Усан уусмалын электролизийн үед устөрөгч ялгардаг. Жишээ: Инерцийн электродууд дээр магнийн хлоридын усан уусмалын электролиз.

Электролиз нь цахилгаан гүйдлийн нөлөөгөөр электролит (давс, хүчил, шүлтийн уусмал) задрах явдал юм.

Электролизийг зөвхөн шууд гүйдэл ашиглан хийж болно. Электролизийн явцад давсанд агуулагдах устөрөгч эсвэл металл сөрөг электрод (катод) дээр ялгардаг. Хэрэв эерэг электрод (анод) металлаар хийгдсэн бол (ихэвчлэн давстай адил) электролизийн үед эерэг электрод уусдаг. Хэрэв анод нь уусдаггүй бол (жишээлбэл, нүүрстөрөгч) электролизийн явцад электролит дахь металлын агууламж буурдаг.

Катод дахь электролизийн явцад ялгарах бодисын хэмжээ нь электролитээр урсах цахилгааны хэмжээтэй пропорциональ байна.

Нэг кулон цахилгаанаар ялгарах бодисын хэмжээг цахилгаан химийн эквивалент А гэж нэрлэдэг тул G=A Q; G=A I t,

энд G нь ялгарсан бодисын хэмжээ; Q - цахилгаан эрчим хүчний хэмжээ; I - цахилгаан гүйдэл; t - цаг.

Метал бүр өөрийн цахилгаан химийн эквивалент А-тай.

Тооцооллын жишээ

1. Хэчнээн хэмжээний зэс ялгарах вэ зэсийн сульфат(CuSO4) (Зураг 1) гүйдэлтэй I=10 А 30 минут. Зэсийн цахилгаан химийн эквивалент А=0.329 мг/А сек.

Цагаан будаа. 1. Схем, жишээ нь 1

G = A I t = 0.329 10 30 60 = 5922 мг = 5.922 г.

Катодоос түдгэлзсэн объект 5.9 г цэвэр зэс ялгаруулна.

2. Зэсийн электролитийн өнгөлгөөний зөвшөөрөгдөх гүйдлийн нягт = 0.4 А/дм2. Зэсээр хучих ёстой катодын талбай S=2.5 дм2. Электролиз хийхэд ямар гүйдэл хэрэгтэй, 1 цагийн дотор катодод хэр хэмжээний зэс ялгарах вэ (Зураг 2).

Цагаан будаа. 2 . Жишээ нь схем 2

I= S =0.4-2.5=l A; G=A Q=A I t=0.329 1 60 60=1184.4 мг.

3. Электролизийн явцад исэлдсэн ус (жишээлбэл, хүхрийн хүчлийн H2SO4-ийн сул уусмал) устөрөгч ба хүчилтөрөгч болж задардаг. Электродууд нь нүүрстөрөгч, цагаан тугалга, зэс гэх мэт байж болох ч цагаан алт нь хамгийн тохиромжтой. 1.5 А гүйдлийн үед 1/4 цагийн дотор анод дээр хэр хэмжээний хүчилтөрөгч ялгарах ба катодод хичнээн хэмжээний устөрөгч ялгарах вэ Зураг 3).

Цагаан будаа. 3 . Жишээ нь схем 3

Ga=A I t=0,058 1,5 15 60=78,3 см3 хүчилтөрөгч катодод ялгарна.

Gк=A I t=0.1162 1.5 15 60=156.8 см3 устөрөгч анод дээр гарна.

Энэ харьцаатай устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн холимогийг тэсрэх хий гэж нэрлэдэг бөгөөд гал авалцах үед ус үүсгэдэг.

4. Лабораторийн туршилтын хүчилтөрөгч ба устөрөгчийг (исэлдсэн хүхрийн хүчил) ашиглан гаргаж авдаг (Зураг 4). Платинум электродуудыг шилэнд гагнана. Эсэргүүцлийг ашиглан бид одоогийн I = 0.5 A. (Гүйдлийн эх үүсвэр болгон тус бүр нь 1.9 В-ийн гурван хуурай эс бүхий зайг ашигладаг.) 30 минутын дотор хичнээн хэмжээний устөрөгч, хүчилтөрөгч ялгарах вэ.

Цагаан будаа. 4. Зураг, жишээ нь 4

Баруун судсанд Gк=А I t=0.1162 0.5 30 60=104.58 см3 устөрөгч ялгарна.

Ga=A l t=0,058 0,5 30 60=52,2 см3 хүчилтөрөгч зүүн судсанд ялгарна (хийнүүд усыг дунд сав руу түлхдэг).

5. Хөрвүүлэгч хэсэг (мотор генератор) нь электролитийн (цэвэр) зэс үйлдвэрлэх гүйдлийг хангадаг. 8 цагийн дотор 20 кг зэс авах шаардлагатай. Генератор ямар гүйдэл өгөх ёстой вэ? Зэсийн цахилгаан химийн эквивалент A=0.329 мг/А сек.

G=A I t тул I=G/(A t)=20000000/(0.329 8 3600)=20000000/9475.2=2110.7 А.

6. 200 гэрлийг хромжуулах шаардлагатай бөгөөд тус бүр нь 3 г хром шаарддаг. Энэ ажлыг 10 цагийн дотор дуусгахад ямар гүйдэл шаардлагатай вэ (хромын цахилгаан химийн эквивалент А = 0.18 мг/А сек).

I=G/(A t)=(200 3 1000)/(0.18 10 3600)=92.6 А.

7. Хөнгөн цагааныг ванны ажиллах хүчдлийн 7 В, 5000 А гүйдлээр ваннд каолин шавар, криолитийн уусмалыг электролизээр гаргаж авдаг. Анод нь нүүрстөрөгчөөр хийгдсэн ба банн нь нүүрстөрөгчийн блоктой гангаар хийгдсэн ( Зураг 5).

Цагаан будаа. 5. Зураг, жишээ нь 5

Хөнгөн цагаан үйлдвэрлэх банн нь ажлын хүчдэлийг нэмэгдүүлэхийн тулд цувралаар холбогдсон (жишээлбэл, 40 банн). 1 кг хөнгөн цагаан үйлдвэрлэхэд ойролцоогоор 0.7 кг нүүрстөрөгчийн анод, 25-30 кВт.ц цахилгаан шаардагдана. Өгөгдсөн өгөгдлийг ашиглан генераторын хүч, 10 цагийн турш ажиллах цахилгаан зарцуулалт, үүссэн хөнгөн цагааны жинг тодорхойлно.

40 ваннд ажиллах үеийн генераторын хүч P=U I=40 7 5000=1400000 Вт =1400 кВт.

10 цагт зарцуулсан цахилгаан эрчим хүч, A=P t=1400 кВт 10 цаг=14000 кВт.ц.

Үйлдвэрлэсэн хөнгөн цагааны хэмжээ G=14000: 25=560 кг.

Онолын цахилгаан химийн эквивалент дээр үндэслэн үйлдвэрлэсэн хөнгөн цагааны хэмжээ нь дараахь хэмжээтэй тэнцүү байх ёстой.

GT=A I t=0.093 5000 40 10 3600=0.093 7200000000 мг=669.6 кг.

Коэффицент ашигтай үйлдэлэлектролитийн суурилуулалт нь тэнцүү байна: үр ашиг = G / Gt = 560/669.6 = 0.83 = 83%.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Металл үйлдвэрлэх аргуудын нэг бол электролиз юм. Идэвхтэй металлууд байгальд зөвхөн хэлбэрээр байдаг химийн нэгдлүүд. Эдгээр нэгдлүүдийг чөлөөт төлөвт хэрхэн тусгаарлах вэ?

Электролитийн уусмал ба хайлмал нь цахилгаан гүйдлийг дамжуулдаг. Гэсэн хэдий ч электролитийн уусмалаар гүйдэл дамжуулах үед химийн урвал. Хоёр металл хавтанг электролитийн уусмал эсвэл хайлмалд хийж, тус бүр нь одоогийн эх үүсвэрийн аль нэг туйлтай холбогдсон бол юу болохыг авч үзье. Эдгээр хавтанг электрод гэж нэрлэдэг. Цахилгаан гүйдэл нь электронуудын хөдөлгөөнт урсгал юм. IN үүний үр дүндХэлхээн дэх электронууд нэг электродоос нөгөөд шилжих үед нэг электрод дээр илүүдэл электронууд гарч ирдэг.

Электронууд сөрөг цэнэгтэй тул энэ электрод сөрөг цэнэгтэй байдаг. Үүнийг катод гэж нэрлэдэг. Нөгөө электрод дээр электроны дутагдал үүсч, эерэг цэнэгтэй болдог. Энэ электродыг анод гэж нэрлэдэг. Уусмал эсвэл хайлмал дахь электролит нь эерэг цэнэгтэй ионууд - катионууд ба сөрөг цэнэгтэй ионууд - анионууд болж задалдаг.

Катионууд сөрөг цэнэгтэй электрод - катод руу татагддаг. Анионууд эерэг цэнэгтэй электрод - анод руу татагддаг. Электродуудын гадаргуу дээр ион ба электронуудын харилцан үйлчлэл үүсч болно.

Электролиз гэдэг нь электролитийн уусмал эсвэл хайлмалаар цахилгаан гүйдэл дамжих үед үүсдэг процессыг хэлнэ.

Уусмал болон электролитийн хайлмал электролизийн явцад тохиолддог процессууд нь огт өөр юм. Эдгээр тохиолдлуудыг хоёуланг нь нарийвчлан авч үзье.Хайлмалуудын электролиз
Жишээлбэл, натрийн хлоридын хайлмал электролизийг авч үзье. Хайлмал дахь натрийн хлорид нь ион болгон задалдаг

Na+Хайлмалуудын электролиз ба Cl - : NaCl = Na + + Cl -Хайлмалуудын электролиз Натрийн катионууд нь сөрөг цэнэгтэй электрод - катодын гадаргуу руу шилждэг. Катодын гадаргуу дээр илүүдэл электронууд байдаг. Тиймээс электронууд электродын гадаргуугаас натрийн ион руу шилждэг. Энэ тохиолдолд ионууд

натрийн атом болж хувирдаг, өөрөөр хэлбэл катионуудын бууралт үүсдэг

. Процессын тэгшитгэл: Na + + e - = Na Хлоридын ионууд Cl - Na + + e - = Na эерэг цэнэгтэй электродын гадаргуу руу шилжих - анод. Анодын гадаргуу дээр электрон дутагдал үүсч, анионуудаас электронууд шилждэг Cl-

электродын гадаргуу дээр. Үүний зэрэгцээ сөрөг цэнэгтэй ионууд

нь хлорын атом болж хувирдаг бөгөөд тэдгээр нь нэн даруй нэгдэж хлорын молекул С үүсгэдэг

л 2: 2С l - -2е - = Cl 2Хлоридын ионууд электроноо алддаг, өөрөөр хэлбэл исэлддэг.

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Нэг электрон нь натрийн катионыг багасгахад, 2 электрон хлорын ионыг исэлдүүлэхэд оролцдог. Гэсэн хэдий ч цахилгаан цэнэгийн хадгалалтын хуулийг дагаж мөрдөх ёстой, өөрөөр хэлбэл уусмал дахь бүх бөөмийн нийт цэнэг тогтмол байх ёстой. электронуудын тоо, натрийн катионыг багасгахад оролцдог нь хлоридын ионуудын исэлдэлтэнд оролцдог электронуудын тоотой тэнцүү байх ёстой. Тиймээс бид эхний тэгшитгэлийг 2-оор үржүүлнэ.

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Хоёр тэгшитгэлийг хамтад нь нэмээд ерөнхий урвалын тэгшитгэлийг гаргая.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (ионы тэгшитгэлурвал), эсвэл

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (молекулын тэгшитгэлурвал)

Тиймээс авч үзсэн жишээн дээр бид электролиз нь исэлдэлтийн урвал гэдгийг харж байна. Катод дээр эерэг цэнэгтэй ионууд - катионууд, анод дээр сөрөг цэнэгтэй ионууд - анионуудын исэлдэлт үүсдэг. "T дүрэм" -ийг ашиглах үед ямар процесс явагддагийг санаж болно:

катод - катион - бууралт.

Жишээ 2.Хайлсан натрийн гидроксидын электролиз.

Уусмал дахь натрийн гидроксид нь катион ба гидроксидын ион болгон задалдаг.

Катод (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Катодын гадаргуу дээр натрийн катионууд буурч, натрийн атомууд үүсдэг.

катод (-) Na + +e à Na

Анодын гадаргуу дээр гидроксидын ионууд исэлдэж, хүчилтөрөгч ялгарч, усны молекулууд үүсдэг.

катод (-) Na + + e à Na

анод (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Натрийн катионыг багасгах урвал болон гидроксидын ионуудын исэлдэлтийн урвалд оролцох электронуудын тоо ижил байх ёстой. Тиймээс эхний тэгшитгэлийг 4-өөр үржүүлье.

катод (-) Na + + e à Na 4

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

Хоёр тэгшитгэлийг нэмээд электролизийн урвалын тэгшитгэлийг олъё.

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Жишээ 3.Хайлмалын электролизийг авч үзье Al2O3

Энэхүү урвалыг ашиглан хөнгөн цагааныг маш их хөнгөн цагаан исэл агуулсан байгалийн нэгдэл болох бокситоос гаргаж авдаг. Хөнгөн цагааны ислийн хайлах цэг нь маш өндөр (2000ºС-ээс дээш) тул хайлах цэгийг 800-900ºС хүртэл бууруулахын тулд түүнд тусгай нэмэлтүүд нэмдэг. Хайлмал дахь хөнгөн цагаан исэл нь ион болон хуваагддаг. Al 3+ ба O 2- . Х катод дээр катионууд буурдагАль 3+ , хөнгөн цагаан атом болж хувирах:

Al +3 e à Al

Анионууд нь анод дээр исэлддэг O2- , хүчилтөрөгчийн атом болж хувирдаг. Хүчилтөрөгчийн атомууд нэн даруй O2 молекулуудад нэгддэг.

2 O 2- – 4 e à O 2

Хөнгөн цагааны катионыг багасгах, хүчилтөрөгчийн ионыг исэлдүүлэх процесст оролцож буй электронуудын тоо тэнцүү байх ёстой тул эхний тэгшитгэлийг 4, хоёр дахь тэгшитгэлийг 3-аар үржүүлье.

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Хоёр тэгшитгэлийг нэмээд олж авъя

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (ионы урвалын тэгшитгэл)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Уусмалын электролиз

Усан электролитийн уусмалаар цахилгаан гүйдэл дамжуулах тохиолдолд уусмал нь усны молекулуудыг агуулдаг тул электронуудтай харилцан үйлчлэлцэж чаддаг тул асуудал төвөгтэй байдаг. Усны молекул дахь устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн атомууд нь туйлын ковалент холбоогоор холбогддог гэдгийг санаарай. Хүчилтөрөгчийн электрон сөрөг чанар нь устөрөгчийнхээс их байдаг тул хуваалцсан электрон хосууд нь хүчилтөрөгчийн атом руу чиглэсэн байдаг. Хүчилтөрөгчийн атом дээр хэсэгчилсэнсөрөг цэнэг

δ+

, үүнийг δ- гэж тэмдэглэсэн бөгөөд устөрөгчийн атомууд дээр хэсэгчилсэн эерэг цэнэг байдаг бөгөөд үүнийг δ+ гэж тэмдэглэнэ.

│

Үгүй δ-

H δ+

Энэ цэнэгийн шилжилтийн улмаас усны молекул эерэг ба сөрөг "туйл"-тай байдаг. Тиймээс усны молекулууд эерэг цэнэгтэй туйлаар сөрөг цэнэгтэй электрод - катод, сөрөг туйл нь эерэг цэнэгтэй электрод - анод руу татагдаж болно. Катодын үед усны молекулын бууралт үүсч, устөрөгч ялгардаг.

Анод дээр усны молекулуудын исэлдэлт үүсч, хүчилтөрөгч ялгаруулж болно.

2 H 2 O - 4e - = 4H + + O 2 Тиймээс катодын электролитийн катионууд эсвэл усны молекулуудын аль нэгийг багасгаж болно. Энэ хоёр үйл явц хоорондоо өрсөлдөж байх шиг байна. Катод дээр яг ямар процесс явагдах нь металлын шинж чанараас хамаарна. .

Металлын катионууд эсвэл усны молекулууд катод дээр буурах эсэх нь металлын байрлалаас хамаарна.

Хэрэв метал нь устөрөгчийн баруун талд хүчдэлийн цуваатай байвал катод дахь металлын катионууд буурч, чөлөөт металл ялгардаг. Хэрэв метал нь хөнгөн цагааны зүүн талд хүчдэлийн цуваатай байвал катод дахь усны молекулууд буурч, устөрөгч ялгардаг. Эцэст нь цайраас хар тугалга хүртэлх металлын катионуудын хувьд металлын хувьсал эсвэл устөрөгчийн хувьсал үүсч, заримдаа устөрөгч ба металлын хувьсал нэгэн зэрэг тохиолдож болно. Ерөнхийдөө энэ нь нэлээд төвөгтэй тохиолдол бөгөөд урвалын нөхцлөөс ихээхэн хамаардаг: уусмалын концентраци, цахилгаан гүйдэл болон бусад.

Хоёр процессын аль нэг нь анод дээр тохиолдож болно - электролитийн анионуудын исэлдэлт эсвэл усны молекулуудын исэлдэлт. Ямар процесс явагдах нь анионы шинж чанараас хамаарна. Хүчилтөрөгчгүй хүчил эсвэл хүчлүүдийн давсны электролизийн үед анионууд нь анод дээр исэлддэг.Цорын ганц үл хамаарах зүйл бол фторын ион юм F-

.Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн хувьд усны молекулууд анод дээр исэлдэж, хүчилтөрөгч ялгардаг.

Жишээ 1.Натрийн хлоридын усан уусмалын электролизийг авч үзье.

Натрийн хлоридын усан уусмал нь натрийн катионуудыг агуулна

Na +, хлорын анионууд Cl - ба усны молекулууд.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

катод (-) 2 Na +;

2H+; 2Н + + 2е à Н 0 2 анод (+) 2 Cl - ; 2 OH -;

Жишээ 2.2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH Химийнүйл ажиллагаа анионууд магадлал багатайүйл ажиллагаа буурдаг.Мөн давс агуулсан бол

SO 4 2-

Никелийн сульфатын уусмалын электролизийг авч үзье. II ).

Никелийн сульфат (

) ион болгон задалдаг Ni 2+ ба SO 4 2-: NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Никелийн катионууд нь металлын ионуудын хооронд байрладаг

Al 3+ ба Pb 2+

Никелийн сульфат (

, хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг, катод дахь нөхөн сэргээх үйл явц нь хоёр схемийн дагуу явагддаг. 2 H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -Хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн анионууд нь анод дээр исэлддэггүй (

анионы үйл ажиллагааны цуврал

), усны молекулуудын исэлдэлт үүсдэг:

Тэгшитгэлийн баруун талд H + ба хоёулаа байнаӨө- , усны молекулуудыг үүсгэхийн тулд:

H + + OH - à H 2 O

Тиймээс тэгшитгэлийн баруун талд 4 H + ион ба 2 ионы орондӨө- Усны 2 молекул ба 2 H + ионыг бичье.

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

Тэгшитгэлийн хоёр талд хоёр усны молекулыг багасгая:

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

Энэ бол богино ионы тэгшитгэл юм. Бүрэн ионы тэгшитгэлийг авахын тулд та хоёр талдаа сульфатын ион нэмэх хэрэгтэй 2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH , никель сульфатын задралын явцад үүссэн (үйл ажиллагаа ) болон урвалд оролцдоггүй:

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

Тиймээс никель сульфатын уусмалын электролизийн явцад (үйл ажиллагаа ) катод дээр устөрөгч, никель, анод дээр хүчилтөрөгч ялгардаг.

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

Жишээ 3. Натрийн сульфатын усан уусмалыг идэвхгүй анодоор электролиз хийх явцад үүсэх процессын тэгшитгэлийг бич.

Стандарт электродын системийн боломж Na + + e = Na 0 нь төвийг сахисан усан орчинд (-0.41 В) усан электродын потенциалаас хамаагүй их сөрөг байдаг тул устөрөгч ялгарахтай зэрэгцэн катод дахь усны электрохимийн бууралт үүснэ.

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

болон Na ионууд + катод руу ирэх нь уусмалын зэргэлдээх хэсэгт (катодын орон зай) хуримтлагдана.

Анод дээр усны электрохимийн исэлдэлт үүсч, хүчилтөрөгч ялгарахад хүргэдэг.

2 H 2 O – 4e à O 2 + 4 H +

энэ системд тохирсон учраас стандарт электродын потенциал (1.23 В) нь системийг тодорхойлдог стандарт электродын потенциалаас (2.01 В) хамаагүй бага байна.

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

SO 4 2- ионууд электролизийн үед анод руу шилжих нь анодын зайд хуримтлагдана.

Катодын процессын тэгшитгэлийг хоёроор үржүүлж, анод процессын тэгшитгэлээр нэмснээр электролизийн процессын нийт тэгшитгэлийг олж авна.

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

Катодын орон зайд ион ба анодын орон зайд ионууд нэгэн зэрэг хуримтлагддагийг харгалзан процессын ерөнхий тэгшитгэлийг дараах хэлбэрээр бичиж болно.

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

Ийнхүү устөрөгч ба хүчилтөрөгч ялгарахтай зэрэгцэн натрийн гидроксид (катодын орон зайд), хүхрийн хүчил (анодын орон зайд) үүсдэг.

Жишээ 4.Зэсийн сульфатын уусмалын электролиз ( II) CuSO 4 .

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

катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

анод (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

H+ ионууд уусмалд үлддэг 2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH , учир нь хүхрийн хүчил хуримтлагддаг.

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

Жишээ 5. Зэсийн хлоридын уусмалын электролиз ( II) CuCl 2.

Катод (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

анод (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Хоёр тэгшитгэл нь хоёр электроныг агуулна.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ионы тэгшитгэл)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (молекулын тэгшитгэл)

Жишээ 6. Мөнгөний нитратын уусмалын электролиз AgNO3.

Катод (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

катод (-) Ag + + e à Ag 0

анод (+) 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 + + О 2 (ионы тэгшитгэл)

4 Аг + + 2 Х 2 Оà 4 Аг 0 + 4 Х + + О 2 + 4 ҮГҮЙ 3 - (бүрэн ионы тэгшитгэл)

4 AgNO 3 + 2 Х 2 Оà 4 Аг 0 + 4 HNO 3 + О 2 (молекулын тэгшитгэл)

Жишээ 7. Давсны хүчлийн уусмалын электролизHCl.

Катод (-)<-- Х + + Cl - à анод (+)

катод (-) 2Х + + 2 дà Х 2

анод (+) 2Cl - – 2 дà Cl 2

2 Х + + 2 Cl - à Х 2 + Cl 2 (ионы тэгшитгэл)

2 HClà Х 2 + Cl 2 (молекулын тэгшитгэл)

Жишээ 8. Хүхрийн хүчлийн уусмалын электролизХ 2 SO 4 .

катод (-) <-- 2H + + SO 4 2- à , хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг, катод дахь нөхөн сэргээх үйл явц нь хоёр схемийн дагуу явагддаг. (+)

катод (-)2H+ + 2eà H 2

, хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг, катод дахь нөхөн сэргээх үйл явц нь хоёр схемийн дагуу явагддаг.(+) 2H 2 O – 4дà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2 O – 4дà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H+ +O 2

2H2Oà 2H2 + O2

Жишээ 9. Калийн гидроксидын уусмалын электролизКОХ.

Катод (-)<-- К + + Өө - à анод (+)

Кали нь хөнгөн цагааны зүүн талд байгаа металлын хүчдэлийн цувралд байдаг тул калийн катионууд нь катод дээр буурахгүй, усны молекулуудын бууралт:

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

катод(-) 2H 2 O + 2eà H 2 +2OH - 2

, хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг, катод дахь нөхөн сэргээх үйл явц нь хоёр схемийн дагуу явагддаг.(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O +O 2 1

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

2 Х 2 Оà 2 Х 2 + О 2

Жишээ 10. Калийн нитратын уусмалын электролизҮГҮЙ 3 .

катод (-) <-- K + + NO 3 - à , хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг, катод дахь нөхөн сэргээх үйл явц нь хоёр схемийн дагуу явагддаг. (+)

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

катод(-) 2H 2 O + 2eà H2+2OH-2

, хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг, катод дахь нөхөн сэргээх үйл явц нь хоёр схемийн дагуу явагддаг.(+) 2H 2 O – 4дà O2 + 4H+1

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

2H2Oà 2H2 + O2

Хүчилтөрөгч агуулсан хүчил, шүлт, хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн давсны уусмалаар цахилгаан гүйдэл нь хөнгөн цагааны зүүн талд байрлах металлын хүчдэлийн цувралд байрлах металуудаар дамжих үед усны электролиз бараг явагддаг. Энэ тохиолдолд катод дээр устөрөгч, анод дээр хүчилтөрөгч ялгардаг.

Дүгнэлт. Электролитийн усан уусмалын электролизийн бүтээгдэхүүнийг тодорхойлохдоо хамгийн энгийн тохиолдолд дараахь зүйлийг анхаарч үзэх хэрэгтэй.

1.Стандарт потенциалын бага алгебрийн утгатай металлын ионууд --аасЛи + рууАл 3+ багтаасан - электронуудыг дахин нэмэх хандлага маш сул, энэ талаараа ионуудаас доогуур байдаг.Х + (см. Катион үйл ажиллагааны цуврал). Эдгээр катионуудыг агуулсан нэгдлүүдийн усан уусмалын электролизийн явцад ионууд нь катод дахь исэлдүүлэгч бодисын үүргийг гүйцэтгэдэг.Х + , схемийн дагуу сэргээх:

2 Х 2 О+ 2 дà Х 2 + 2OH -

2. Стандарт потенциалын эерэг утгатай металлын катионууд (Cu 2+ , Аг + , Hg 2+ гэх мэт) нь ионуудтай харьцуулахад электрон нэмэх хандлагатай байдаг. Тэдний давсны усан уусмалыг электролиз хийх явцад катод дахь исэлдүүлэгч бодисын функцийг эдгээр катионууд ялгаруулж, схемийн дагуу металл болгон бууруулна, жишээлбэл:

Cu 2+ +2 дà Cu 0

3. Металл давсны усан уусмалын электролизийн үедZn, Fe, CD, Нигэх мэт жагсаалтад орсон бүлгүүдийн хоорондох хүчдэлийн цувралд дунд байр суурь эзэлдэг тул катод дахь бууралтын процесс нь хоёр схемийн дагуу явагддаг. Эдгээр тохиолдолд ялгарсан металлын масс нь урсаж буй цахилгаан гүйдлийн хэмжээтэй тохирохгүй бөгөөд түүний нэг хэсэг нь устөрөгч үүсэхэд зарцуулагддаг.

4.Б усан уусмалЭлектролит дэх моноатомын анионууд (Cl - , Br - , Ж - ), хүчилтөрөгч агуулсан анионууд (ҮГҮЙ 3 - , SO 4 2- , П.О. 4 3- болон бусад), түүнчлэн усны гидроксил ионууд. Эдгээрээс галидын ионууд нь илүү хүчтэй бууруулагч шинж чанартай байдагФ.ӨөИонуудHCl, тэдгээрийн болон олон атомт анионуудын хооронд завсрын байрлалыг эзэлдэг., Тиймээс усан уусмалын электролизийн үедHBr

2 Х.Ж. - -2 дà Х.Ж. 2 0

Анод дахь тэдгээрийн давс эсвэл галидын ионуудын исэлдэлт дараах схемийн дагуу явагдана.

4 X – 4 дà 2 Х 2 О + О 2 + 4 Х +

Сульфат, нитрат, фосфат гэх мэт усан уусмалын электролизийн үед.

Бууруулах бодисын үүргийг дараахь схемийн дагуу исэлдүүлэх ионууд гүйцэтгэдэг. ХӨ Даалгаврууд.

ЗАзуслангийн байшин 1. Зэсийн сульфатын уусмалын электролизийн явцад катод дээр 48 г зэс ялгарсан.0 4 2 ".

Анодаас ялгарах хийн эзэлхүүн ба уусмалд үүссэн хүхрийн хүчлийн массыг ол.

Уусмал дахь зэсийн сульфат нь ионыг салгадаггүй

C 2+ ба12

С |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Катод ба анод дээр явагдах процессуудын тэгшитгэлийг бичье. Катод дээр Cu катионууд буурч, анод дээр усны электролиз явагдана.

Cu 2+ +2e- = Cu

2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2

Электролизийн ерөнхий тэгшитгэл нь:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (богино ионы тэгшитгэл)

Зэсийн сульфатын диссоциацийн үед үүссэн тэгшитгэлийн хоёр тал дээр 2 сульфатын ионыг нэмээд бүрэн ионы тэгшитгэлийг гаргацгаая.

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу катод дээр 2 моль зэс ялгарахад анод дээр 1 моль хүчилтөрөгч ялгардаг. Катод дээр 0.75 моль зэс ялгарч, анод дээр x моль хүчилтөрөгч ялгаруулна. Пропорцийг гаргацгаая:

2/1=0.75/x, x=0.75*1/2=0.375моль

Анод дээр 0.375 моль хүчилтөрөгч ялгарсан.

v(O2) = 0.375 моль.

Гарч буй хүчилтөрөгчийн хэмжээг тооцоолъё.

V(O2) = v(O2) «VM = 0.375 моль «22.4 л/моль = 8.4 л

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу катод дээр 2 моль зэс ялгарахад уусмалд 2 моль хүхрийн хүчил үүсдэг бөгөөд энэ нь катод дээр 0.75 моль зэс ялгарвал 0.75 моль хүхрийн хүчил үүсдэг гэсэн үг юм. уусмал дахь v(H2SO4) = 0.75 моль .

Хүхрийн хүчлийн молийн массыг тооцоолъё.

M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 г/моль.

Хүхрийн хүчлийн массыг тооцоолъё.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0.75 моль «98 г/моль = 73.5 г.Хариулт:

Анод дээр 8.4 литр хүчилтөрөгч ялгарсан; Уусмалд 73.5 г хүхрийн хүчил үүссэн

Бодлого 2. 111,75 г калийн хлорид агуулсан усан уусмалын электролизийн үед катод ба анодаас ялгарах хийн эзэлхүүнийг ол. Уусмалд ямар бодис үүссэн бэ? Түүний массыг ол.

Уусмал дахь калийн хлорид нь K+ ба Cl ионуудад задардаг.

2КС1 =К+ + Сl

Калийн ионууд катод дээр багасдаггүй, харин усны молекулууд багасдаг. Анод дээр хлоридын ионууд исэлдэж, хлор ялгардаг.

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

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (богино ионы тэгшитгэл) Мөн уусмалд калийн хлоридын диссоциацийн үед үүссэн, урвалд оролцдоггүй K+ ионууд агуулагдана.

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

Тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр дахин бичье.

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

Катод дээр устөрөгч, анод дээр хлор ялгарч, уусмалд калийн гидроксид үүсдэг.

Уусмал нь 111.75 г калийн хлорид агуулдаг.

Калийн хлоридын молийн массыг тооцоолъё.

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

Калийн хлоридын хэмжээг тооцоолъё.

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу 2 моль калийн хлоридын электролизийн үед 1 моль хлор ялгардаг. 1.5 моль калийн хлоридын электролизийн үр дүнд х моль хлор үүснэ.

Пропорцийг гаргацгаая:

2/1=1,5/х, x=1,5 /2=0,75 моль

0.75 моль хлор ялгарах болно, v(C!2) = 0.75 моль. Урвалын тэгшитгэлийн дагуу анод дээр 1 моль хлор ялгарахад катод дээр 1 моль устөрөгч ялгардаг. Иймд анод дээр 0.75 моль хлор ялгарвал катод дээр 0.75 моль устөрөгч ялгарна, v(H2) = 0.75 моль.

Устөрөгчийн эзэлхүүн нь хлорын хэмжээтэй тэнцүү байна.

Y(H2) = Y(C12) = 16.8л.

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу 2 моль калийн хлоридын электролиз нь 2 моль калийн гидроксид үүсгэдэг бөгөөд энэ нь 0.75 моль калийн хлоридын электролиз нь 0.75 моль калийн гидроксид үүсгэдэг гэсэн үг юм. Калийн гидроксидын молийн массыг тооцоолъё.

M(KOH) = 39+16+1 - 56 г/моль.

Калийн гидроксидын массыг тооцоолъё.

m(KOH) = v(KOH>M(KOH) = 0.75 моль-56 г/моль = 42 г.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0.75 моль «98 г/моль = 73.5 г.Катод дээр 16,8 литр устөрөгч, анод дээр 16,8 литр хлор, уусмалд 42 г калийн гидроксид үүссэн.

Бодлого 3. 19 г хоёр валент металл хлоридын уусмалыг электролиз хийх явцад анод дээр 8,96 литр хлор ялгарсан. Аль металл хлорид электролизэнд өртсөнийг тодорхойлно уу. Катодоос ялгарах устөрөгчийн хэмжээг тооцоол.

Үл мэдэгдэх M металлыг тэмдэглэе, түүний хлоридын томъёо нь MC12. Анод дээр хлоридын ионууд исэлдэж, хлор ялгардаг. Нөхцөл байдал нь катод дээр устөрөгч ялгардаг тул усны молекулын бууралт дараах байдалтай байна.

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl -2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (богино ионы тэгшитгэл)

Уг уусмалд мөн M2+ ионууд агуулагддаг бөгөөд тэдгээр нь урвалын явцад өөрчлөгддөггүй.

Урвалын бүрэн ионы тэгшитгэлийг бичье.

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

Урвалын тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр дахин бичье.

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

Анодоос ялгарах хлорын хэмжээг олцгооё.

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу үл мэдэгдэх металлын 1 моль хлоридын электролизийн үед 1 моль хлор ялгардаг. Хэрэв 0.4 моль хлор ялгарсан бол 0.4 моль металл хлорид электролизэд хамрагдсан. Металл хлоридын молийн массыг тооцоолъё.

Үл мэдэгдэх металл хлоридын молийн масс нь 95 г / моль юм.

Хоёр хлорын атом тутамд 35.5"2 = 71 г/моль байна.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0.75 моль «98 г/моль = 73.5 г.Тиймээс металлын молийн масс 95-71 = 24 г / моль байна. Магни нь энэ молийн масстай тохирч байна.

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу анод дахь 1 моль хлорын хувьд катод дээр 1 моль устөрөгч ялгардаг. Манай тохиолдолд анод дээр 0.4 моль хлор ялгарсан нь катод дээр 0.4 моль устөрөгч ялгарсан гэсэн үг юм.

Устөрөгчийн эзэлхүүнийг тооцоолъё:

V(H2) = v(H2>VM = 0.4 моль «22.4 л/моль = 8.96 л.

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

Хоёр тэгшитгэлийг хамтад нь нэмье:

6H2O = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2, эсвэл

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2, эсвэл

2H2O = 2H2 + 02

Үнэндээ калийн сульфатын уусмалын электролиз үүсэх үед усны электролиз үүсдэг.

Уусмал дахь ууссан бодисын концентрацийг дараах томъёогоор тодорхойлно.

С=m(ууссан) 100% / м(уусмал)

Электролизийн төгсгөлд калийн сульфатын уусмалын концентрацийг олохын тулд калийн сульфатын масс ба уусмалын массыг мэдэх шаардлагатай. Урвалын явцад калийн сульфатын масс өөрчлөгддөггүй. Анхны уусмал дахь калийн сульфатын массыг тооцоолъё. Анхны уусмалын концентрацийг С гэж тэмдэглэе

m(K2S04) = C2 (K2S04) m(уусмал) = 0.15 200 г = 30 гр.

Усны нэг хэсэг нь устөрөгч, хүчилтөрөгч болж хувирдаг тул электролизийн явцад уусмалын масс өөрчлөгддөг.

Гарч буй хүчилтөрөгчийн хэмжээг тооцоолъё. 2(О

)=V(O2) / Vm =14.56л / 22.4л/моль=0.65моль

Урвалын тэгшитгэлийн дагуу 2 моль ус 1 моль хүчилтөрөгч үүсгэдэг. Х моль ус задрах үед 0.65 моль хүчилтөрөгч ялгарна. Пропорцийг гаргацгаая:

1.3 моль ус задарсан, v(H2O) = 1.3 моль.

Усны молийн массыг тооцоолъё.

M(H2O) = 1-2 + 16 = 18 г / моль.

Задарсан усны массыг тооцоолъё.

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1.3 моль* 18 г/моль = 23.4 г.

Калийн сульфатын уусмалын масс 23.4 г-аар буурч, 200-23.4 = 176.6 г болсон байна.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0.75 моль «98 г/моль = 73.5 г. C2 (K2 SO4)=m(K2 SO4) 100% / м(уусмал)=30г 100% / 176.6г=17%

электролизийн төгсгөлд уусмалын концентраци 17% байна.

*Даалгавар 5. 188,3 г натри, калийн хлоридын хольцыг усанд уусгаж, үүссэн уусмалаар цахилгаан гүйдэл дамжуулсан.

Электролизийн явцад катод дээр 33.6 литр устөрөгч ялгарсан. Хольцын найрлагыг жингийн хувиар тооцно.

Кали, натрийн хлоридын хольцыг усанд уусгасны дараа уусмал нь K+, Na+, Cl- ионуудыг агуулна. Катод дахь калийн ионууд ч, натрийн ионууд ч багасдаггүй; Анод дээр хлоридын ионууд исэлдэж, хлор ялгардаг.

Тэгшитгэлийг молекул хэлбэрээр дахин бичье.

Холимогт агуулагдах калийн хлоридын хэмжээг х моль, натрийн хлоридын хэмжээг мольоор тэмдэглэе. Урвалын тэгшитгэлийн дагуу 2 моль натри эсвэл калийн хлоридын электролизийн үед 1 моль устөрөгч ялгардаг. Иймд х моль хлоридын электролизийн үед х/2 буюу 0.5х моль устөрөгч, х моль натрийн хлоридын электролизийн үед 0.5у моль устөрөгч үүсдэг.Хэмжээг нь олъё

устөрөгчийн бодисууд

Хольцын электролизийн явцад ялгардаг: Тэгшитгэлийг хийцгээе: 0.5x + 0.5y = 1.5Тооцоолъё

молийн масс

кали ба натрийн хлоридууд:

M(KS1) = 39+35,5 = 74,5 г/моль

M(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 г/моль

Калийн хлоридын масс x моль нь дараахь хэмжээтэй тэнцүү байна.

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = x моль-74.5 г/моль = 74.5х г.

Нэг моль натрийн хлоридын масс нь:

m(KCl) = v(KCl)-M(KCl) = y моль-74,5 г/моль = 58,5 у г.

Хольцын масс 188.3 гр, хоёр дахь тэгшитгэлийг үүсгэе.

74.5x + 58.5y= 188.3

Тиймээс бид хоёр үл мэдэгдэх хоёр тэгшитгэлийн системийг шийддэг.

0.5(x + y)= 1.5

74.5x + 58.5y=188.3г

Эхний тэгшитгэлээс бид x-ийг илэрхийлнэ:

x + y = 1.5/0.5 = 3, x = 3-yЭнэ x-ийн утгыг орлуулъя

хоёр дахь тэгшитгэл

, бид авах:

74.5-(3-y) + 58.5y= 188.3

223.5-74.5ж + 58.5у= 188.3

Хольцын электролизийн явцад ялгардаг: -16у = -35.2 y = 2.2 100% / 188.3г = 31.65%

массын хэсэг

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0.75 моль «98 г/моль = 73.5 г.натрийн хлорид:

w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68.35%хольц нь 31.65% калийн хлорид, 68.35% натрийн хлорид агуулдаг. Электролизнөлөөн дор электродууд дээр явагддаг цахилгаан энергийг химийн энерги болгон шууд хувиргах цахилгаан химийн процесс гэж нэрлэдэг.

. Цахилгаан талбайн нөлөөн дор электролит дахь ионуудын санамсаргүй хөдөлгөөн нь чиглэлтэй болж хувирдаг: эерэг цэнэгтэй ионууд (катионууд) сөрөг электрод - катод руу, сөрөг цэнэгтэй ионууд (анионууд) эерэг электрод руу шилждэг. анод. Электролизийн үед катод нь гадаад гүйдлийн эх үүсвэрийн сөрөг туйлтай, анод нь эерэг туйлтай холбогддог. – ) Асаалттай катод (К

. Цахилгаан талбайн нөлөөн дор электролит дахь ионуудын санамсаргүй хөдөлгөөн нь чиглэлтэй болж хувирдаг: эерэг цэнэгтэй ионууд (катионууд) сөрөг электрод - катод руу, сөрөг цэнэгтэй ионууд (анионууд) эерэг электрод руу шилждэг. анод. бууруулах үйл явц тохиолддог: эерэг ионууд эсвэл төвийг сахисан молекулууд электроныг хүлээн авч, багасгасан хэлбэрт хувирдаг. + ) Анионууд, төвийг сахисан молекулууд, анодын материалыг өөрөө исэлдүүлж болно. Анод нь уусдаг байж болно, i.e. электролизийн нөхцөлд исэлдэж, идэвхгүй, уусдаггүй, i.e. анодын процесст оролцохгүй байх. Уусдаг эсвэл хагас уусдаг анодуудад Zn, Cu, Fe, Cd, Ag, Ni, Co гэх мэт, уусдаггүй анодууд нь тодорхой нөхцөлд Pt, Pd болон бусад зарим үнэт металлууд, түүнчлэн бал чулуу С орно. Анод дээр илүү хүчтэй бууруулагч бодисууд эхлээд исэлддэг, өөрөөр хэлбэл. илүү сөрөг боломжоор тодорхойлогддог процессууд явагдаж байна.

Электролизийн процессыг зөв тодорхойлохын тулд дараахь зүйлийг хийх шаардлагатай.

1) электролитийн ионы найрлагыг авч үзэх;

2) электродууд дээр ионуудыг хуваарилах;

3) боломжит процессуудын тэнцвэрт потенциалыг тодорхойлох. Боломжит процессуудын тэнцвэрийн потенциалыг тооцоолохын тулд Нернстийн тэгшитгэлийг ашиглана. Хэрэв тодорхой нөхцөлийг заагаагүй бол процессыг үнэлэхийн тулд анодын материал ба анионуудын стандарт потенциалыг ашиглана.
ба катионууд
.

Харьцангуй хийн хэсэгчилсэн даралт дахь хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн хувьслын үйл явцын тэнцвэрт потенциал
Тэгээд Т= 298 К-ийг дараах томъёогоор тооцоолно.

, (3.1),

, (3.2)

4) Электродын потенциалыг харьцуулсны дараа электродын процессуудыг бичнэ үү.

Тэнцвэрийн потенциалын харьцангуй бага зөрүүтэй (0.8 1.0 В-оос бага) электродууд дээр хэд хэдэн процесс зэрэгцээ явагдаж болно. Хэрэв электрод дээр хэд хэдэн процесс нэгэн зэрэг явагддаг бол процесс тус бүрт очих цахилгаан эрчим хүчний эзлэх хувийг одоогийн гаралт гэж нэрлэдэг. IN j ):

, (3.3),

Хаана Q j - тодорхой процесст зарцуулсан цахилгаан эрчим хүчний хэмжээ;

Q – цахилгаан химийн системээр дамжсан цахилгааны нийт хэмжээ.

Анод дахь усан уусмалаас SO 4 2-, NO 3 -, PO 4 3- болон бусад хүчилтөрөгч агуулсан нийлмэл ионууд исэлддэггүй, учир нь нь гидроксидын ионОН-оос хамаагүй илүү эерэг ялгарах чадвартай байдаг.

Катод дахь усан уусмалаас өндөр сөрөг электродын потенциалтай (Al 3+, Na + гэх мэт) элементүүдийн ионууд (Хавсралт 1, Хүснэгт 1) багасдаггүй. Тэдний катод руу урсах нь зөвхөн хайлмалаас л боломжтой байдаг холбогдох давсэсвэл усан бус уусмалаас .

Электродууд дээр цахилгаан химийн хувиралд орсон бодисын хэмжээг Фарадейгийн хуулийн дагуу тооцдог.

Электролизийн явцад системээр дамждаг шууд цахилгаан гүйдлийн үр дүнд электродуудын туйлшрал үүсдэг (). ЭК, Э A): анодын потенциал эерэг болж, катодын потенциал сөрөг болж, цахилгаан химийн хэлхээний дотоод эсэргүүцэл дээр ом хүчдэлийн уналт үүсдэг. Р(Эом = Р . I). Тиймээс хүчдэл ( У ) -аас электродуудад хэрэглэх ёстой гадаад эх үүсвэр DC, хамгийн бага боломжит зөрүүгээс их ( У мин), тэнцүү зөрүүүйл явцын тэнцвэрийн боломжууд:

Электролизийн үед туйлшрах муруйг Зураг дээр үзүүлэв. 3.1. :

Э би руу

У мин

Цагаан будаа. 3.1. Электролизийн үед туйлшрах муруй.

Жишээ 3.1.Электролизийг авч үзье хайлахуусдаггүй Pt электродууд дээр калийн хлоридын давс KCl. Тэгшитгэлүүдийг бич электродын процессууд. Хамгийн бага боломжит зөрүүг тооцоол У мин электролиз.

Шийдэл. 1) Электролитийн ионы найрлагыг бичье.

KCl→ K + +Cl -

2) ба 3) электродын процессын стандарт потенциалууд:

ТО - :
IN

A+:
IN.

4) Электродын процессууд:

K - : K + + → К

A + : 2Cl - → Cl 2 + 2 .

Энэхүү электролизийг литий, хлор үйлдвэрлэхэд ашиглаж болно.

У мин =E = E 0 Cl - / Cl 2 - Э 0 K + /K =1.36V – (-2.925V) = 4.285V

Туйлшралын муруй:

Жишээ 3.2.Хамгийн бага боломжит зөрүүг тодорхойлох У мин , KOH-ийн усан уусмалын электролизийг явуулахын тулд Pt электродуудыг нийлүүлэх ёстой, рН = 12. Электролизийн процессуудын тэгшитгэлийг бич. 5А гүйдлийн үед 10 цагийн дотор электродууд дээр үүссэн хийн хэмжээг (хэвийн нөхцөлд бууруулсан) тооцоол.

Шийдэл. 1) Электролитийн ионы найрлагыг тодорхойлохын тулд электролитийн уусмалын диссоциацийн тэгшитгэлийг бичнэ.

KOH → K + + OH - ;H 2 O H + +OH -

2) Электродууд дээрх ионуудын тархалт:

A () (OH -), K () (K +, H +)

3) боломжит электродын процессуудын тэнцвэрийн потенциалыг тодорхойлъё.

ТО - :
Б,
IN,

A+:
IN.

4) Түүнээс хойш Э 0 K + /K нь мэдэгдэхүйц сөрөг байна
, дараа нь катод дээр зөвхөн H + ионыг багасгах процесс, анод дээр OH - ионыг исэлдүүлэх процесс явагдана.

K - : 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH - ,

A + : 2OH - - 2e → 1/2O 2 + H 2 O.

Өгөгдсөн уусмалын электролизийн потенциалын хамгийн бага зөрүү (буцах EMF):

Электродууд дээр ялгарах хийн хэмжээг Фарадейгийн хуулийг (хэвийн нөхцөл) ашиглан тооцоолно.

би,

л.

Калийн гидроксидын усан уусмалын электролиз нь устөрөгчийг цахилгаан химийн аргаар үйлдвэрлэхэд өргөн хэрэглэгддэг.

Жишээ 3.3.Бал чулуу (уусдаггүй) электрод дээр CuCl 2-ийн усан уусмалын электролизийг авч үзье. Электродын процессыг бичиж, туйлшралын муруйн явцыг харуул. Хэрэв ижил хугацаанд анод дээр 5.6 млCl 2 ба 5.6 млО 2 ялгарсан бол катодод үүссэн зэсийн массыг тооцоол.

Шийдэл.

CuCl 2 → Cu 2+ + 2Cl -

H2O H + + OH - .

CuCl 2 давс нь сул суурь Cu(OH) 2 ба хүчтэй хүчил HCl-ээс үүсдэг тул усанд ууссан үед H + ионуудын илүүдэл үүсэх гидролизийн процесс явагдах ба электролитийн уусмал орчны сул хүчиллэг урвалтай байх (рН = 5 гэж үзвэл).

Анод ба катод дээрх боломжит процессуудын потенциалыг тодорхойлж, электродын процессын тэгшитгэлийг бичье.

ТО - :
Б,
Б,

учир нь
-ээс илүү эерэг
, тэгвэл зөвхөн электролитийн уусмалаас Cu 2+ зэсийн ионыг ангижруулах процесс катод дээр явагдана.

A+:
IN,
IN,

учир нь
-ээс илүү сөрөг
, дараа нь юуны түрүүнд анод дээр OH - ионуудын исэлдэлтийн процесс явагдана. Гэсэн хэдий ч өндөр гүйдлийн нягтрал дахь туйлшралын улмаас хүчилтөрөгч ба хлорын хувьслын үйл явцын боломжууд нэлээд ойрхон байдаг тул электролитийн уусмалаас Cl-ионыг исэлдүүлэх процесс нь анод дээр явагдана. Тиймээс электродууд дээр дараах процессууд явагдана.

K - : Cu 2+ + 2 → Cu

A + : 2H 2 O → O 2 + 4H + + 4

2Cl - → Cl 2 + 2 .

Энэхүү уусмалын электролизийг бүтээгдэхүүнд зэс бүрэх, түүнчлэн хүчилтөрөгч, хлорын хий үйлдвэрлэх зорилгоор хийж болно.

Цагаан будаа. 3.2. Уусдаггүй электрод дээрх зэс хлоридын усан уусмалын электролизийн үйл явцын туйлшралын муруй.

Катод дээр үүссэн зэсийн массыг тодорхойлъё, үүний тулд эхлээд ердийн нөхцөлд хийн эквивалентийн мольуудын эзэлхүүнийг тооцоолъё. ба эквивалент зэсийн моль масс:

л/моль,
л/моль,
г/моль.

Фарадейгийн хуулийг ашиглан бид анод дахь хүчилтөрөгч, хлорын өгөгдсөн эзлэхүүнийг гаргахад шаардагдах цахилгааны хэмжээг тодорхойлно (үгүй):

Кл,

Cl.

Анодоор дамжин өнгөрөх нийт цахилгааны хэмжээ:

Cl.

Катод дахь ижил хэмжээний цахилгаан ( Q K = Q A) Зэс үүсэх ганцхан процессыг туулах болно. Фарадейгийн хуулийг ашиглан ялгарсан зэсийн массыг тодорхойлно.

g = 48.3 мг

Одоогийн гаралтыг тодорхойлъё ( Б j ) бүх электролизийн процессуудад:

%, (катод дээр нэг процесс байдаг тул);

% ;
%.

Жишээ 3.4.Зэс электродууд дээр CuCl 2-ийн усан уусмалын электролизийг авч үзье. Электродын үйл явцын тэгшитгэлийг бичиж, туйлшралын муруйн явцыг харуул. Энэ хувилбарын туйлшралын муруйн явц нь жишээ 3.3-т авч үзсэн хувилбараас юугаараа ялгаатай вэ?

Шийдэл.Электролитийн уусмалын ионы найрлага нь жишээ 3.3-тай ижил байна. Тиймээс катод дээр уусдаггүй электродууд дээр электролиз хийх тохиолдолд зөвхөн зэсийн ионыг багасгах процесс явагдана.

Анод дахь боломжит процессуудын боломжууд:

IN,
V, (3.3-р жишээг үз), анодын материалын потенциал
B. Зэсийн исэлдэлтийн тэнцвэрт потенциал нь хүчилтөрөгч, хлорын ялгаралтын тэнцвэрт потенциалаас хамаагүй сөрөг байдаг тул анод дээр юуны өмнө, үйл явц эхэлнэзэс электродын исэлдэлт. Хэрэв катод ба анод дахь электролизийн явцад системийн тэнцвэрт потенциалд хүрэхгүй бол
Тэгээд
(жижиг туйлшрал  ЭК,  Э A ба гүйдлийн нягт би), дараа нь электродын процессууд дараах байдалтай байна.

K - : Cu 2+ + 2 → Cu

A+ : Cu → Cu 2+ + 2 .

Өндөр эсийн хүчдэлд У, хүрч болно
,
Тэгээд
, дараа нь хийн хувьсал эхлэх ба жишээ 3.3-ын тэгшитгэлүүд электродын процессын заасан тэгшитгэлд нэмэгдэх болно.

Гүйдлийн нөлөөн дор зэсийн анод ууссан тул электролитийн уусмал дахь Cu 2+ ионуудын нийлүүлэлт нөхөж, катод дээр зэс бүрэх үйл явц илүү эрчимтэй явагдах болно. идэвхгүй электродуудыг ашиглан (Жишээ нь. 3.3.).

Цагаан будаа. 3.3. Зэс электрод дээрх зэс хлоридын усан уусмалын электролизийн үйл явцын туйлшралын муруй.

Жишээ 3.5.Бал чулуу (уусдаггүй) электродууд дээр Pb(NO 3) 2 ба Sn(NO 3) 2 давсны холимог усан уусмалын электролизийг авч үзье. Электродын процессын тэгшитгэлийг бичнэ үү. Катод дээр 30 г Sn, 52 г Pb, 2.8 л H 2 нэгэн зэрэг үүссэн бол бодисын одоогийн үр ашгийг тооцоолно (хэвийн нөхцөл).

Шийдэл.Электролитийн уусмалын ионы найрлагыг тодорхойлж, орчны устөрөгчийн индексийг тооцоолъё. Давс ба усны молекулуудын диссоциацийн тэгшитгэлийг бичье.

Pb(NO 3) 2 → Pb 2+ + 2NO 3 -

Sn(NO 3) 2 → Sn 2+ + 2NO 3 -

H2O H + +OH -.

Давс Sn(NO 3) 2 ба Pb(NO 3) 2 үүснэ сул үндэслэлба хүчтэй хүчил, тиймээс тэдгээрийг усанд уусгах үед илүүдэл H + ион үүсэх замаар гидролизийн процесс явагдах ба электролитийн уусмал нь орчны бага зэрэг хүчиллэг урвалтай байх болно (рН ≈ 5 гэж үзье).

Анод ба катод дахь боломжит процессуудын тэнцвэрийн потенциалыг тодорхойлъё.

ТО - :
Б,
Б,

IN.

учир нь
,
Тэгээд
байна ойролцоо үнэ цэнэ, дараа нь катод дээр электролитийн уусмалаас Pb 2+, Sn 2+ ба H + ионуудыг багасгах процессууд зэрэгцээ явагдана. Анод дээр NO 3 - ионууд нь хүчилтөрөгч агуулсан цогц ионуудын хувьд исэлддэггүй бөгөөд энэ электролитийн уусмалд уусдаггүй анод дээр зөвхөн OH - ионуудын исэлдэлтийн процесс явагдана.

Тиймээс электродууд дээр дараах процессууд явагдана.

K - : Pb 2+ + 2e → Pb

Sn 2+ + 2e → Sn

A + :H 2 O→O 2 + 4H + + 4 .

Катод дээр үүссэн бодисын эквивалент мольуудын масс ба эзэлхүүнийг (хэвийн нөхцөлд) бичье.

г/моль,
г/моль,
л/моль (н.с.).

Фарадейгийн хуулийг ашиглан бид катодод үйлдвэрлэхэд шаардагдах цахилгааны хэмжээг тодорхойлдог өгөгдсөн тоо хэмжээбодисууд (n.s.):

Кл,

Cl.

Катодоор дамжин өнгөрөх цахилгааны нийт хэмжээ:

Одоогийн гаралтыг тодорхойлъё ( Б j) бүх электролизийн процесст:

o / o , (анод дээр нэг процесс явагддаг тул);

100 % =
100% = 40,2%;

100%= 39,9%;
100% = 19,9%.

Цагаан будаа. 3.4. Бал чулуу (уусдаггүй) электрод дээрх Pb(NO 3) 2 ба Sn(NO 3) 2 давсны холимог усан уусмалын электролизийн үйл явцын туйлшралын муруй.

Жишээ 3.6. H 2 SO 4 усан уусмалд цайр, зэсийн хольц агуулсан никель цэвэршүүлэх үйл явцыг авч үзье. Анод ба катод дээр ямар процесс явагдах вэ? 98%-ийн гүйдлийн үр ашигтай 5 кг никель ялгахын тулд 500 А гүйдлээр цэвэршүүлэх ажлыг хэр удаан хийх вэ?

Шийдэл.Цэвэршүүлэх нь электролиз ашиглан металыг хольцоос цэвэрлэх явдал юм. Потенциал нь үндсэн металлаас илүү сөрөг байдаг үндсэн металл ба хольцууд нь анод дээр уусдаг. Илүү их хольцтой эерэг боломж, анодоос лаг хэлбэрээр уусч, унахгүй. Катодын үед хамгийн эерэг потенциалтай метал эхлээд ялгардаг.

Анод нь Zn болон Cu хольцоор цэвэршүүлэх Ni металл юм. Электролитийн уусмалын ионы найрлага: H + , SO 4 2- , OH - . рН = 2 үед электродын боломжит процессуудын тэнцвэрийн потенциалыг бичье.

Б,
Б,
Б,

IN,
Б.

Учир нь



, дараа нь цэвэршүүлэх явцад анод дахь эхний процесс нь цайрын хольцыг исэлдүүлэх, дараа нь үндсэн металл (никель), зэсийн хольцыг исэлдүүлэхгүй, харин металлын хэсгүүдийн төгсгөлд тунадас (лаг) үүсгэдэг. үйл явц.

Учир нь

, мөн никель ионы концентраци нь цайрын ионы агууламжаас өндөр байвал цэвэр никель нь катод дээр хуримтлагддаг. Гэвч үйл явцын эхэнд электролитийн уусмалд Ni 2+ ион байхгүй үед катод дээр устөрөгч ялгарах процесс явагдана.

Электродын процессын тэгшитгэлийг бичье.

A + :Zn→Zn 2+ + 2e

K - : 2H + + 2e→H 2

Ni 2+ + 2e→Ni.

Бид Фарадейгийн хуулийн дагуу цэвэршүүлэхэд шаардагдах хугацааг тооцдог (
г/моль):

эсвэл τ = 9.27 цаг.

4. МЕТАЛЛЫН ЦАХИЛГААН ХИМИЙН ЗЭВРЭЛТ

Зэврэлт нь хүрээлэн буй орчны бүрэлдэхүүн хэсгүүдийн нөлөөн дор метал материалыг аяндаа устгах явдал юм. Зэврэлтийн үр дүнд метал ба исэлдүүлэгч бодисын хооронд нийт исэлдүүлэх урвал явагдана.

nM+mOx→M n Улаан m , (4.1).

Энэ тохиолдолд металлын исэлдэлт, металл бүтцийг устгах үйл явц тохиолддог.

Металлын хувьд исэлдсэн төлөв нь термодинамикийн хувьд илүү тогтвортой байдаг. Тиймээс зэврэлтийн процесс нь үргэлж аяндаа явагддаг, i.e. зэврэлтийн үед Гиббс энергийн өөрчлөлт сөрөг байна
.

Термодинамик тооцоо
Энэ нь зөвхөн зэврэлт үүсэх боломжийг тодорхойлох боломжийг олгодог боловч зэврэлтийн хурдны талаар бодитой ойлголт өгдөггүй. Жишээлбэл, процессын хувьд:

4Al + 3O 2 + 6H 2 O = 4Al(OH) 3,
кЖ< 0.

Усанд ууссан хүчилтөрөгчийн нөлөөн дор хөнгөн цагаан нь эрчимтэй зэврэх ёстой юм шиг санагддаг. Гэсэн хэдий ч хөнгөн цагааныг бүтцийн материал болгон өргөн ашигладаг. Үүний шалтгаан нь зэврэлтээс хамгаалах бүтээгдэхүүний шинж чанар юм. Зэврэлт нь M – Ox интерфэйс дээр явагддаг нэг төрлийн бус процесс юм. Зэврэлтээс хамгаалах бүтээгдэхүүн нь металлын гадаргуу дээр исэлдүүлэгч бодистой холбоо тогтооход хүндрэл учруулдаг исэл, гидроксид, давс болон бусад хальс үүсгэдэг. Энэхүү урвалын үр дүнд хөнгөн цагааны гадаргуу дээр өтгөн хамгаалалтын хальс үүсч, металыг идэвхгүй болгож, зэврэлтээс хамгаалдаг тул хөнгөн цагаан нь агаар мандалд тогтвортой байдаг.

Урсгалын механизмын дагуу химийн (цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй орчинд, жишээлбэл, хуурай хий, түрэмгий органик шингэнд) ба цахилгаан химийн (ионы дамжуулалттай орчинд, жишээлбэл, давс, хүчил, суурь гэх мэт усан уусмал). далайн ус, агаар мандалд, хөрсөнд) зэврэлт. Хамгийн түгээмэл нь цахилгаан химийн зэврэлт юм.

Цахилгаан химийн зэврэлтэнд металлын эвдрэл нь түүний анод исэлдэлтийн үр дүнд үүсдэг. Металлын гадаргуу нь эрчим хүчний хувьд жигд бус байдаг. Илүү сөрөг боломжит утгатай газруудад металлын исэлдэлтийн процесс явагддаг. Ийм хэсгүүд нь идэмхий гальваник эсийн анодын үүрэг гүйцэтгэдэг бөгөөд исэлддэг.

A – : M → M n + +n .

Илүү эерэг потенциалтай металлын хэсгүүдэд хүрээлэн буй орчинд агуулагдах исэлдүүлэгч бодисыг бууруулах үйл явц явагдана.

K+:Үхэр+н → Улаан.

Цахилгаан химийн зэврэлтийн процессын Гиббс энерги нь идэмхий гальваник эсийн EMF-тэй шууд холбоотой.

, (4.2).

Идэмхий гальваник эсийн EMF нь метал ба исэлдүүлэгч бодисын тэнцвэрийн потенциалын зөрүүтэй тэнцүү байна.

, (4.3).

Тиймээс хэрэв цахилгаан химийн зэврэлт үүсэх боломжтой
эсвэл
. Боломжит исэлдүүлэгч бодисын нөлөөн дор өгөгдсөн металлыг исэлдүүлэх боломжийг тогтоохын тулд тухайн орчин дахь метал ба исэлдүүлэгч бодисын потенциалыг харьцуулах шаардлагатай. Металлын исэлдэлтийн анод урвалын тэнцвэрийн потенциал ба исэлдүүлэгч бодисын (H +, O 2) бууралтын тэнцвэрийн потенциалыг Нерстийн тэгшитгэлийг ашиглан тооцоолно. Металлын стандарт электродын потенциалыг тооцоолоход ашиглаж болно
.

Цахилгаан химийн зэврэлтэнд хамгийн түгээмэл исэлдүүлэгч бодисууд нь электролитэд ууссан агаарын хүчилтөрөгч O 2 ба устөрөгчийн ион H + юм. Үүнтэй холбогдуулан дараахь зүйлийг ажиглаж болно.

Хүчилтөрөгчийн деполяризаци бүхий зэврэлт, хүчилтөрөгч шингээх зэврэлт, хэрэв
, (жишээлбэл, агаар дахь төвийг сахисан орчинд Cu, Ag зэврэлт), ууссан O 2 нь исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг:

O 2 + 2H 2 O+ 4 → 4OH - , (рН7);

O2 + 4H + + 4 → 2H 2 O, (рН< 7);

Устөрөгчийн деполяризаци бүхий зэврэлт, устөрөгчийн хувирал бүхий зэврэлт, хэрэв
, (жишээлбэл, хүчил дэх Fe, Cd зэврэлт), энэ тохиолдолд H + нь исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг:

2H + + 2 → H 2, (рН< 7);

2H2O+2 → H 2 + 2OH – (рН  7);

Холимог деполяризаци бүхий зэврэлт, хэрэв
,
, (жишээлбэл, агаар дахь төвийг сахисан орчинд Mg-ийн зэврэлт), нэгэн зэрэг ууссан O 2 ба H + нь исэлдүүлэгч бодисоор ажилладаг.

Хэрэв
,
, дараа нь эдгээр нөхцөлд металлын цахилгаан химийн зэврэлт үүсэх процесс үүсэхгүй (жишээлбэл, Pt, Au агаар дахь саармаг орчинд зэврдэггүй).

Цахилгаан химийн зэврэлтийн гол шинж чанар нь хөдөлгөөнгүй зэврэлтийн потенциал юм Э гол, металлын гадаргуу дээр суурилуулсан бөгөөд энэ үед иончлолын M коньюгат урвал ба бууралтын Ox ба зэврэлтийн гүйдэл үүсдэг. I гол, эсвэл зэврэлтийн гүйдлийн нягт би гол, цахилгаан нэгжийн зэврэлтийн процессын хурдыг тусгасан. Зэврэлтийн хурдыг нэгж хугацаанд металлын алдагдал, гүйдлийн хэмжээ эсвэл зэврэлтээс үүсэх гүйдлийн нягтаар илэрхийлж, Фарадейгийн хуулийн дагуу тооцож болно.

Цахилгаан химийн зэврэлтийн процессын хурдыг цахилгаан химийн кинетикийн хуулиудын дагуу тодорхойлно. Цахилгаан химийн зэврэлтийн хурд нь ерөнхийдөө үйл явцын хамгийн удаан үе шатны хурдаар хязгаарлагддаг. Ихэнх металлын хувьд катодын урвал нь хязгаарлах урвал юм.

Хэрэв устөрөгчийн деполяризаци бүхий зэврэлт үүсвэл зэврэлтийн процессын хурдыг катодын устөрөгчийн хувьслын хурдаар тодорхойлно. Зэврэлтийн процессын хурдыг бүхэлд нь тодорхойлдог энэхүү үйл явцын хамгийн удаан үе шат бол устөрөгчийн ионыг гадаргуугийн H зард шингэсэн атомын устөрөгч болгон бууруулах урвал юм.

N + + → N зар

Энэ процессын хурд нь гадаргуу дээрх катодын байршлын шинж чанараас хамаарна. Металлын найрлагад Hg, Pb, Cd, Zn катодын хольц байгаа нь устөрөгчийн ялгарлын хурд болон зэврэлтийн хурдыг удаашруулдаг.

Хэрэв хүчилтөрөгчийн деполяризаци бүхий цахилгаан химийн зэврэлт үүсвэл процессын хурдыг хүчилтөрөгчийн катодын бууралтын хурдаар тодорхойлно. Энэхүү катодын үйл явцын хязгаарлах үе шат нь хүчилтөрөгчийн молекулуудын тархалтын давхаргаар дамжин тархах үйл явц юм. Металл хайлш дахь катодын хольцын найрлагыг өөрчлөх нь хүчилтөрөгчийн катодын бууралтын хурдад бага нөлөө үзүүлдэг. Хүчилтөрөгчийн катодын бууралтын хурдыг хязгаарлах гүйдлийн нягтаар тодорхойлно би pr:

би pr = 4F . Д O2 . в O2 . δ -1 , (4.4)

Хаана Д O2- хүчилтөрөгчийн тархалтын коэффициент;

в O2- уусмал дахь хүчилтөрөгчийн концентраци;

δ - диффузийн давхаргын зузаан.

Идэмхий орчинг хутгах нь хүчилтөрөгчийн шингээлттэй зэврэлтийн хурдыг ихээхэн нэмэгдүүлдэг.

Зарим тохиолдолд цахилгаан химийн зэврэлтийн хурд нь металлын анод исэлдэлтийн урвалаар хязгаарлагддаг. Энэ нь идэвхгүйжих боломжтой металлын хувьд ердийн зүйл юм (Cr, Al, Ti). Идэвхгүй байдал нь металл гадаргуу дээр зэврэлтээс хамгаалах нягт, муу уусдаг хамгаалалтын хальс үүссэнээс үүсдэг бөгөөд энэ нь анод процессыг дарангуйлдаг бөгөөд ерөнхийдөө цахилгаан химийн зэврэлтийн хурдыг бууруулдаг.

Зэврэлтээс хамгаалах арга нь:

хайлш (ихэвчлэн металлын идэвхгүй байдлыг нэмэгдүүлдэг бүрэлдэхүүн хэсгүүдтэй (Cr, Ni, Al, Mn, Mo, Cu);

– хамгаалалтын металл (анод ба катод) ба металл бус бүрээс;

– цахилгаан химийн хамгаалалт: а) катодын хамгаалалт – хамгаалагдсан бүтээгдэхүүнийг гадны гүйдлийн эх үүсвэрийн сөрөг туйлтай холбох, энэ тохиолдолд катод болж, исэлддэггүй, б) хамгаалалттай бүтээгдэхүүнд хамгаалагч холбох – илүү сөрөгтэй металл. боломжит үнэ цэнэ, в) анод хамгаалалт - хамгаалагдсан металыг гадаад гүйдлийн эх үүсвэрийн эерэг туйлтай холбож, идэвхгүй байдалд шилжүүлэх, идэвхгүйжүүлэх чадвартай метал (Cr, Al, Ti, Zr гэх мэт);

- идэмхий орчны шинж чанарыг өөрчлөх (ууссан хүчилтөрөгчийг зайлуулах, нэмэгдүүлэх рН, зэврэлтээс хамгаалах бодис нэмнэ).

Металл бүрээсийг ашиглан металыг цахилгаан химийн зэврэлтээс хамгаалах аргыг авч үзье. Зэврэлтийн үед металлын бүрээсийн шинж чанараас хамааран тэдгээрийг катод ба анод гэж хувааж болно. Катодын бүрээс нь тухайн орчин дахь потенциал нь үндсэн металлын потенциалаас илүү эерэг утгатай бүрээсийг агуулдаг. Бүрхүүл эвдэрсэн үед зэврэлтийн элемент гарч ирэх бөгөөд үндсэн металл нь анод болж, уусдаг бөгөөд бүрэх металл нь исэлдүүлэгч бодисыг бууруулдаг катодын үүрэг гүйцэтгэдэг. Анодын бүрээс нь үндсэн металлын боломжоос илүү сөрөг хүчин чадалтай байдаг. Энэ тохиолдолд үндсэн металл нь зэврэлтээс хамгаалах элементийн катодын үүрэг гүйцэтгэдэг тул бүрэх эвдэрсэн үед зэврдэггүй.

Жишээ 4.1.Цагаан тугалга (Sn) нь мөнгөтэй (Ag) уулзвар байдаг. Хүчилтөрөгчтэй шүлтлэг орчинд (рН = 9) бүтээгдэхүүнийг ажиллуулах үед зэврэлт үүсэх боломжийг тодорхойлно. Боломжит зэврэлтийн процессуудын тэгшитгэлийг бич.

Шийдэл.Хавсралтын 1-р хүснэгтийг ашиглан металлын стандарт электродын потенциалыг тодорхойлно.

Б,
Б,

учир нь

, дараа нь үүссэн гальваник хосод анод нь цагаан тугалга, катод нь мөнгө болно.

Учир нь
<
<
, дараа нь зөвхөн хүчилтөрөгчийн нөлөөн дор цагаан тугалга зэврэх боломжтой болно.

A – : Sn → Sn 2+ + 2e .

K + : O 2 + 2H 2 O + 4e → 4OH – .

Жишээ 4.2.Хүчилтөрөгчийг шингээх замаар төмрийн бүтээгдэхүүнийг зэврүүлэх үед 3 минутын дотор 0.125 gFe(OH) 2 үүссэн.

Шийдэл.Төмрийн зэврэлтэнд зарцуулсан хүчилтөрөгчийн хэмжээ, зэврэлтийн гүйдлийн хүч, зэврэлтээс болж устсан металлын массыг тооцоол.

Үүссэн Fe(OH) 2-ын моль эквивалентийн тоог тооцоолъё.

моль-экв.

Үүссэн Fe(OH) 2-ын моль эквивалентийн тоог тооцоолъё.

Бүх бодисууд тэнцүү хэмжээгээр харилцан үйлчилдэг тул 2.8 устгагдсан. 10 -3 моль эквивалент Fe, ижил тооны моль эквивалент O 2 зарцуулагдсан.

Дараа нь төмрийн зэврэлтэнд зарцуулсан хүчилтөрөгчийн хэмжээ (тоо):

Фарадейгийн хуулийг ашиглан бид зэврэлтийн гүйдлийн хүчийг тооцоолно.

А.

Зэвэрсэн төмрийн массыг тодорхойлъё.Жишээ 4.3 . рН = 7-д хүчилтөрөгч агуулсан орчинд төмрийн бүтээгдэхүүнийг цахилгаан химийн зэврэлтээс хамгаалах анод бүрхүүлийг санал болгох, r

Шийдэл.хий = 1. Бүрээсийн бүрэн бүтэн байдал эвдэрсэн үед зэврэлт үүсэх процессын тэгшитгэлийг бичнэ үү.
Илүү сөрөг боломжит утгатай металыг (жишээлбэл, Zn, Cr, Al гэх мэт) Fe-ийн анод бүрээс болгон ашиглаж болно. Жишээлбэл, хром, стандарт потенциалыг сонго
IN.

B, илүү сөрөг

учир нь
<
, хэрэв төмрийн бүтээгдэхүүн дээрх хром бүрээсийн бүрэн бүтэн байдал эвдэрсэн бол хром нь анодын үүрэг гүйцэтгэнэ.

Учир нь
<
,
, тэгвэл энэ орчинд хромын хүчилтөрөгч, устөрөгчийн деполяризаци бүхий зэврэлт нь термодинамикийн хувьд боломжтой байдаг.

A - : Cr → Cr 3+ + 3e

K + : O 2 + 2H 2 O + 4e → 4OH -

2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH -

Төвийг сахисан орчинд хром нь идэвхгүйжих хандлагатай тул зэврэлтэнд тэсвэртэй байдаг. Хромын зэврэлтээс хамгаалах бүтээгдэхүүн (Cr 2 O 3, Cr (OH) 3 гэх мэт) нь металлын гадаргуу дээр нягт, бага уусдаг исэл давсны хальс үүсгэдэг бөгөөд энэ нь металыг исэлдүүлэгч бодистой харьцахад хүндрэл учруулж, дарангуйлдаг хамгаалалтын шинж чанартай байдаг. дараагийн зэврэлтийн процесс. Тиймээс хэдийгээр зэврэлт нь термодинамикийн хувьд боломжтой боловч хромоор бүрсэн төмрийн бүтээгдэхүүн нь зэврэлтээс болж устдаггүй.

Жишээ 4.4.Хүчилтөрөгч агуулсан орчинд рН = 8 ба төмрийн бүтээгдэхүүнийг цахилгаан химийн зэврэлтээс хамгаалах катодын бүрээсийг санал болгох. . рН = 7-д хүчилтөрөгч агуулсан орчинд төмрийн бүтээгдэхүүнийг цахилгаан химийн зэврэлтээс хамгаалах анод бүрхүүлийг санал болгох,хий = 1. Бүрээсийн бүрэн бүтэн байдал эвдэрсэн үед идэмхий гальваник эсийн процессын тэгшитгэлийг бичнэ үү.

Шийдэл.Илүү эерэг потенциалтай металлыг (жишээлбэл, Ni, Cu, Ag гэх мэт) Fe-ийн катодын бүрээс болгон ашиглаж болно.
Жишээлбэл, зэс, стандарт потенциалыг сонгоё
.

Учир нь
<
B, илүү эерэг

B, илүү сөрөг

Учир нь
<
<
, хэрэв төмрийн бүтээгдэхүүн дээрх зэсийн бүрээсийн бүрэн бүтэн байдал эвдэрсэн бол анодын үүргийг төмрөөр гүйцэтгэнэ.

, тэгвэл энэ орчинд хүчилтөрөгчийн деполяризаци бүхий төмрийн зэврэлт нь термодинамикийн хувьд боломжтой бөгөөд устөрөгчийн задралын зэврэлт нь боломжгүй юм. Зэврэлтийн процессын тэгшитгэлүүд:

A - : Fe → Fe 2+ + 2e

K + : O 2 + 2H 2 O + 4e → 4OH --

Төмрийн бүтээгдэхүүн устах болно.Жишээ 4.5.

рН=5 ба 298 К үед Sn-Zn хосын цахилгаан химийн зэврэлтийн тэгшитгэлийг бич.Зэврэлтийн явцад 56мл хүчилтөрөгч шингэж 22,4мл устөрөгч ялгарсан бол ямар металл зэвэрсэн бэ? Зэврэлтийн үргэлжлэх хугацаа 20 минут байвал зэврэлтээс үүсэх гүйдэл ямар байхыг тодорхойлно.Шийдэл

Б,
Б,

учир нь
<
. Стандарт металлын потенциал:

B, илүү сөрөг

Учир нь
<
,
дараа нь өгөгдсөн гальваник хосод анод нь цайр, катод нь цагаан тугалга байх болно.

Энэ орчинд цайрын хүчилтөрөгч, устөрөгчийн деполяризаци бүхий цахилгаан химийн зэврэлт нь термодинамикийн хувьд боломжтой байдаг.

A - :Zn→Zn 2+ + 2e

K + :O 2 + 2H 2 O+ 4e→ 4OH -

л/моль,
2H 2 O+ 2e→H 2 + 2OH - .

л/моль):

Үүссэн Fe(OH) 2-ын моль эквивалентийн тоог тооцоолъё.

моль экв,
Тиймээс катод 1.2-ийн өөрчлөлтөд орсон. 10 -2 моль эквивалент бодис. Эквивалент хуулийн дагуу анод дээр ижил хэмжээний бодис уусна.
. Зэвэрсэн цайрын масс (цайрын эквивалент моль массыг харгалзан үзэх)

Зэврэлтийн гүйдлийн хэмжээг Фарадейгийн хуулиар тодорхойлно.

Фарадейгийн хуулийг ашиглан бид зэврэлтийн гүйдлийн хүчийг тооцоолно.

Жишээ 4.6.Агаар дахь хүчиллэг орчинд (pH=4) ган хийцийг (Fe) хамгаалах хамгаалалтыг сонгоно. Зэврэлтийн процессын тэгшитгэлийг бичнэ үү. Зэврэх явцад тодорхой хугацаанд 112 мл хүчилтөрөгч шингэж, 112 мл устөрөгч ялгарвал дэвслэх жин хэрхэн өөрчлөгдөхийг тооцоол.

Шийдэл.Тахилгын хамгаалалтад хамгаалагдсан бүтээгдэхүүний потенциалаас илүү сөрөг потенциалтай металл эсвэл хайлшийг металл бүтээгдэхүүнд шууд эсвэл металл дамжуулагчаар холбодог. төмрийн хувьд (
C) магни нь анод хамгаалагч болгон ашиглаж болно (
B), цайр (
B), хөнгөн цагаан (
IN). Исэлдүүлэгч бодистой харьцах үед хамгаалалтын металл уусдаг боловч хамгаалагдсан бүтээгдэхүүн устдаггүй. Жишээ нь, магниг сонгоцгооё. Учир нь
<
, дараа нь төмөртэй хосолсон магни нь анод болно.

Нернстийн тэгшитгэлийн дагуу болзошгүй исэлдүүлэгч бодисуудын (H + ба O 2) тэнцвэрийн потенциалууд тэнцүү байна.

Учир нь
<
,
, дараа нь энэ орчинд хүчилтөрөгч ба устөрөгчийн деполяризаци бүхий магнийн хамгаалагчийн цахилгаан химийн зэврэлт нь термодинамикийн хувьд боломжтой:

A - : Мg → Мg 2+ + 2e

K + : O 2 + 4H + + 4e → 2H 2 O

2H + + 2e→H 2.

Даалгаврын дагуу бид шингэсэн хүчилтөрөгч ба суллагдсан устөрөгчийн моль эквивалентийн тоог тодорхойлдог (бид нөхцөлийг хэвийн гэж үздэг,
л/моль,
2H 2 O+ 2e→H 2 + 2OH - .

л/моль):

Үүссэн Fe(OH) 2-ын моль эквивалентийн тоог тооцоолъё.

Тиймээс 3 нь катодын өөрчлөлтөд орсон. 10 -2 моль эквивалент исэлдүүлэгч бодис. Эквивалент хуулийн дагуу анод дээр ижил хэмжээний хамгаалалтын материал уусна.
моль-экв. Ууссан хамгаалагчийн масс (магнийн эквивалент молийн массыг харгалзан).
г/моль) тэнцүү байна.

Устөрөгч нь өргөн, олон төрлийн хэрэглээтэй үнэ цэнэтэй түүхий эд юм. Их хэмжээний устөрөгчийг химийн үйлдвэрлэлийн хэд хэдэн чухал үйл явцын түүхий эд болгон ашигладаг: аммиак ба бензолын нийлэгжилт. Металлургийн хувьд устөрөгчийг аммиакийн уусмалаас өнгөт металлыг сонгон ангижруулах, хүдрийг багасгахад ашигладаг. Устөрөгчийг зууханд шаардлагатай уур амьсгалыг бий болгох, металл зүсэх, гагнах гэх мэт ажилд ашигладаг.

Устөрөгчийг үйлдвэрлэх үйлдвэрлэлийн аргыг физик, химийн болон цахилгаан химийн гэж хуваадаг.

Физик аргуудхольцын физик төлөвийг өөрчлөх замаар устөрөгчийг устөрөгч агуулсан хийн хольцоос хэсэгчлэн салгахад үндэслэсэн (жишээлбэл, устөрөгчөөс бусад бүх бүрэлдэхүүн хэсгүүдийг хувиргах замаар коксын хийг гүн хөргөх арга). Химийн аргууднүүрсустөрөгчийн дулааны задрал эсвэл нүүрстөрөгч ба нүүрстөрөгчийн дутуу ислийг хувиргах процесс дээр суурилдаг, жишээлбэл:

CH 4 +Н 2 ТУХАЙ→CO+ 3Н 2 ;CO+Н 2 ТУХАЙ→CO 2 +Н 2 

мөн усны уурыг сэргээх талаар, жишээлбэл:

4Н 2 ТУХАЙ+ 3Fe →Fe 3 ТУХАЙ 4 + 4Н 2 

Цахилгаан химийн аргаустөрөгчийн үйлдвэрлэл нь усны электролитийн задралд суурилдаг. Цахилгаан химийн аргууд нь дэлхийн устөрөгчийн үйлдвэрлэлийн ойролцоогоор 3% -ийг эзэлдэг боловч одоогийн тооцоолсноор байгалийн хий, газрын тосны нөөц буурч байгаагаас цахилгаан химийн аргаар гаргаж авсан электролитийн устөрөгчийн эзлэх хувь нэмэгдэх болно. Сүүлийн жилүүдэд устөрөгчийг түлш болгон ашиглах хэтийн төлөв өргөнөөр яригдаж байгаа бөгөөд түлшний эсэд шаталт нь байгаль орчинд хортой бодис бараг үүсгэдэггүй.

Цэвэр усны хувийн дамжуулалт бага (нэрмэл ус 4∙10 -6 С/м, цоргоны ус 1∙10 -1 С/м) учир электролизэнд оруулахыг зөвлөдөггүй. Усны электролизийг хүчил, шүлт, давс нэмснээр электролитийн цахилгаан дамжуулах чанарыг нэмэгдүүлж, эрчим хүчний зарцуулалтыг бууруулдаг. Хүхрийн хүчлийн уусмалын цахилгаан дамжуулах чанар нь шүлтийн уусмалаас өндөр боловч шүлтлэг уусмалыг үйлдвэрт ашигладаг Тэдгээрийн дотор ердийн барилгын материал тогтвортой байдаг.

Электролизийн явцад электродын гол үйл явц нь нийт урвалын дагуу катод дахь устөрөгч, анод дахь хүчилтөрөгчийг ялгаруулах явдал юм. Н 2 ТУХАЙ→ 2Н 2 +ТУХАЙ 2. Агаараас хүчилтөрөгч авах нь илүү хэмнэлттэй тул энэ бүтээгдэхүүн нь бие даасан ач холбогдолгүй тул хүчилтөрөгч нь электролизийн дайвар бүтээгдэхүүн юм. Шүлтлэг орчинд урвалын үндэс:

катод 2 дээр Н 2 ТУХАЙ+ 2→Н 2 + 2ТЭР- (7.а)

анод 4 дээр ТЭР - → 4Н 2 ТУХАЙ+ 2ТУХАЙ 2 + 4; (7.б)

хүчиллэг орчинд:

катод 2 дээр Н + +→Н 2 (7.v)

анод 2 дээр Н 2 ТУХАЙ→ 4Н + + ТУХАЙ 2 (7.г)

Шүлтлэг электролитэд катодоор ялгарч, устөрөгчийн хий үүсэхээс өөр электродын урвал үүсэхэд хүргэдэг катионууд байдаггүй.

Устөрөгчийн катод үүсэх урвалаас хамаагүй эерэг потенциалтай цорын ганц гаж урвал бол ууссан хүчилтөрөгчийг цахилгаанаар бууруулах урвал юм.

ТУХАЙ 2 + 2H 2 O + 4 → 4OH - (7.d)

Гэсэн хэдий ч түүний хурд нь шүлтлэг уусмал, ялангуяа өндөр температурт хүчилтөрөгчийн уусах чадвар багатай байдаг. Гүйдлийн зөвхөн нэг хувийг нь дэмий зарцуулдаг. Тиймээс электролизийн банн нь бүгд маш өндөр катодын гүйдлийн гаралттай ажилладаг (гүйдлийн алдагдлыг харгалзан 97-98% орчим).

Анод дахь хүчилтөрөгчийн хувьслын үйл явц нь анодын материалыг исэлдүүлэх замаар гадаргуугийн исэлдлүүд үүсдэг. MeO. Тиймээс урт хугацааны электролизийн үед анионуудын ялгадас нь метал дээр биш харин исэлдсэн гадаргуу дээр үүсдэг. Цаг хугацаа өнгөрөхөд хүчилтөрөгчийн хувьсалын хэт хүчдэл нь удаан хугацааны дараа тогтмол утгад хүрэх хүртэл бага зэрэг нэмэгддэг. Тиймээс үйлдвэрлэлийн, урт хугацааны ванны анодын потенциалын утга нь лабораторийн нөхцөлд тодорхойлсоноос илүү эерэг байдаг.

Электродын материал. Электродын материалд тавигдах шаардлага байдаг: устөрөгчийн хэт хүчдэл ба хүчилтөрөгчийн хувьсал нь аль болох бага байх ёстой. Электродын материалын сонголт нь электродын туйлшралд зарцуулагдах эрчим хүчний зарцуулалтыг багасгах хэрэгцээ шаардлагаас шалтгаална.

Зураг дээр харж болно. 7.1 Хамгийн сайн катодын материал бол цагаан алтаар бүрсэн цагаан алт боловч хөвөн давхаргын өндөр өртөг, тогтворгүй байдлаас шалтгаалан платиныг электродын материал болгон ашиглах боломжгүй юм.

Зураг 7.1 Уусмалаас зарим металлын устөрөгчийн хувирлын туйлшралын муруйНаOH (16 жин%): 25 цагт WITH; - - - 80-д ХАМТ.

Төмрийн бүлгийн металууд нь шүлтлэг уусмалд тогтвортой, хэт хүчдэл багатай, катодын материал болгон ашиглахад тохиромжтой. Төмөр ба кобальт дээрх хэт хүчдэл нь никельээс хэдэн арван милливольтоор бага байна. Бусад металлууд ( Ти, Pb) нь устөрөгчийн хэт хүчдэлийн өндөр утгуудаар тодорхойлогддог бөгөөд практикт ашиглагддаггүй.

Зураг дээр. Зураг 7.2-д шүлтлэг уусмалаас хүчилтөрөгч ялгарах анод туйлшралын муруйг харуулсан бөгөөд үүнээс үзэхэд төмрийн бүлгийн металлууд дээр хүчилтөрөгчийн хувьсалын хэт хүчдэл бага байна. Иймээс энэ бүлгийн металлууд нь зөвхөн катод төдийгүй анод хийхэд тохиромжтой материал юм.

Катодыг үйлдвэрлэхэд ердийн ган ашигладаг. Заримдаа катодыг гадаргуу дээр нь хүхэр эсвэл цагаан алтны бүлгийн металл агуулсан никель байрлуулснаар идэвхждэг.

Зураг 7.2 Уусмалаас зарим металлын хүчилтөрөгч ялгарах туйлшралын муруйНаOH (16 жин%) (Ни(зуслангийн байшин 1. Зэсийн сульфатын уусмалын электролизийн явцад катод дээр 48 г зэс ялгарсан.) – хүхэр агуулсан никель бүрэх): 25°С-д - - - 80°С-д;

Нүүрстөрөгчийн ган нь усан шүлтлэг уусмалыг электролиз хийхэд анод болгон ашигладаг бөгөөд 100 микрон зузаантай никель бүрээсийг электрохимийн аргаар хэрэглэдэг. Ийм анод нь 1 м 2 талбайд 1.5∙10 3 нүхтэй байсан ч шүлтлэг уусмалд хангалттай зэврэлтэнд тэсвэртэй байдаг. Ийм анодын элэгдэл багатай, тэр ч байтугай гальван бүрхүүлийн сүвэрхэг чанар өндөр байсан ч ган суурийн зэврэлтийн бүтээгдэхүүнээр нүх сүв бөглөрдөгтэй холбоотой юм. Анодыг никель бүрэх нь түүнийг идэвхгүй төлөвт шилжүүлж, хүчилтөрөгч ялгарах боломжит бүсэд уусдаггүй болгодог.

Аж үйлдвэрийн бүх ваннд асбестын даавуугаар хийсэн диафрагмыг хий ялгахад ашигладаг. Диафрагмын үүрэг нь хий холилдохоос урьдчилан сэргийлэх явдал юм. Никель утсыг утсанд оруулснаар асбестын даавууны механик бат бөх чанарыг сайжруулдаг.

Уусмалын найрлага. Электролитийн найрлага, концентрацийг сонгох, мөн ванны загвар, түүний ажиллах горимыг электролизерийн зориулалтаас хамаарч тодорхойлдог бөгөөд цахилгаан эрчим хүчний хэмнэлтийн алдагдлаас болж цахилгаан эрчим хүчний бүтээмжгүй хэрэглээг багасгах хэрэгцээ шаардлагаар тодорхойлогддог. электролит ба контактууд. Калийн гидроксидын уусмал ба натрийн гидроксидын уусмалыг усны электролизийн электролит болгон ашигладаг. 2 – 3 г/л-ийг электролит руу оруулна TO 2 ХАМТr 2 ТУХАЙ 7 ган зэврэлтийг дарах. 10 -3 Sm∙m -1-ээс ихгүй хувийн цахилгаан дамжуулах чадвартай, 10 мг/л-ээс ихгүй хлорид, 3 мг/л хүртэл төмөр агуулсан усыг электролизерт тохиромжтой гэж үзнэ. Гэсэн хэдий ч электролизерийг ажиллуулахын тулд илүү цэвэр ус ашиглахыг зөвлөж байна; дамжуулах чадвар 10 -4 S∙m -1-ээс ихгүй, төмрийн агууламж 1 мг/л-ээс ихгүй, хлорид 2 мг/л, хуурай үлдэгдэл 3 мг/л.

Электролизийн процессын явцад электролит дахь хольцууд хуримтлагддаг - карбонат, хлорид, сульфат, силикат, түүнчлэн электролизер ба диафрагмын хэсгүүдийн эвдрэлийн үр дүнд үүссэн төмөр. Уусмалд хуримтлагдсан гадны анионууд нь хлорын ионуудаас бусад тохиолдолд электрохимийн урвалд оролцдоггүй бөгөөд энэ нь анодыг идэвхгүйжүүлэхэд хүргэдэг.

Электролитэд агуулагдах төмрийн ионууд нь катод руу ялгарч, төмрийн хөвөн үүсгэдэг. Электролизийн явцад хөвөнгийн зузаан нэмэгдэж, түүний давхарга нь диафрагмд хүрч, металжихад хүргэдэг бөгөөд үүний үр дүнд анодын тал дээр устөрөгч ялгарч эхэлдэг. Кали эсвэл натрийн хроматыг уусмалд оруулахад катод дахь төмрийн электродууд буурдаг нь тогтоогдсон. Катод дээр хроматыг бүрэн бус ангижруулсан бүтээгдэхүүнээс бүрдсэн хальс үүсдэг бөгөөд энэ нь төмрийн нэгдлүүдийг цахилгаанаар бууруулахад хүндрэл учруулдаг.

Устөрөгчийн гол хольц нь хүчилтөрөгч, хүчилтөрөгчийн хувьд устөрөгч юм. Устөрөгчийн шүлтийн агууламж ихэвчлэн 20 мг / м3 хүртэл, хүчилтөрөгч нь 100 мг / м3 хүртэл байдаг. Электролитийн устөрөгч нь дараахь найрлагатай байх ёстой: 99.7% -иас багагүй устөрөгч, 0.3% -иас ихгүй хүчилтөрөгч. Электролитийн хүчилтөрөгч нь 0.7% -иас ихгүй устөрөгч агуулсан байх ёстой.

Шүлтлэг манангаас хий цэвэршүүлэх ажлыг шилэн ноосоор дүүргэсэн савласан шүүлтүүрт хийдэг. Устөрөгчийг 100 - 130 ° C температурт никель-хөнгөнцагаан, никель-хромын катализатор дээр контактын төхөөрөмж дэх хүчилтөрөгчийн хольцоос цэвэрлэнэ. Хүчилтөрөгчийг устөрөгчөөс цэвэршүүлэх нь катализатор дээр явагддаг: цагаан алтжуулсан асбест, цагаан алт, хөнгөн цагаан исэл дээр хуримтлагддаг. Хөргөлтийн дараа хий нь сорбент (цахиурын гель, амомогел) -ээр хатаана.

Шүлтийн оновчтой концентрацийг сонгохын тулд уусмалын тодорхой цахилгаан дамжуулах чанар нь янз бүрийн температурт концентрациас хамааралтай болохыг мэдэх шаардлагатай. Энэ хамаарлыг илэрхийлсэн муруй нь бүх температурт максимумаар дамждаг (Зураг 7.3).

Зураг.7.3. Уусмалын тодорхой цахилгаан дамжуулах чанарын хамааралНaOH (a) ба KOH (b) өөр өөр температурт концентраци

Уусмалын хамгийн их цахилгаан дамжуулах чанар CON-аас илүү NaOH, гэхдээ натрийн гидроксидын өртөг бага байна. Тиймээс яаж CON, тийм Нaonэлектролизийн ваннд адилхан хэрэглэж болно. Аж үйлдвэрийн ваннд 21% -ийн уусмал нь хамгийн их цахилгаан дамжуулах чадвартай байдаг. Нaonүүний дагуу 32% CON. Практикт 16-20% -ийн уусмалыг хэрэглэдэг Нaonба 25-30% -ийн уусмал CON.

Температур. Шүлтүүдийн усан уусмалын электролизийг хийн ялгаралтын хэт хүчдэл, электролитийн эсэргүүцлийг багасгахын тулд өндөр температурт гүйцэтгэдэг. Зураг дээр. Зураг 7.4-т шүлтийн уусмалын температур, эсэргүүцэл ба оновчтой концентраци хоорондын хамаарлыг харуулав.

Цагаан будаа. 7.4 KOH уусмал (1, 3) ба хамгийн оновчтой концентраци (1, 2) ба эсэргүүцлийн (3, 4) хамаарал.НaOH (2, 4) температур дээр.

Электролизийн үйл явцын үзүүлэлтүүдтөлөө ( У p) Электролизерийн терминал дээрх хүчдэл нь усны задралын хүчдэлээс бүрдэнэ Э pr – хүчилтөрөгчийн тэнцвэрийн боломжит ялгаа ба устөрөгч
(Э pr = -
), устөрөгч ба хүчилтөрөгчийн хэт хүчдэл
Тэгээд эдгээр электродууд болон омын алдагдлын хэмжээ Σ IRОм, гол нь электролит дахь хүчдэлийн уналт юм IRЭл + IRдиафрагм дахь хий IRдиафрагм мөн электрод ба контактуудад IRОм, V:

У p = Э pr +
+ +I(Римэйл + Рхий + Рүргэлжлэл), (7.1)

Хаана I– электролизер дахь ажиллах гүйдэл, А.

Өгөгдсөн ажлын гүйдлийн нягт дахь устөрөгчийн (хүчилтөрөгч) хэт хүчдэлийг Тафелийн тэгшитгэлийг ашиглан тодорхойлж болно. η =ХӨ+б lg би, коэффициентүүдийн лавлагаа утгыг ашиглан ХӨТэгээд б, электродын материал ба электролитийн уусмалд тохирсон.

Электролит дэх хүчдэлийн уналтыг электродын талбайгаас тооцоолно С, тэдгээрийн хоорондох зай лба электролитийн тусгай цахилгаан дамжуулах чанар  , утгыг лавлах номноос авч болно (туршилтын явцад электролитийн температурыг харгалзан үзэх).

Хийн ялгаралтаас үүдэлтэй хүчдэлийн уналтын өсөлт нь электролит дахь хүчдэлийн уналтын ойролцоогоор 10% байна. Электрод ба контактуудын хүчдэлийн уналтыг 0.1 - 0.5 В гэж үзнэ.

Электрод хоорондын зай нь 3.6 см, 100 атм хүртэл даралттай ажилладаг шүүлтүүр шахагч хоёр туйлт ванны ойролцоогоор хүчдэлийн баланс. 1000 А/дм 2 орчим гүйдлийн нягттай, Хүснэгт 7.1-д өгөгдсөн.

Хүснэгт 7.1

Шүүлтүүрийн даралтын хоёр туйлт ванны стрессийн тэнцвэр

Электродын гүйдлийн нягт. Усны электролитийн задралын үед электродын гүйдлийн нягтын утга нь электролизерийн хийцээс хамааран ихээхэн ялгаатай байдаг. Хийг хурдан зайлуулж, хийн дүүргэлтийг багасгах, электродын гадаргууг идэвхжүүлэх, электролитийн температурыг нэмэгдүүлэх, улмаар хийн хэт хүчдэлийг бууруулах боломжийг олгодог электрод бүхий электролизерийн загварыг бий болгох дэвшилтүүд боломжтой болсон. үйлдвэрийн электролизерийн шинэ загварт одоогийн нягтыг 2.5 - 3.7 кА/м 2 (0.25 – 0.37 А/см2) хүртэл нэмэгдүүлэх.

Электролизерийн загварууд. Орчин үеийн электролизерын бүх загварууд нь хоёр туйлт электрод агуулсан шүүлтүүр даралтын төрөл юм. Устөрөгч ба хүчилтөрөгч үйлдвэрлэх шүүлтүүр дарагч хоёр туйлт электролизерийн диаграммыг Зураг дээр үзүүлэв. 7.5

Цагаан будаа. 7.5. Хоёр туйлт шүүлтүүр-пресс электролизер: 1 – алсын электрод; 2 – монополяр электрод – анод; 3 - хоёр туйлт электрод; 4 – монополяр электрод – катод; 5 - диафрагм; 6 - зангиа хавтан; 7 - холбох боолт; 8 - диафрагмын хүрээ.

Шүүлтүүр дарах хоёр туйлт электролизер нь 1200 - 1800 кА хүртэл тэнцүү ачаалалтай бөгөөд 160 - 170 бие даасан эсээс бүрдэнэ.

Электролитийн уусмал эсвэл хайлмал дахь электродууд дээр цахилгаан гүйдэл дамжин өнгөрөх урвалын цогцыг электролиз гэж нэрлэдэг.

Гүйдлийн эх үүсвэрийн катод дээр уусмал эсвэл хайлмалаас электроныг катион руу шилжүүлэх процесс явагддаг тул катод нь "бууруулах бодис" юм.

Анод дээр электронууд нь анионуудаар дамждаг тул анод нь "исэлдүүлэгч бодис" юм.

Электролизийн үед анод болон катодын аль алинд нь өрсөлдөх процессууд үүсч болно.

Электролизийг идэвхгүй (хэрэглээний бус) анод (жишээлбэл, бал чулуу эсвэл цагаан алт) ашиглан гүйцэтгэх үед дүрмээр бол хоёр исэлдэлтийн болон хоёр бууралтын процесс өрсөлддөг: анод дээр - анион ба гидроксидын ионуудын исэлдэлт, катод дээр. - катион ба устөрөгчийн ионыг багасгах.

Идэвхтэй (хэрэглээний) анод ашиглан электролиз хийх үед процесс улам төвөгтэй болж, электродууд дээрх өрсөлдөх урвалууд дараах байдалтай байна.

анод дээр - анион ба гидроксидын ионуудын исэлдэлт, металлын анодын уусалт - анодын материал; катод дээр - давсны катион ба устөрөгчийн ионуудын бууралт;

анодыг уусгах замаар гаргаж авсан металлын катионыг багасгах.

Анод ба катод дахь хамгийн их магадлалтай процессыг сонгохдоо хамгийн бага энерги шаардагддаг урвал явагдах байр сууринаас хандах хэрэгтэй. Нэмж дурдахад, инертийн электродоор давсны уусмалыг электролиз хийх явцад анод ба катод дахь хамгийн их магадлалтай процессыг сонгохдоо дараах дүрмийг баримтална.

1. Анод дээр дараахь бүтээгдэхүүн үүсч болно: а) анион агуулсан уусмал, түүнчлэн шүлтийн уусмалыг электролиз хийх үед хүчилтөрөгч ялгардаг; б) анионуудыг исэлдүүлэх явцад хлор, бром, иод тус тус ялгардаг; в) органик хүчлүүдийн анионуудыг исэлдүүлэх явцад дараахь үйл явц явагдана.

2. Зүүн талын хүчдэлийн цуваанд байрлах ион агуулсан давсны уусмалыг электролиз хийх үед катод дээр устөрөгч ялгардаг; хэрэв ион нь устөрөгчийн баруун талд хүчдэлийн цувралд байрладаг бол катод дээр метал хуримтлагдана.

3. Ион агуулсан давсны уусмалын электролизийн үед катодын хооронд хэд хэдэн хүчдэлийн хооронд байрлах катодын бууралт ба устөрөгчийн ялгаралын аль алиных нь өрсөлдөөнтэй процессууд үүсч болно.

Жишээлбэл, инертийн электродууд дээр зэс хлоридын усан уусмалын электролизийг авч үзье. Уусмал нь цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор холбогдох электродууд руу чиглэсэн ионуудыг агуулдаг.

Металл зэс нь катод дээр, хлорын хий нь анод дээр гардаг.

Хэрэв уусмалын электролизийн жишээн дээр бид зэс хавтанг анод болгон авбал катод дээр зэс ялгарч, исэлдэлтийн процесс явагддаг анод дээр ионыг гадагшлуулах, хлорыг ялгаруулахын оронд анод (зэс) ялгардаг. исэлдүүлдэг. Энэ тохиолдолд анод өөрөө уусч, ион хэлбэрээр уусмал руу ордог. Уусдаг анод бүхий электролизийг дараах байдлаар бичиж болно.

Тиймээс уусдаг анод бүхий давсны уусмалын электролиз нь анодын материалын исэлдэлт (түүний уусах) хүртэл буурч, металлыг анодоос катод руу шилжүүлэх замаар дагалддаг. Энэ өмч нь металыг бохирдуулагчаас цэвэршүүлэх (цэвэршүүлэх) ажилд өргөн хэрэглэгддэг.

Устай амархан харьцдаг өндөр идэвхтэй металлыг (натри, хөнгөн цагаан, магни, кальци гэх мэт) олж авахын тулд хайлсан давс эсвэл ислийн электролизийг ашигладаг.

Хэрэв цахилгаан гүйдэл нь идэвхтэй металлын давс ба хүчилтөрөгч агуулсан хүчлийн усан уусмалаар дамжин өнгөрвөл металлын катионууд болон хүчлийн үлдэгдлийн ионууд ялгардаггүй. Катод дээр устөрөгч, анод дээр хүчилтөрөгч ялгарч, электролиз нь усны электролитийн задрал хүртэл буурдаг.

Эцэст нь хэлэхэд электролитийн уусмалын электролиз нь хайлмалаас илүү эрч хүчтэй байдаг, учир нь электролитууд - давс, шүлтүүд нь маш өндөр температурт хайлдаг.

Цахилгаан гүйдлийн нөлөөн дор үүссэн бодисын хэмжээ цаг хугацаа, гүйдлийн хүч, электролитийн шинж чанараас хамаарах хамаарлыг Фарадейгийн ерөнхий хуулийн үндсэн дээр тогтоож болно.

энд m - электролизийн явцад үүссэн бодисын масс (г); E нь бодисын эквивалент масс (г / моль); M нь бодисын молийн масс (г / моль); n - өгөгдсөн буюу хүлээн авсан электронуудын тоо; I - одоогийн хүч (A); t - үйл явцын үргэлжлэх хугацаа (ууд); F нь Фарадейгийн тогтмол бөгөөд 1 эквивалент масстай бодисыг гаргахад шаардагдах цахилгааны хэмжээг тодорхойлдог.