Production électrolytique du calcium et de ses alliages. Préparation de saccharates de calcium et leur utilisation comme inhibiteurs de corrosion

ÉLECTROLYSE

L'électrolyse est l'une des méthodes de production de métaux. Les métaux actifs sont présents dans la nature uniquement sous forme de composés chimiques. Comment isoler ces composés à l’état libre ?

Les solutions et les fusions d'électrolytes conduisent le courant électrique. Cependant, lorsque le courant traverse une solution électrolytique, des réactions chimiques peuvent se produire. Considérons ce qui se passera si deux plaques métalliques sont placées dans une solution ou une fonte d'électrolyte, chacune étant connectée à l'un des pôles de la source de courant. Ces plaques sont appelées électrodes. Le courant électrique est un flux d’électrons en mouvement. Lorsque les électrons du circuit se déplacent d’une électrode à l’autre, un excès d’électrons apparaît au niveau de l’une des électrodes.

Les électrons ont une charge négative, donc cette électrode est chargée négativement. C'est ce qu'on appelle la cathode. Un déficit d’électrons se crée au niveau de l’autre électrode et celle-ci devient chargée positivement. Cette électrode s'appelle l'anode. Un électrolyte dans une solution ou une masse fondue se dissocie en ions chargés positivement - cations et en ions chargés négativement - anions.

Les cations sont attirés par l’électrode chargée négativement – ​​la cathode. Les anions sont attirés par une électrode chargée positivement : l’anode. A la surface des électrodes, des interactions entre ions et électrons peuvent se produire.

L'électrolyse fait référence aux processus qui se produisent lorsque le courant électrique passe à travers des solutions ou des fontes d'électrolytes.

Les processus se produisant lors de l'électrolyse de solutions et de fusions d'électrolytes sont très différents. Examinons ces deux cas en détail.Électrolyse des matières fondues
À titre d’exemple, considérons l’électrolyse d’une masse fondue de chlorure de sodium. Lors de la fusion, le chlorure de sodium se dissocie en ions

Na+Électrolyse des matières fondues se transformer en atomes de sodium, c'est-à-dire qu'une réduction des cations se produitÉlectrolyse des matières fondues .

Équation de processus :

Na + + e - = Na Ions chlorure Cl - se déplacer à la surface d'une électrode chargée positivement - l'anode. Un manque d'électrons est créé à la surface de l'anode et les électrons sont transférés des anions Cl- se déplacer à la surface d'une électrode chargée positivement - l'anode. Un manque d'électrons est créé à la surface de l'anode et les électrons sont transférés des anions à la surface de l'électrode. En même temps, des ions chargés négativement sont convertis en atomes de chlore, qui se combinent immédiatement pour former des molécules de chlore C

l2 :

2С l - -2е - = Cl 2

Les ions chlorure perdent des électrons, c'est-à-dire qu'ils s'oxydent.

Écrivons ensemble les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Un électron est impliqué dans la réduction des cations sodium et 2 électrons sont impliqués dans l'oxydation des ions chlore. Cependant, la loi de conservation de la charge électrique doit être respectée, c'est-à-dire que la charge totale de toutes les particules de la solution doit être constante. Par conséquent, le nombre d'électrons impliqués dans la réduction des cations sodium doit être égal au nombre d'électrons. impliqué dans l’oxydation des ions chlorure. On multiplie donc la première équation par 2 :

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Additionnons les deux équations et obtenons l'équation générale de la réaction. 2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2

(équation de réaction ionique), ou 2 NaCl = 2 Na + Cl 2

(équation de réaction moléculaire)

Ainsi, dans l'exemple considéré, on voit que l'électrolyse est une réaction redox. À la cathode, la réduction des ions chargés positivement - les cations - se produit, et à l'anode, l'oxydation des ions chargés négativement - les anions. Vous pouvez vous rappeler quel processus se produit à quel endroit en utilisant la « règle T » :

cathode - cation - réduction.Exemple 2.

Électrolyse de l'hydroxyde de sodium fondu.

L'hydroxyde de sodium en solution se dissocie en cations et en ions hydroxyde.<-- Na + + OH - à Анод (+)

Cathode (-)

À la surface de la cathode, les cations sodium sont réduits et des atomes de sodium se forment :

cathode (-) Na + +e à Na

A la surface de l'anode, les ions hydroxydes sont oxydés, de l'oxygène est libéré et des molécules d'eau se forment :

cathode (-) Na + + e à Na

anode (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Le nombre d'électrons impliqués dans la réaction de réduction des cations sodium et dans la réaction d'oxydation des ions hydroxyde doit être le même. Multiplions donc la première équation par 4 :

cathode (-) Na + + e à Na 4

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

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Exemple 3.Considérons l'électrolyse de la masse fondue Al2O3

Grâce à cette réaction, l'aluminium est obtenu à partir de la bauxite, un composé naturel qui contient beaucoup d'oxyde d'aluminium. Le point de fusion de l'oxyde d'aluminium est très élevé (plus de 2 000 ºC), c'est pourquoi des additifs spéciaux y sont ajoutés pour abaisser le point de fusion à 800-900 ºC. Dans la fusion, l'oxyde d'aluminium se dissocie en ions Al 3+ et O 2- . H et les cations sont réduits à la cathode Al 3+ , se transformant en atomes d'aluminium :

Al +3 et à Al

Les anions sont oxydés à l'anode O2- , se transformant en atomes d'oxygène. Les atomes d'oxygène se combinent immédiatement en molécules d'O2 :

2 O 2- – 4 e à O 2

Le nombre d'électrons impliqués dans les processus de réduction des cations aluminium et d'oxydation des ions oxygène doit être égal, multiplions donc la première équation par 4, et la seconde par 3 :

Al 3+ +3 et à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Ajoutons les deux équations et obtenons

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (équation de réaction ionique)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Électrolyse des solutions

Dans le cas du passage d'un courant électrique à travers une solution électrolytique aqueuse, la question est compliquée par le fait que la solution contient des molécules d'eau, qui peuvent également interagir avec des électrons. Rappelons que dans une molécule d'eau, les atomes d'hydrogène et d'oxygène sont reliés par une liaison covalente polaire.

δ+

L'électronégativité de l'oxygène est supérieure à celle de l'hydrogène, de sorte que les paires d'électrons partagées sont polarisées vers l'atome d'oxygène. Une charge partielle négative apparaît sur l’atome d’oxygène, notée δ-, et une charge partielle positive apparaît sur les atomes d’hydrogène, notée δ+.

│

N-O δ-

H δ+

En raison de ce déplacement de charges, la molécule d’eau possède des « pôles » positifs et négatifs. Par conséquent, les molécules d'eau peuvent être attirées par le pôle chargé positivement vers l'électrode chargée négativement - la cathode, et par le pôle négatif - vers l'électrode chargée positivement - l'anode. La réduction des molécules d’eau peut se produire au niveau de la cathode et de l’hydrogène est libéré :

A l'anode, une oxydation des molécules d'eau peut se produire, libérant de l'oxygène :

Par conséquent, les cations électrolytiques ou les molécules d’eau peuvent être réduits à la cathode. Ces deux processus semblent entrer en concurrence. Le processus qui se produit réellement à la cathode dépend de la nature du métal. La réduction des cations métalliques ou des molécules d'eau à la cathode dépend de la position du métal dans .

gamme de contraintes métalliques

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

Si le métal se trouve dans la série de tensions à droite de l’hydrogène, les cations métalliques sont réduits à la cathode et le métal libre est libéré. Si le métal se trouve dans la série de tensions à gauche de l’aluminium, les molécules d’eau sont réduites à la cathode et de l’hydrogène est libéré. Enfin, dans le cas de cations métalliques allant du zinc au plomb, un dégagement de métal ou un dégagement d'hydrogène peuvent se produire, et parfois un dégagement d'hydrogène et de métal peut se produire simultanément. En général, il s'agit d'un cas assez compliqué ; beaucoup dépend des conditions de réaction : concentration de la solution, courant électrique, etc. L'un des deux processus suivants peut également se produire à l'anode : soit l'oxydation des anions de l'électrolyte, soit l'oxydation des molécules d'eau. Le processus qui se produit réellement dépend de la nature de l'anion. Lors de l'électrolyse des sels d'acides sans oxygène ou des acides eux-mêmes, les anions sont oxydés au niveau de l'anode. La seule exception est l’ion fluorure

F-.

Dans le cas des acides contenant de l'oxygène, les molécules d'eau sont oxydées au niveau de l'anode et de l'oxygène est libéré. Exemple 1.

Regardons l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium.

Une solution aqueuse de chlorure de sodium contiendra des cations sodium

Na +, anions chlore Cl - et molécules d'eau.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

cathode (-) 2 Na + ; 2H+ ; 2Н + + 2е à Н 0 2 anode (+) 2 Cl - ;

cathode - cation - réduction.2OH- ; 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH Chimique activité Chimique les anions sont peu probables diminue.

Et si le sel contient

DONC 4 2-

? Considérons l'électrolyse d'une solution de sulfate de nickel ( II

).

Sulfate de nickel ( ) se dissocie en ions Ni 2+ et SO 4 2- :

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

Écrivons ensemble les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode :

cathode (-) Ni 2+ ; H+ ; Ni 2+ + 2е à Ni 0

).

anode (+) SO 4 2- ; OH - ;2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

4 électrons sont impliqués dans les processus de réduction et 4 électrons sont également impliqués dans les processus d'oxydation. Additionnons ces équations ensemble et obtenons l'équation générale de la réaction :

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

Du côté droit de l’équation se trouvent à la fois H + et OH- , qui se combinent pour former des molécules d'eau :

H + + OH - à H 2 O

Donc, du côté droit de l’équation, au lieu de 4 ions H + et 2 ions OH- Écrivons 2 molécules d'eau et 2 ions H + :

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

Réduisons deux molécules d'eau des deux côtés de l'équation :

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

Il s'agit d'une courte équation ionique. Pour obtenir l’équation ionique complète, vous devez ajouter un ion sulfate des deux côtés 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 , formé lors de la dissociation du sulfate de nickel ( Chimique ) et ne participant pas à la réaction :

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

Ainsi, lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de nickel ( Chimique ) l'hydrogène et le nickel sont libérés à la cathode et l'oxygène à l'anode.

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

Exemple 3. Écrivez des équations pour les processus se produisant lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de sodium avec une anode inerte.

Potentiel du système d’électrodes standard Na + + e = Na 0 est nettement plus négatif que le potentiel de l'électrode aqueuse en milieu aqueux neutre (-0,41 V). Par conséquent, une réduction électrochimique de l'eau se produira au niveau de la cathode, accompagnée d'un dégagement d'hydrogène.

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

et les ions Na + arrivant à la cathode s'accumulera dans la partie de la solution qui lui est adjacente (espace cathodique).

L'oxydation électrochimique de l'eau se produira au niveau de l'anode, entraînant la libération d'oxygène.

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

puisque correspondant à ce système potentiel d'électrode standard (1,23 V) est nettement inférieur au potentiel d'électrode standard (2,01 V) caractérisant le système

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

SO 4 2-ions se déplaçant vers l'anode pendant l'électrolyse s'accumulera dans l'espace anodique.

En multipliant l'équation du processus cathodique par deux et en l'ajoutant à l'équation du processus anodique, on obtient l'équation totale du processus d'électrolyse :

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

En tenant compte du fait qu'il se produit une accumulation simultanée d'ions dans l'espace cathodique et d'ions dans l'espace anodique, l'équation globale du processus peut s'écrire sous la forme suivante :

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

Ainsi, simultanément à la libération d'hydrogène et d'oxygène, de l'hydroxyde de sodium (dans l'espace cathodique) et de l'acide sulfurique (dans l'espace anodique) se forment.

Exemple 4.Électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre ( II) CuSO4.

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

cathode (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anode (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

Les ions H+ restent dans la solution 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 , car l'acide sulfurique s'accumule.

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

Exemple 5. Électrolyse d'une solution de chlorure de cuivre ( II) CuCl2.

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

cathode (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anode (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Les deux équations impliquent deux électrons.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --- 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (équation ionique)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (équation moléculaire)

Exemple 6. Électrolyse d'une solution de nitrate d'argent AgNO3.

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

cathode (-) Ag + + e à Ag 0

anode (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + Ô 2 (équation ionique)

4 Ag + + 2 H 2 Ôà 4 Ag 0 + 4 H + + Ô 2 + 4 NON 3 - (équation ionique complète)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Ôà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + Ô 2 (équation moléculaire)

Exemple 7. Électrolyse d'une solution d'acide chlorhydriqueHCl.

L'hydroxyde de sodium en solution se dissocie en cations et en ions hydroxyde.<-- H + + Cl - à anode (+)

cathode (-) 2H + + 2 eà H 2

anode (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (équation ionique)

2 HClà H 2 + Cl 2 (équation moléculaire)

Exemple 8. Électrolyse d'une solution d'acide sulfuriqueH 2 DONC 4 .

Cathode (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anode (+)

cathode (-)2H+ + 2eà H2

anode(+) 2H 2 O – 4eà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H2O – 4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H+ +O 2

2H2Oà 2H2 + O2

Exemple 9. Électrolyse d'une solution d'hydroxyde de potassiumKOH.

L'hydroxyde de sodium en solution se dissocie en cations et en ions hydroxyde.<-- K + + OH - à anode (+)

Les cations potassium ne seront pas réduits à la cathode, puisque le potassium se trouve dans la série de tension des métaux à gauche de l'aluminium, une réduction des molécules d'eau se produira :

2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O +O 2

cathode(-) 2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2

anode(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O +O 2 1

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

2 H 2 Ôà 2 H 2 + Ô 2

Exemple 10. Électrolyse d'une solution de nitrate de potassiumCONNAÎTRE 3 .

Cathode (-) <-- K + + NO 3 - à anode (+)

2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2H 2 O – 4eà O2+4H+

cathode(-) 2H 2 O + 2eà H2+2OH-2

anode(+) 2H 2 O – 4eà O2 + 4H+1

4H 2 O + 2H 2 Oà 2H2 + 4OH - + 4H ++ O2

2H2Oà 2H2 + O2

Lorsqu'un courant électrique traverse des solutions d'acides contenant de l'oxygène, d'alcalis et de sels d'acides contenant de l'oxygène avec des métaux situés dans la série de tension des métaux à gauche de l'aluminium, l'électrolyse de l'eau se produit pratiquement. Dans ce cas, de l’hydrogène est libéré à la cathode et de l’oxygène à l’anode.

Conclusions. Lors de la détermination des produits d'électrolyse de solutions aqueuses d'électrolytes, dans les cas les plus simples, on peut être guidé par les considérations suivantes :

1.Ions métalliques avec une petite valeur algébrique du potentiel standard - deLi + àAl 3+ inclusif - ont une très faible tendance à ré-ajouter des électrons, étant inférieurs à cet égard aux ionsH + (cm. Série d'activités cationiques). Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses de composés contenant ces cations, les ions remplissent la fonction d'agent oxydant à la cathodeH + , en restaurant selon le schéma :

2 H 2 Ô+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Cations métalliques avec des valeurs positives de potentiels standards (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ etc.) ont une plus grande tendance à ajouter des électrons que les ions. Lors de l'électrolyse des solutions aqueuses de leurs sels, la fonction d'agent oxydant à la cathode est libérée par ces cations, en étant réduits en métal selon le schéma, par exemple :

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses de sels métalliquesZn, Fe, CD, Nietc., occupant une position médiane dans la série de tensions entre les groupes répertoriés, le processus de réduction à la cathode se produit selon les deux schémas. La masse du métal libéré dans ces cas ne correspond pas à la quantité de courant électrique circulant, dont une partie est consacrée à la formation d'hydrogène.

4. Dans les solutions aqueuses d'électrolytes, les anions monoatomiques (Cl - , Br - , J. - ), les anions contenant de l'oxygène (NON 3 - , DONC 4 2- , P.O. 4 3- et autres), ainsi que les ions hydroxyles de l'eau. Parmi ceux-ci, les ions halogénures ont des propriétés réductrices plus fortes, à l'exception deF.OHIonsHCl, occupent une position intermédiaire entre eux et les anions polyatomiques., Par conséquent, lors de l’électrolyse de solutions aqueusesHBr

2 H.J. - -2 eà H.J. 2 0

ou leurs sels à l'anode, l'oxydation des ions halogénures se produit selon le schéma suivant :

4 X – 4 eà 2 H 2 Ô + Ô 2 + 4 H +

.

Lors de l'électrolyse de solutions aqueuses de sulfates, nitrates, phosphates, etc.

La fonction d'agent réducteur est assurée par des ions, oxydants selon le schéma suivant : HOH Tâches.

ZUNchalet 1. Lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre, 48 g de cuivre ont été libérés à la cathode.0 4 2 ".

Trouvez le volume de gaz libéré à l'anode et la masse d'acide sulfurique formée dans la solution.

Le sulfate de cuivre en solution ne dissocie aucun ion

C 2+ et12

S |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Écrivons les équations des processus se produisant à la cathode et à l'anode. Les cations Cu sont réduits à la cathode et l'électrolyse de l'eau se produit à l'anode :

Ajoutons 2 ions sulfate des deux côtés de l'équation, qui se forment lors de la dissociation du sulfate de cuivre, et nous obtenons l'équation ionique complète :

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

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

Le gaz libéré à l'anode est de l'oxygène. De l'acide sulfurique se forme dans la solution.

La masse molaire du cuivre est de 64 g/mol, calculons la quantité de substance cuivreuse :

Selon l’équation de réaction, lorsque 2 moles de cuivre sont libérées à la cathode, 1 mole d’oxygène est libérée à l’anode. 0,75 mole de cuivre sont libérées à la cathode, soit x moles d'oxygène sont libérées à l'anode. Faisons une proportion :

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

0,375 mole d'oxygène ont été libérées à l'anode,

v(O2) = 0,375 mole.

Calculons le volume d'oxygène libéré :

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

Selon l'équation de réaction, lorsque 2 moles de cuivre sont libérées à la cathode, 2 moles d'acide sulfurique se forment dans la solution, ce qui signifie que si 0,75 mole de cuivre sont libérées à la cathode, alors 0,75 mole d'acide sulfurique se forment dans la solution, v(H2SO4) = 0,75 mole.

Calculons la masse molaire de l'acide sulfurique :

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

Calculons la masse d'acide sulfurique :

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

8,4 litres d'oxygène ont été libérés à l'anode ; 73,5 g d'acide sulfurique se sont formés dans la solution

Problème 2. Trouver le volume de gaz libérés à la cathode et à l'anode lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse contenant 111,75 g de chlorure de potassium. Quelle substance s’est formée dans la solution ? Trouvez sa masse.

Le chlorure de potassium en solution se dissocie en ions K+ et Cl :

2КС1 =К+ + Сl

Les ions potassium ne sont pas réduits à la cathode, mais les molécules d'eau sont réduites. A l'anode, les ions chlorure sont oxydés et du chlore est libéré :

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

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (équation ionique courte) La solution contient également des ions K+ formés lors de la dissociation du chlorure de potassium et ne participant pas à la réaction :

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

Réécrivons l'équation sous forme moléculaire :

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

De l'hydrogène est libéré à la cathode, du chlore à l'anode et de l'hydroxyde de potassium se forme dans la solution.

La solution contenait 111,75 g de chlorure de potassium.

Calculons la masse molaire du chlorure de potassium :

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

Calculons la quantité de chlorure de potassium :

Selon l'équation de réaction, lors de l'électrolyse de 2 moles de chlorure de potassium, 1 mole de chlore est libérée. Laissez l’électrolyse de 1,5 mole de chlorure de potassium produire x mole de chlore.

0,75 mole de chlore sera libérée, v(C!2) = 0,75 mole. Selon l’équation de réaction, lorsque 1 mole de chlore est libérée à l’anode, 1 mole d’hydrogène est libérée à la cathode. Par conséquent, si 0,75 mole de chlore est libérée à l’anode, alors 0,75 mole d’hydrogène est libérée à la cathode, v(H2) = 0,75 mole.

Calculons le volume de chlore rejeté à l'anode :

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

Le volume d'hydrogène est égal au volume de chlore :

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

Selon l'équation de réaction, l'électrolyse de 2 moles de chlorure de potassium produit 2 moles d'hydroxyde de potassium, ce qui signifie que l'électrolyse de 0,75 mole de chlorure de potassium produit 0,75 mole d'hydroxyde de potassium. Calculons la masse molaire de l'hydroxyde de potassium :

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

Calculons la masse d'hydroxyde de potassium :

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. 16,8 litres d'hydrogène ont été libérés à la cathode, 16,8 litres de chlore ont été libérés à l'anode et 42 g d'hydroxyde de potassium se sont formés dans la solution.

Problème 3. Lors de l'électrolyse d'une solution de 19 g de chlorure métallique divalent, 8,96 litres de chlore ont été libérés au niveau de l'anode. Déterminez quel chlorure métallique a été soumis à l’électrolyse. Calculez le volume d'hydrogène libéré à la cathode.

Notons le métal inconnu M, la formule de son chlorure est MC12. A l'anode, les ions chlorure sont oxydés et du chlore est libéré. La condition dit que l'hydrogène est libéré à la cathode, par conséquent, la réduction des molécules d'eau se produit :

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl -2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (équation ionique courte)

La solution contient également des ions M2+, qui ne changent pas au cours de la réaction.

Écrivons l'équation ionique complète de la réaction :

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

Réécrivons l'équation de la réaction sous forme moléculaire :

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

Trouvons la quantité de chlore libérée à l'anode :

Selon l'équation de réaction, lors de l'électrolyse de 1 mole de chlorure d'un métal inconnu, 1 mole de chlore est libérée. Si 0,4 mole de chlore était libérée, alors 0,4 mole de chlorure métallique était soumise à l'électrolyse. Calculons la masse molaire du chlorure métallique :

La masse molaire du chlorure métallique inconnu est de 95 g/mol.

Il y a 35,5"2 = 71 g/mol pour deux atomes de chlore.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol « 98 g/mol = 73,5 g. une solution de chlorure de magnésium a été soumise à une électrolyse ; 8,96 litres d'hydrogène ont été libérés à la cathode.

*Problème 4. Lors de l'électrolyse de 200 g de solution de sulfate de potassium à une concentration de 15%, 14,56 litres d'oxygène ont été libérés au niveau de l'anode.

Calculez la concentration de la solution à la fin de l’électrolyse.

Dans une solution de sulfate de potassium, les molécules d'eau réagissent à la fois à la cathode et à l'anode :

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

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

Additionnons les deux équations ensemble :

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

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

2H2O = 2H2 + 02

En fait, lorsque se produit l’électrolyse d’une solution de sulfate de potassium, se produit l’électrolyse de l’eau.

La concentration d'un soluté dans une solution est déterminée par la formule :

С=m(soluté) 100% / m(solution)

Pour connaître la concentration de la solution de sulfate de potassium en fin d'électrolyse, il faut connaître la masse de sulfate de potassium et la masse de la solution. La masse de sulfate de potassium ne change pas au cours de la réaction. Calculons la masse de sulfate de potassium dans la solution originale. Notons la concentration de la solution initiale par C

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

La masse de la solution change pendant l'électrolyse car une partie de l'eau est convertie en hydrogène et en oxygène. 2Calculons la quantité d'oxygène libérée :

(Ô

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

Selon l’équation de réaction, 1 mole d’oxygène est formée à partir de 2 moles d’eau. Laissez 0,65 mole d’oxygène être libérée lors de la décomposition de x mole d’eau. Faisons une proportion :

1,3 mole d'eau décomposée, v(H2O) = 1,3 mole.

Calculons la masse molaire de l'eau :

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

Calculons la masse d'eau décomposée :

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 masse de la solution de sulfate de potassium a diminué de 23,4 g et est devenue égale à 200-23,4 = 176,6 g. Calculons maintenant la concentration de la solution de sulfate de potassium en fin d'électrolyse :

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

la concentration de la solution en fin d'électrolyse est de 17 %.

*Tâche 5. 188,3 g d'un mélange de chlorures de sodium et de potassium ont été dissous dans l'eau et un courant électrique a été passé à travers la solution résultante.

Lors de l'électrolyse, 33,6 litres d'hydrogène ont été libérés à la cathode. Calculez la composition du mélange en pourcentage en poids.

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

Notons la quantité de chlorure de potassium contenue dans le mélange par x mol, et la quantité de chlorure de sodium par mol. Selon l'équation de réaction, lors de l'électrolyse de 2 moles de chlorure de sodium ou de potassium, 1 mole d'hydrogène est libérée.

Par conséquent, lors de l'électrolyse de x mole de chlorure de potassium, x/2 ou 0,5x mole d'hydrogène est formée, et pendant l'électrolyse de x mole de chlorure de sodium, 0,5y mole d'hydrogène est formée.

Trouvons la quantité d'hydrogène libérée lors de l'électrolyse du mélange :

Faisons l'équation : 0,5x + 0,5y = 1,5

Calculons les masses molaires des chlorures de potassium et de sodium :

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

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

La masse x mole de chlorure de potassium est égale à :

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

La masse d'une mole de chlorure de sodium est :

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

La masse du mélange est de 188,3 g, créons la deuxième équation :

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

On résout donc un système de deux équations à deux inconnues :

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

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

A partir de la première équation on exprime x :

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

x = 3-y

En substituant cette valeur x dans la deuxième équation, nous obtenons :

74,5-(3 ans) + 58,5 ans= 188,3

223,5-74,5 ans + 58,5 ans = 188,3

-16у = -35,2

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

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol « 98 g/mol = 73,5 g. Calculons la fraction massique de chlorure de sodium :

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

le mélange contient 31,65 % de chlorure de potassium et 68,35 % de chlorure de sodium.

Introduction

CHAPITRE I. Revue de la littérature

1.1. Méthodes d'obtention et de recyclage du chlorure de calcium 7

1.1.1 Méthodes chimiques 7

1.1.2. Méthodes électrochimiques 10

1.2. Préparation de saccharates de calcium et leur utilisation comme inhibiteurs de corrosion 12

1.3 Synthèse électrochimique du chlore gazeux 13

1.4. Synthèse du dioxyde de carbone 16

1.5. Modèles de processus électrochimiques dans les eaux naturelles contenant des ions calcium 17

1,5L. Électrolyse des eaux thermales 17

1.5.2. Électrolyse de l'eau de mer 20

1.6. Conclusions de la revue de la littérature 23

CHAPITRE II. Procédure expérimentale 24

2.1. Mesures de polarisation 24

2.2- Synthèses électrochimiques 25

2.3. Méthodologie d'analyse et d'identification des produits 26

2.4. Traitement mathématique des résultats obtenus 33

Chapitre III. Données expérimentales et discussion

3.1.2. Procédé cathodique - cinétique de formation d'hydrogène gazeux lors de l'électrolyse d'une solution de chlorure de calcium 45

3.1.3. Aspects préparatoires de l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de calcium 48

3.2. Particularités de l'apparition de réactions d'électrodes dans des solutions aqueuses (CAC12+SUGAROSE) sur divers matériaux d'électrodes 50

3.2.1. Processus cathodique 50

3.2.2. Aspects préparatifs de la production électrochimique de saccharose calcique 58

3.2.3. Modèles de réactions des électrodes dans le système : (CaC12 + saccharose + Ca(OH)2) 61

3.2.3.1 Procédé anodique 61

3.2.3.2 Procédé cathodique 62

3.3. Modèles de réactions des électrodes dans le système [CaCl2+NIII3+Ca(III3)2] 65

3.3.1. Procédé anodique 65

3.3.2. Processus cathodique. 68

3.3.3. Aspects préparatifs de la synthèse électrochimique du nitrate de calcium 74

3.3.4. Aspects préparatoires de la production électrochimique de dioxyde de carbone 75

3.4 Production électrochimique d'acétate de calcium 78

3.4.1. Caractéristiques du processus cathodique dans l'électrosynthèse de l'acétate de calcium sur divers matériaux d'électrode 79

3.4.2. Aspects préparatifs de l'électrosynthèse de l'acétate de calcium 87

Littérature

Introduction au travail

Pertinence du sujet. Presque toutes les eaux naturelles contiennent des composés de calcium à des concentrations variables. De grandes quantités de chlorure de calcium sont formées comme déchets lors de la production de soude, de l'hydrolyse de composés organiques chlorés et d'autres processus de production.

Les méthodes chimiques et électrochimiques connues de traitement du chlorure de calcium présentent des inconvénients importants : décomposition du chlorure

le calcium à une température de 950-1000 C nécessite l'utilisation de matériaux de construction spéciaux et des coûts énergétiques élevés ; lors de l'électrolyse des solutions de chlorure de calcium, un précipité insoluble se dépose sur la cathode ; (tCa(OH)2* iCaCI2) et avec le temps, le passage du courant électrique à travers le système s'arrête.

La transformation du chlorure de calcium en produits plus précieux, en l'utilisant comme un nouveau type de matière première pour la production d'acide chlorhydrique, de chlore, d'acides chlorosulfoniques et de chlorure d'aluminium dans la production biologique et pharmaceutique, constitue un problème urgent.

Les méthodes électrochimiques qui permettent la synthèse de produits chimiques sans utiliser de réactifs, en utilisant des procédés électro-oxydants et électro-réducteurs, sont particulièrement prometteuses à ces fins.

Le choix des objets de recherche dans les travaux de thèse a été déterminé, d'une part, par la valeur des produits finaux, et d'autre part, par la possibilité d'utiliser comme matière première le chlorure de calcium, un déchet industriel de gros tonnage, dont le traitement contribue à protéger l’environnement des émissions industrielles nocives.

But et objectifs de l'étude. Le but du travail était d'étudier le droit
dimensions des réactions d'électrode et de la production de composés contenant du calcium
composés liquides à partir de solutions aqueuses de chlorure de calcium.

Pour atteindre cet objectif, il a fallu résoudre les tâches suivantes :

étudier la réaction anodique de libération de chlore à partir de solutions aqueuses de chlorure de calcium sur divers matériaux d'électrode ;

établir la cinétique et le mécanisme des réactions des électrodes dans des solutions aqueuses de chlorure de calcium, de nitrate de calcium, d'acétate de calcium et d'un mélange de chlorure de calcium et de saccharose ;

Déterminer les paramètres optimaux pour la synthèse électrochimique du calcium
F composés contenant du ci : densité de courant, concentrations d'électrolytes,

sorties actuelles des produits cibles.

Les objets d'étude étaient des processus électrochimiques, prote
pénétrant sur divers matériaux d'électrode dans des solutions aqueuses de chlorure
calcium avec divers additifs. Le choix de l'objet de recherche a été déterminé avec
d'une part, le manque de connaissances et la complexité des processus d'électrodes dans les courses
systèmes à l'étude, et d'autre part, la possibilité d'utiliser les déchets
Ch production à grande échelle de chlorure de calcium pour obtenir de précieux

produits.

Nouveauté scientifique :

Une base scientifique pour la technologie et des solutions technologiques avancées pour l'électrolyse de solutions aqueuses contenant des ions calcium ont été créées ;

Les schémas d'apparition des réactions anodiques et cathodiques selon
rayonnement de composés contenant du calcium sur divers matériaux d'électrode

Importance pratique travaux:

Pour la première fois, en utilisant le chlorure de calcium comme matière première, des composés chimiques aussi précieux que l'acétate de calcium, le saccharose de calcium, le nitrate de calcium, le dioxyde de carbone, le chlore et l'hydrogène gazeux ont été synthétisés.

Approbation travail. Les principaux résultats ont été rapportés et discutés lors de la XIVe réunion sur l'électrochimie des composés organiques « Nouvelles de l'électrochimie des composés organiques » (Novocherkassk, 1998), lors de la conférence scientifique et pratique panrusse « Chimie dans la technologie et la médecine » (Makhachkala , 2002), lors de la conférence scientifique et technique internationale consacrée au 70e anniversaire de l'Université d'État des technologies alimentaires et à basse température de Saint-Pétersbourg (Saint-Pétersbourg, 2001), la conférence internationale "Problèmes modernes de chimie organique, d'écologie et biotechnologie" (Luga, 2001), lors des conférences finales panrusse « Écologie et utilisation rationnelle des ressources naturelles » (Saint-Pétersbourg, 2001 et 2002).

Portée et structure de la thèse. La thèse comprend une introduction, trois chapitres, des conclusions et une liste de références, comprenant 111 titres. L'ouvrage est présenté sur 100 pages de texte dactylographié, comprend 36 figures et 6 tableaux.

Les travaux ont été réalisés dans le cadre d'une subvention du ministère de l'Éducation de la Fédération de Russie dans le cadre du programme "Recherche scientifique de l'enseignement supérieur dans les domaines prioritaires de la science et de la technologie", sous-programme - "Écologie et utilisation rationnelle des ressources naturelles", rubrique - "Problèmes des formations artificielles et utilisation des déchets industriels et ménagers 2001-2002".

Préparation de saccharates de calcium et leur utilisation comme inhibiteurs de corrosion

Le chlore est utilisé en quantité importante pour préparer les agents de blanchiment (hypochlorite de calcium et eau de Javel). En brûlant du chlore dans une atmosphère d'hydrogène, on obtient du chlorure d'hydrogène pur. Les chlorures correspondants sont utilisés dans la production de titane, de niobium et de silicium. Les chlorures de fer et d'aluminium et de phosphore sont également utilisés industriellement.

Plus de 60 % de tout le chlore produit est utilisé pour la synthèse de composés organochlorés. Les grands consommateurs de chlore comprennent la production de tétrachlorure de carbone, de chloroforme, de chlorure de méthylène, de dichloroéthane, de chlorure de vinyle et de chlorobenzène. Des quantités importantes de chlore sont consommées dans la synthèse du glycérol et de l'éthylène glycol à l'aide de méthodes au chlore, ainsi que dans la synthèse du disulfure de carbone.

Pour la désinfection de l'eau, le dioxyde de chlore, obtenu par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium, est plus prometteur.

Selon des estimations préliminaires, la production de chlore aux États-Unis en 1987 s'élevait à 10,4 millions de tonnes. Le coût d'une tonne de chlore est de 195 dollars. Le chlore est obtenu par électrolyse d'une solution de NaCl. Les fondements théoriques et les conceptions des électrolyseurs industriels sont décrits dans la monographie.

La maîtrise de la technologie d'électrolyse des saumures NaCl par membranes échangeuses d'ions permet de réduire (par rapport à l'électrolyse à diaphragme ou au mercure) le coût des équipements (de 15 à 25 %) et les coûts énergétiques (de 20 à 35 %). La rentabilité de l'électrolyse membranaire est liée à la possibilité de produire des alcalis à une concentration de 40% avec une consommation électrique de 200 kWh/t de produit. Les membranes double couche permettent un fonctionnement à des densités de courant allant jusqu'à 4 kA/m, ce qui garantit une utilisation plus efficace de l'électricité bon marché la nuit. Ces avantages compensent pleinement le coût relativement élevé des nouvelles membranes (500-700 $/m2).

L'efficacité de l'utilisation de cathodes activées pour réduire la surtension du dégagement d'hydrogène est discutée. Une réduction supplémentaire de la tension de la cellule peut être obtenue en augmentant la pression de service jusqu'à 5 bars tout en augmentant simultanément la température. L'utilisation d'oxygène (air), qui dépolarise la cathode, remplaçant le processus de dégagement d'hydrogène par le processus de réduction de l'oxygène, réduit les coûts énergétiques à 1 600 kWh/t d'alcali (si l'intensité énergétique perdue de l'hydrogène n'est pas prise en compte) . Une autre voie est l’électrooxydation de l’hydrogène dans une pile à combustible.

Des expériences de la société Hoechst avec un électrolyseur à membrane de chlore d'une surface de membrane de 0,1 m2 sont décrites. Il a été constaté que l'efficacité du courant, qui diminue avec l'augmentation de la concentration en alcali, atteint un minimum à une concentration de 30 %, puis augmente jusqu'à une concentration de 34 %, après quoi elle retombe. Divers mécanismes pour la mise en œuvre du procédé membranaire et la sélection des propriétés des membranes et les raisons de leur vieillissement sont considérés. Il a été démontré que ce n'est qu'avec un faible coût de la vapeur que le coût énergétique de l'électrolyse à membrane peut approcher celui de la méthode au mercure.

Les travaux ont réalisé une étude systématique du processus d'électrolyse de solutions de chlorures de métaux alcalins et alcalino-terreux sans diaphragme. Il a été montré que les différences au cours du processus anodique, selon la nature du cation de l'électrolyte initial, sont dues à des solubilités différentes des produits d'électrolyse, principalement la solubilité des hydroxydes des métaux correspondants.

Dans un électrolyseur à membrane de chlorure, au moins sur un côté de la membrane se trouve une couche poreuse perméable aux gaz et aux liquides qui n'a aucune activité d'électrode. Dans les chambres cathodiques et anodiques, la pression est de préférence maintenue à 15 kgf/cm2, ce qui permet de réduire la tension d'électrolyse. Le procédé peut être appliqué à l'électrolyse de l'eau et de l'acide chlorhydrique.

L'article présente un modèle du processus de production de chlore gazeux dans un électrolyseur sans écoulement.

Électrolyse des eaux thermales

Récemment, l'hypochlorite de sodium ou de calcium a été utilisé pour purifier et surtout neutraliser l'eau. L'intérêt accru pour l'hypochlorite est dû en grande partie aux grandes possibilités de son utilisation. L'utilisation d'hypochlorite obtenu par électrolyse de l'eau de mer pour le traitement des eaux usées est respectueuse de l'environnement.

La méthode électrochimique de production de solutions d'hypochlorite par électrolyse de solutions aqueuses de sel de table ou d'eaux naturelles permet d'organiser cette production directement sur les lieux de consommation des solutions, et il n'y a pas besoin de stockage à long terme des solutions d'hypochlorite.

Actuellement, deux méthodes de production électrochimique d'un désinfectant ont été utilisées : l'électrolyse de solutions concentrées de chlorure de sodium suivie d'un mélange avec de l'eau traitée et l'électrolyse directe de l'eau désinfectée. Le processus d'électrolyse, dans l'un comme dans l'autre, dépend de la densité de courant aux électrodes, de la concentration en chlorure de sodium, du pH, de la température et de la nature du mouvement de l'électrolyte, du matériau des électrodes et de leur passivation, ainsi que de la méthode d'alimentation en courant des électrodes.

Le processus de synthèse électrochimique de l'hypochlorite de sodium dans un électrolyseur à membrane avec une électrode ORTA et une membrane céramique inorganique à base de 2x0g a été étudié. L'influence de la densité de courant, de la concentration de la solution de chlorure de sodium, du taux d'alimentation en solution de chlorure de sodium et du taux d'alimentation des solutions dans les chambres d'électrodes a été étudiée. Il a été démontré que, dans des conditions optimales, le rendement actuel de l'hypochlorite de sodium est de 77 % avec une consommation spécifique d'électricité de 2,4 kWh/kg et de chlorure de sodium de 3,1 kg/kg. La capacité à la corrosion de l'anode a été déterminée dans des conditions expérimentales.

L'invention concerne un procédé et un dispositif de surveillance des composés chlorés lors du traitement de l'eau, destinés principalement à la désinfection de l'eau des piscines. La génération d'une solution désinfectante d'hypochlorite de sodium est réalisée par la méthode électrolytique et on suppose que l'eau de la piscine contient une quantité suffisante de chlorures. L'eau circule dans un circuit fermé, dans la partie extérieure duquel se trouve un électrolyseur, ainsi qu'un filtre pour la purification de l'eau.

Pour désinfecter l'eau potable, les auteurs du brevet proposent d'installer un mini-électrolyseur sur la surface latérale du pipeline, dans lequel de l'hypochlorite est produit électrochimiquement à partir d'une solution diluée contenant du chlorure.

Les caractéristiques de l'électrolyse d'une solution diluée (0,89 %) de chlorure de sodium dans des conditions d'écoulement ont été étudiées. Il a été établi qu'une augmentation du débit entraîne une forte diminution du rendement en chlorate et peut augmenter considérablement la productivité et la stabilité de l'électrolyseur. Les meilleurs résultats ont été obtenus dans un électrolyseur avec des électrodes en titane recouvertes de platine dispersé avec un facteur de rugosité d'au moins 200, avec activation cathodique périodique des anodes.

Le processus électrochimique de synthèse de l'hypochlorite de sodium sous pression a été étudié. L'électrolyse est réalisée dans un autoclave en alliage de titane, renforcé à l'intérieur de plastique fluoré sous agitation. L'hydrogène gazeux formé lors de la réaction cathodique s'accumule dans le système, augmentant sa pression. Les études ont été réalisées sous une pression de 100 à 150 atm. Du fait que la solution est sous haute pression, la solubilité du chlore augmente, ce qui conduit à des rendements actuels plus élevés en hypochlorite de sodium. Le dioxyde de ruthénium à base de titane, le graphite et le platine ont été utilisés comme matériaux cathodiques, et le titane a servi de cathode.

L'utilisation d'hypochlorite de sodium, obtenu par électrolyse des eaux naturelles, pour purifier l'eau du champ Makhachkala-Ternairskoe du phénol est signalée.

L'eau de mer a une forte minéralisation. La minéralisation de l'eau de mer en général est de 3,5% soit 35 000 ppm. "1. Parmi ceux-ci, seuls deux composants (chlorures et sodium) sont présents en quantités supérieures à 1%, tandis que la concentration des deux autres : le sulfate et le magnésium est élevée. environ OD% ; le calcium, le potassium, le bicarbonate et le brome constituent environ 0,001 %. Les éléments restants sont présents en très faibles concentrations.

Selon le rapport des sels individuels à leur somme, la salinité des eaux de la mer Caspienne diffère de celle de l'océan et de la mer Noire. Les eaux de la mer Caspienne sont relativement pauvres, par rapport aux eaux océaniques, en ions Na et SG et riches en ions Ca et SO4. La salinité moyenne des eaux de la mer Caspienne est de 12,8 à 12,85 %, variant de 3 % à. l'embouchure de la Volga jusqu'à 20 % dans la baie de Balkhan. En hiver, la salinité des eaux du Caucase du Nord est élevée, ce qui s'explique par la formation de glace et le faible afflux des eaux de la Volga.

Ces dernières années, il y a eu une augmentation du flux de sels dans la mer, associée à une augmentation du flux d'ions dans les rivières.

La plus grande quantité de particules en suspension présentes dans les eaux marines contiennent les mêmes minéraux que les roches environnantes (kaolinite, talc, quartz, feldspath, etc.). Dans le tableau 1.1. La composition principale de l'eau de la mer Caspienne est présentée.

Synthèses électrochimiques

L'analyse des composés chlorés a été réalisée selon les méthodes suivantes : Détermination des HC par la méthode de Pontius. 10 ml d'électrolyte (pH = 8) additionnés d'une petite quantité d'amidon ont été titrés avec une solution OD d'iodure de potassium. Définition de SG. Porter 1 ml d'électrolyte à 100 ml avec de l'eau distillée. Titrer 10 ml d'échantillon avec une solution 0,1 N de nitrate d'argent en présence de quelques gouttes de CH3COOH + K2ClO4.

Détermination du C1CV. Ajouter 25 ml de sel de Mohr à 10 ml d'échantillon. Chauffer jusqu'à ce que des bulles apparaissent et refroidir brusquement. Ajouter 5 ml du mélange de Reinhart et titrer avec une solution de permanganate de potassium 0,1 N jusqu'à apparition d'une couleur rose.

Définition de SY/. Ajouter 10 ml de solution saturée de chlorure de potassium à 10 ml d'électrolyte. Si aucun précipité ne se forme, alors il n’y a pas de CO/s dans le système. Détermination de la quantité de chlore libéré Le chlore gazeux formé lors de l'électrolyse est passé à travers une solution d'iodure de potassium et l'iode libéré est titré avec du thiosulfate de sodium d'une certaine concentration. Le chlore est déterminé par la méthode titrimétrique iodométrique.

Réactifs : thiosulfate de sodium - solution 0,005 N ; KI - solution à 10 % ; mélange tampon acétate. Préparer en mélangeant des volumes égaux de solutions 1 N de CH3COONa et CH3COOH ; solution d'amidon fraîchement préparée - solution à 1%.

Progrès de la détermination. Pipeter 100 ml d'eau du robinet dans une fiole conique de 250 ml, ajouter 5 ml de solution de KI à 10 %, 5 ml de mélange tampon acétate et 1 ml de solution d'amidon. Titrer l'échantillon avec une solution de thiosulfate de sodium 0,005 N jusqu'à ce que la couleur bleue de la solution disparaisse.

Pour déterminer la teneur en calcium des eaux, la méthode trilonométrique est utilisée, qui permet de doser 0,1 mg ou plus de Ca dans un échantillon. Cette méthode est basée sur l'utilisation du Trilon B en présence de l'indicateur mu-rexide. L'essence de la méthode est que les ions Ca2+ en milieu alcalin forment un composé complexe avec le murexide, qui est détruit lors du titrage avec Trilon B en raison de la formation d'un complexonate de sodium plus stable. Le murexide (sel d'ammonium de l'acide violet à pH 12 interagit avec les ions Ca, formant des composés roses.

Le murexide ne réagit pas avec les ions Mg, mais si ceux-ci dans l'eau étudiée sont supérieurs à 30 mg/l, un précipité de Mg(OH)2 se formera, adsorbant l'indicateur à sa surface, ce qui rend difficile la fixation du point d’équivalence. Ensuite, la solution de test doit être diluée 5 à 6 fois pour réduire la concentration en magnésium.

Réactifs : Trilon B - solution 0,05 N. La normalité exacte est établie à l'aide d'une solution étalon 0,05 N de MgS04 ou préparée à partir de fix-sanal ; NaOH - solution à 10 % ; murexide - mélange sec (1 partie de murexide et 99 parties de NaCl).

Avancement de l'analyse. Pipeter 100 ml d'eau d'essai dans une fiole conique de 250 ml, ajouter 5 ml d'une solution d'hydroxyde de sodium à 10 % et ajouter un peu de mélange indicateur sec. La solution devient rouge. L'échantillon est titré avec du Trilon B sous agitation vigoureuse jusqu'à l'apparition d'une couleur violette stable pendant 3 à 5 minutes. Avec l'ajout supplémentaire de Trilon B, la couleur ne change pas. Un échantillon titré peut être utilisé comme « témoin », mais il ne faut pas oublier qu’un échantillon titré conserve une couleur stable pendant une durée relativement courte. Par conséquent, il est nécessaire de préparer un nouveau « témoin » si un changement de couleur par rapport à celui préparé précédemment est observé.

Procédé cathodique - cinétique de formation d'hydrogène gazeux lors de l'électrolyse d'une solution de chlorure de calcium

Étant donné que le platine est un matériau d'électrode coûteux, le processus de libération du chlore a été étudié à l'aide d'un matériau moins cher - le graphite. Figue. La figure 3.3 montre les courbes courant-tension anodiques sur le graphite dans des solutions aqueuses de chlorure de calcium à une concentration de 0,1 à 2,0 M. Comme dans le cas d'une électrode de platine, avec une augmentation de la concentration de chlorure de calcium, le potentiel de libération de chlore se déplace au côté anodique d'une moyenne de 250 à 300 mV.

Des courbes courant-tension de libération de chlore présentées ci-dessus sur des matériaux d'électrode en platine, graphite et ORTA, il s'ensuit qu'avec l'augmentation de la concentration en chlorure de calcium, le processus de libération moléculaire de chlore est facilité en raison d'une diminution de la composante de diffusion du processus. .

Pour comparer les paramètres cinétiques de libération du chlore sur la Fig. La figure 3.4 montre les dépendances Tafel correspondantes de la surtension (n) sur le logarithme de la densité de courant (lg і) sur les électrodes de platine, de graphite et ORTA.

Les équations de droite correspondantes, après calcul des coefficients a et b, peuvent être présentées sous la forme suivante : A l'aide des coefficients calculés a et b, les caractéristiques du processus ont été trouvées - courant d'échange i0 et coefficient de transfert a

Les paramètres de libération électrochimique du chlore à partir d’une solution de chlorure de calcium 2M sont donnés ci-dessous :

Sur la fig. 3.5. Pour une analyse comparative, les courbes courant-tension anodiques pour le platine, le graphite et l'ORTA dans une solution de chlorure de calcium 2M sont présentées. Comme le montre la figure, le chlore est libéré d'une solution de chlorure de calcium aux potentiels les plus bas au niveau de l'anode ORTA, et la courbe courant-tension sur le graphite est décalée de 250 à 300 mV par rapport à la courbe ORTA vers le côté anodique. Il est donc évident qu'il est préférable d'utiliser l'ORTA comme matériau d'anode dans l'électrolyse de solutions aqueuses de chlorure de calcium. Sur le graphite, la consommation d'énergie sera plus élevée et ce dernier est inférieur en durabilité à l'ORTA, notamment à des charges anodiques élevées.

Considérant que les coûts énergétiques lors de l'électrolyse dépendent également de la cinétique du processus cathodique, nous avons étudié les modèles de dégagement d'hydrogène à partir de solutions aqueuses de chlorure de calcium sur divers matériaux d'électrode.

Sur la fig. 3.6. Les courbes courant-tension de l'évolution cathodique de l'hydrogène à partir de solutions de chlorure de calcium avec une concentration de 0,5 à 2,0 M sur une électrode de platine sont présentées. L'analyse des courbes courant-tension montre qu'avec l'augmentation de la concentration de chlorure de calcium, la surtension du dégagement d'hydrogène augmente (de 30 à 40 mV). Une explication probable pourrait être la formation d'un précipité peu soluble de sels de calcium, protégeant la surface de l'électrode de platine et dont la quantité augmente avec l'augmentation de la concentration en ions Ca+. À cet égard, il y a une augmentation notable de la tension sur l'électrolyseur, notée plus tôt dans les travaux lors de la production électrochimique d'hypochlorite de calcium.

Les courbes courant-tension cathodique prises sur des matériaux d'électrode plus abordables pour l'électrolyse pratique - graphite, acier, cuivre et titane - sont présentées dans les figures 3.7 et 3.8. Les courbes courant-tension montrent qu'une faible surtension de dégagement d'hydrogène après platine est observée sur l'électrode de graphite (Fig. 3.7, courbe 2) ? tandis que l'électroréduction des ions hydrogène sur la cathode en titane (Fig. 3.8, courbe 2) se produit avec la surtension la plus élevée. Ce comportement est typique des métaux recouverts de phases oxydes dans la région des potentiels de dégagement d'hydrogène et ayant un effet inhibiteur sur le processus. Par conséquent, le matériau cathodique le plus approprié pour l’électrolyse d’une solution de chlorure de calcium est le graphite.

L'électrolyse est une réaction redox qui se produit sur les électrodes lorsqu'un courant électrique continu traverse une solution fondue ou électrolytique.

La cathode est un agent réducteur et donne des électrons aux cations.

L'anode est un agent oxydant et accepte les électrons des anions.

Processus se produisant sur les électrodes lors de l'électrolyse des matières fondues

(ne dépend pas du matériau des électrodes et de la nature des ions).

1. Les anions sont déchargés à l'anode ( Suis - ; OH-

A m - - m ē → A ° ; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (processus d'oxydation).

2. Les cations sont évacués à la cathode ( Moi n + , H + ), se transformant en atomes ou molécules neutres :

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (processus de récupération).

Processus se produisant sur les électrodes lors de l'électrolyse des solutions

ÉLECTROLYSE DES FONDS

Tâche 1. Élaborer un schéma d'électrolyse du bromure de sodium fondu. (Algorithme 1.)

Tâche 2. Élaborer un schéma d'électrolyse de l'hydroxyde de sodium fondu. (Algorithme 2.)

Tâche 3.Élaborer un schéma d'électrolyse du sulfate de sodium fondu. (Algorithme 3.)

ÉLECTROLYSE DES SOLUTIONS

Tâche 1.Élaborer un schéma d'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium à l'aide d'électrodes inertes. (Algorithme 1.)

Tâche 2.Elaborer un schéma d'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de cuivre ( Chimique ) à l'aide d'électrodes inertes. (Algorithme 2.)

Tâche 3.Élaborer un schéma d'électrolyse d'une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium à l'aide d'électrodes inertes. (Algorithme 3.)

Souviens-toi.Pendant l'électrolyse des acides contenant de l'oxygène (H 2 SO 4, etc.), des bases (NaOH, Ca (OH) 2, etc.) , sels de métaux actifs et d'acides contenant de l'oxygène(K 2 SO 4, etc.) L'électrolyse de l'eau se produit sur les électrodes : 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2

Tâche 4.Élaborer un schéma d'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate d'argent à l'aide d'une anode en argent, c'est-à-dire l'anode est soluble. (Algorithme 4.)

Propriétés physicochimiques de l'électrolyte

E = 3,38 - 1,4*10v-3 (t°-700°)

Ca/CaCl/CaCl2/Cl2.

Électrolyse avec cathode tactile

Théorie de base

Pratique de l'électrolyse

Électrolyse cathodique liquide et production d’alliages de calcium

Théorie de base

Pratique de l'électrolyse