los electrodos: 2H2O = 2H2 + O2

Tarea 4.Elaborar un esquema para la electrólisis de una solución acuosa de nitrato de plata utilizando un ánodo de plata, es decir. el ánodo es soluble. (Algoritmo 4.)

Propiedades fisicoquímicas del electrolito.

E = 3,38 - 1,4*10v-3 (t°-700°)

Ca/CaCl/CaCl2/Cl2.

Electrólisis con cátodo táctil.

Teoría básica

Práctica de electrólisis

Electrólisis de cátodo líquido y producción de aleaciones de calcio.

Teoría básica

Práctica de electrólisis