Prodhimi elektrolitik i kalciumit dhe lidhjeve të tij. Përgatitja e sakarateve të kalciumit dhe përdorimi i tyre si frenues korrozioni

ELEKTROLIZA

Një nga metodat për prodhimin e metaleve është elektroliza. Metalet aktive gjenden në natyrë vetëm në formën e përbërjeve kimike. Si të izolohen këto komponime në gjendje të lirë?

Tretësirat dhe shkrirjet e elektroliteve përçojnë rrymë elektrike. Megjithatë, kur rryma kalon nëpër një zgjidhje elektrolite, mund të ndodhin reaksione kimike. Le të shqyrtojmë se çfarë do të ndodhë nëse dy pllaka metalike vendosen në një tretësirë ​​ose shkrihen një elektrolit, secila prej të cilave është e lidhur me një nga polet e burimit aktual. Këto pllaka quhen elektroda. Rryma elektrike është një rrjedhë lëvizëse e elektroneve. Ndërsa elektronet në qark lëvizin nga një elektrodë në tjetrën, një tepricë e elektroneve shfaqet në njërën nga elektroda.

Elektronet kanë një ngarkesë negative, kështu që kjo elektrodë është e ngarkuar negativisht. Ajo quhet katodë. Në elektrodën tjetër krijohet një mungesë elektronesh dhe ajo ngarkohet pozitivisht. Kjo elektrodë quhet anodë. Një elektrolit në një tretësirë ​​ose shkrirje shpërndahet në jone të ngarkuar pozitivisht - katione dhe jone të ngarkuar negativisht - anione.

Kationet tërhiqen nga elektroda e ngarkuar negativisht - katoda. Anionet tërhiqen nga një elektrodë e ngarkuar pozitivisht - anoda. Në sipërfaqen e elektrodave, mund të ndodhin ndërveprime ndërmjet joneve dhe elektroneve.

Elektroliza i referohet proceseve që ndodhin kur rryma elektrike kalon nëpër solucione ose shkrirje të elektroliteve.

Proceset që ndodhin gjatë elektrolizës së tretësirave dhe shkrirjes së elektroliteve janë mjaft të ndryshme. Le t'i shqyrtojmë të dyja këto raste në detaje. Elektroliza e shkrirjeve
Si shembull, merrni parasysh elektrolizën e një shkrirjeje të klorurit të natriumit. Në shkrirje, kloruri i natriumit shpërbëhet në jone

Na+ Elektroliza e shkrirjeve shndërrohen në atome natriumi, pra ndodh reduktimi i kationeve Elektroliza e shkrirjeve .

Ekuacioni i procesit:

Na + + e - = Na Jonet e klorurit Cl - lëvizni në sipërfaqen e një elektrode të ngarkuar pozitivisht - anodës. Në sipërfaqen e anodës krijohet një mungesë elektronesh dhe elektronet transferohen nga anionet Cl- lëvizni në sipërfaqen e një elektrode të ngarkuar pozitivisht - anodës. Në sipërfaqen e anodës krijohet një mungesë elektronesh dhe elektronet transferohen nga anionet në sipërfaqen e elektrodës. Në të njëjtën kohë, jone të ngarkuar negativisht shndërrohen në atome klori, të cilat menjëherë kombinohen për të formuar molekulat e klorit C

l 2:

2С l - -2е - = Cl 2

Jonet e klorurit humbasin elektrone, domethënë ato oksidohen.

Le të shkruajmë së bashku ekuacionet e proceseve që ndodhin në katodë dhe anodë

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Një elektron është i përfshirë në reduktimin e kationeve të natriumit dhe 2 elektrone përfshihen në oksidimin e joneve të klorit. Sidoqoftë, duhet të respektohet ligji i ruajtjes së ngarkesës elektrike, domethënë ngarkesa totale e të gjitha grimcave në tretësirë ​​duhet të jetë konstante, prandaj, numri i elektroneve të përfshira në reduktimin e kationeve të natriumit duhet të jetë i barabartë me numrin e elektroneve Përfshirë në oksidimin e joneve të klorurit Prandaj, ekuacionin e parë e shumëzojmë me 2:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Le të mbledhim të dy ekuacionet së bashku dhe të marrim ekuacionin e përgjithshëm të reagimit. 2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2

(ekuacioni i reaksionit jonik), ose 2 NaCl = 2 Na + Cl 2

(ekuacioni i reaksionit molekular)

Pra, në shembullin e konsideruar, ne shohim se elektroliza është një reaksion redoks. Në katodë, ndodh reduktimi i joneve të ngarkuar pozitivisht - kationet - dhe në anodë, oksidimi i joneve të ngarkuar negativisht - anioneve. Ju mund të mbani mend se cili proces ndodh kur përdorni "rregullin T":

katodë - kation - reduktim.Shembulli 2.

Elektroliza e hidroksidit të natriumit të shkrirë.

Hidroksidi i natriumit në tretësirë ​​shpërndahet në katione dhe jone hidroksid.<-- Na + + OH - à Анод (+)

Katodë (-)

Në sipërfaqen e katodës, kationet e natriumit zvogëlohen dhe formohen atomet e natriumit:

katodë (-) Na + +e à Na

Në sipërfaqen e anodës, jonet hidroksid oksidohen, oksigjeni lëshohet dhe molekulat e ujit formohen:

katodë (-) Na + + e à Na

anodë (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Numri i elektroneve të përfshira në reaksionin e reduktimit të kationeve të natriumit dhe në reaksionin e oksidimit të joneve hidroksid duhet të jetë i njëjtë. Prandaj, le të shumëzojmë ekuacionin e parë me 4:

katodë (-) Na + + e à Na 4

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

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Shembulli 3.Merrni parasysh elektrolizën e shkrirjes Al2O3

Duke përdorur këtë reagim, alumini përftohet nga boksiti, një përbërje natyrale që përmban shumë oksid alumini. Pika e shkrirjes së oksidit të aluminit është shumë e lartë (më shumë se 2000º C), kështu që shtohen aditivë të veçantë për të ulur pikën e shkrirjes në 800-900º C. Në shkrirje, oksidi i aluminit shpërndahet në jone Al 3+ dhe O 2- . H dhe kationet reduktohen në katodë Al 3+ , duke u kthyer në atome alumini:

Al +3 e à Al

Anionet oksidohen në anodë O2- , duke u kthyer në atome oksigjeni. Atomet e oksigjenit bashkohen menjëherë në molekulat O2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Numri i elektroneve të përfshira në proceset e reduktimit të kationeve të aluminit dhe oksidimit të joneve të oksigjenit duhet të jetë i barabartë, kështu që le të shumëzojmë ekuacionin e parë me 4 dhe të dytin me 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Le të shtojmë të dy ekuacionet dhe të marrim

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (ekuacioni i reaksionit jonik)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Elektroliza e tretësirave

Në rastin e kalimit të një rryme elektrike përmes një tretësire ujore të elektrolitit, çështja ndërlikohet nga fakti se tretësira përmban molekula uji, të cilat gjithashtu mund të ndërveprojnë me elektronet. Kujtoni se në një molekulë uji, atomet e hidrogjenit dhe oksigjenit janë të lidhur me një lidhje kovalente polare.

δ+

Elektronegativiteti i oksigjenit është më i madh se ai i hidrogjenit, kështu që çiftet e përbashkëta të elektroneve janë të njëanshme drejt atomit të oksigjenit. Një ngarkesë e pjesshme negative shfaqet në atomin e oksigjenit, e shënuar δ-, dhe një ngarkesë e pjesshme pozitive lind në atomet e hidrogjenit, e shënuar δ+.

│

N-O δ-

H δ+

Për shkak të kësaj zhvendosjeje të ngarkesave, molekula e ujit ka "pole" pozitive dhe negative. Prandaj, molekulat e ujit mund të tërhiqen nga poli i ngarkuar pozitivisht në elektrodën e ngarkuar negativisht - katoda, dhe nga poli negativ - në elektrodën e ngarkuar pozitivisht - anoda. Reduktimi i molekulave të ujit mund të ndodhë në katodë dhe hidrogjeni lirohet:

Në anodë, mund të ndodhë oksidimi i molekulave të ujit, duke lëshuar oksigjen:

Prandaj, ose kationet e elektrolitit ose molekulat e ujit mund të reduktohen në katodë. Këto dy procese duket se konkurrojnë me njëri-tjetrin. Çfarë procesi ndodh në të vërtetë në katodë varet nga natyra e metalit. Nëse kationet metalike ose molekulat e ujit do të reduktohen në katodë varet nga pozicioni i metalit në .

gamën e sforcimeve të metaleve

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

Nëse metali është në serinë e tensionit në të djathtë të hidrogjenit, kationet metalike reduktohen në katodë dhe metali i lirë lirohet. Nëse metali është në serinë e tensionit në të majtë të aluminit, molekulat e ujit reduktohen në katodë dhe hidrogjeni lirohet. Së fundi, në rastin e kationeve metalike nga zinku në plumb, mund të ndodhë ose evolucioni i metalit ose evolucioni i hidrogjenit, dhe ndonjëherë evolucioni i hidrogjenit dhe i metalit mund të ndodhë njëkohësisht. Në përgjithësi, ky është një rast mjaft i ndërlikuar, shumë varet nga kushtet e reagimit: përqendrimi i tretësirës, ​​rryma elektrike dhe të tjera. Një nga dy proceset mund të ndodhë gjithashtu në anodë - ose oksidimi i anioneve të elektrolitit ose oksidimi i molekulave të ujit. Cili proces ndodh në të vërtetë varet nga natyra e anionit. Gjatë elektrolizës së kripërave të acideve pa oksigjen ose të vetë acideve, anionet oksidohen në anodë. Përjashtimi i vetëm është joni i fluorit

F-.

Në rastin e acideve që përmbajnë oksigjen, molekulat e ujit oksidohen në anodë dhe oksigjeni lëshohet. Shembulli 1.

Le të shohim elektrolizën e një tretësire ujore të klorurit të natriumit.

Një tretësirë ​​ujore e klorurit të natriumit do të përmbajë katione natriumi

Na +, anionet e klorit Cl - dhe molekulat e ujit.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

katodë (-) 2 Na + ; 2H+; 2Н + + 2е à Н 0 2 anodë (+) 2 Cl - ;

katodë - kation - reduktim.2 OH - ; 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2 NaOH Kimike aktivitet Kimike anionet nuk kanë gjasa zvogëlohet.

Dhe nëse kripa përmban

SO 4 2-

? Le të shqyrtojmë elektrolizën e një solucioni të sulfatit të nikelit ( II

).

Sulfati i nikelit ( ) shpërndahet në jone Ni 2+ dhe SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

Le të shkruajmë së bashku ekuacionet e proceseve që ndodhin në katodë dhe anodë:

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

).

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

4 elektrone përfshihen në proceset e reduktimit dhe 4 elektrone përfshihen gjithashtu në proceset e oksidimit. Le t'i shtojmë këto ekuacione së bashku dhe të marrim ekuacionin e përgjithshëm të reagimit:

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

Në anën e djathtë të ekuacionit janë H + dhe oh- , të cilat kombinohen për të formuar molekula uji:

H + + OH - à H 2 O

Prandaj, në anën e djathtë të ekuacionit, në vend të 4 joneve H + dhe 2 joneve oh- Le të shkruajmë 2 molekula uji dhe 2 jone H +:

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

Le të zvogëlojmë dy molekula uji në të dy anët e ekuacionit:

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

Ky është një ekuacion i shkurtër jonik. Për të marrë ekuacionin e plotë jonik, duhet të shtoni një jon sulfate në të dy anët 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 , i formuar gjatë shpërbërjes së sulfatit të nikelit ( Kimike ) dhe nuk merr pjesë në reagim:

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

Kështu, gjatë elektrolizës së një tretësire të sulfatit të nikelit ( Kimike ) hidrogjeni dhe nikeli lirohen në katodë, dhe oksigjeni në anodë.

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

Shembulli 3. Shkruani ekuacionet për proceset që ndodhin gjatë elektrolizës së tretësirës ujore të sulfatit të natriumit me një anodë inerte.

Potenciali standard i sistemit të elektrodës Na + + e = Na 0 është dukshëm më negativ se potenciali i elektrodës ujore në një mjedis ujor neutral (-0,41 V) Prandaj, reduktimi elektrokimik i ujit do të ndodhë në katodë, i shoqëruar nga lirimi i hidrogjenit

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

dhe jonet Na + ardhja në katodë do të grumbullohet në pjesën e tretësirës ngjitur me të (hapësira katodë).

Oksidimi elektrokimik i ujit do të ndodhë në anodë, duke çuar në çlirimin e oksigjenit

2 H 2 O – 4е à O 2 + 4 H +

pasi që korrespondon me këtë sistem Potenciali standard i elektrodës (1.23 V) është dukshëm më i ulët se potenciali standard i elektrodës (2.01 V) që karakterizon sistemin

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

jonet SO 4 2- lëvizja drejt anodës gjatë elektrolizës do të grumbullohet në hapësirën e anodës.

Duke shumëzuar me dy ekuacionin e procesit katodik dhe duke e shtuar me ekuacionin e procesit anodik, marrim ekuacionin total të procesit të elektrolizës:

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

Duke marrë parasysh që akumulimi i njëkohshëm i joneve në hapësirën e katodës dhe i joneve në hapësirën e anodës ndodh, ekuacioni i përgjithshëm i procesit mund të shkruhet në formën e mëposhtme:

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

Kështu, njëkohësisht me çlirimin e hidrogjenit dhe oksigjenit, formohen hidroksidi i natriumit (në hapësirën e katodës) dhe acidi sulfurik (në hapësirën e anodës).

Shembulli 4.Elektroliza e tretësirës së sulfatit të bakrit ( II) CuSO 4 .

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

katodë (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anodë (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

Në tretësirë ​​mbeten jonet H+ 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 , sepse acidi sulfurik grumbullohet.

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

Shembulli 5. Elektroliza e tretësirës së klorurit të bakrit ( II) CuCl 2.

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

katodë (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anodë (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Të dy ekuacionet përfshijnë dy elektrone.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ekuacioni jonik)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (ekuacioni molekular)

Shembulli 6. Elektroliza e tretësirës së nitratit të argjendit AgNO3.

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

katodë (-) Ag + + e à Ag 0

anodë (+) 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 + + O 2 (ekuacioni jonik)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NR 3 - (ekuacioni i plotë jonik)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (ekuacioni molekular)

Shembulli 7. Elektroliza e tretësirës së acidit klorhidrikHCl.

Hidroksidi i natriumit në tretësirë ​​shpërndahet në katione dhe jone hidroksid.<-- H + + Cl - à anodë (+)

katodë (-) 2H + + 2 eà H 2

anodë (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ekuacioni jonik)

2 HClà H 2 + Cl 2 (ekuacioni molekular)

Shembulli 8. Elektroliza e tretësirës së acidit sulfurikH 2 SO 4 .

Katodë (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anodë (+)

katodë (-)2H+ + 2eà H 2

anodë(+) 2H 2 O – 4eà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H 2 O – 4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H+ +O 2

2H2Oà 2H2 + O2

Shembull 9. Elektroliza e tretësirës së hidroksidit të kaliumitKOH.

Hidroksidi i natriumit në tretësirë ​​shpërndahet në katione dhe jone hidroksid.<-- K + + Oh - à anodë (+)

Kationet e kaliumit nuk do të reduktohen në katodë, pasi kaliumi është në serinë e tensionit të metaleve në të majtë të aluminit, në vend të kësaj, do të ndodhë reduktimi i molekulave të ujit;

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

katodë(-) 2H 2 O + 2eà H2 +2OH - 2

anodë(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

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

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Shembulli 10. Elektroliza e tretësirës së nitratit të kaliumitKNO 3 .

Katodë (-) <-- K + + NO 3 - à anodë (+)

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

katodë(-) 2H 2 O + 2eà H2+2OH-2

anodë(+) 2H 2 O – 4eà O2 + 4H+1

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

2H2Oà 2H2 + O2

Kur një rrymë elektrike kalon përmes tretësirave të acideve që përmbajnë oksigjen, alkaleve dhe kripërave të acideve që përmbajnë oksigjen me metale të vendosura në serinë e tensionit të metaleve në të majtë të aluminit, praktikisht ndodh elektroliza e ujit. Në këtë rast, hidrogjeni lëshohet në katodë, dhe oksigjeni në anodë.

konkluzione. Gjatë përcaktimit të produkteve të elektrolizës së tretësirave ujore të elektroliteve, në rastet më të thjeshta mund të udhëhiqet nga konsideratat e mëposhtme:

1.Jone metalike me vlerë të vogël algjebrike të potencialit standard - ngaLi + teAl 3+ përfshirëse - kanë një tendencë shumë të dobët për të ri-shtuar elektrone, duke qenë inferiorë në këtë drejtim ndaj joneveH + (cm. Seritë e aktiviteteve të kationeve). Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të përbërjeve që përmbajnë këto katione, jonet kryejnë funksionin e një agjenti oksidues në katodë.H + , duke restauruar sipas skemës:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Kationet metalike me vlera pozitive të potencialeve standarde (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ etj.) kanë tendencë më të madhe për të shtuar elektrone në krahasim me jonet. Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të kripërave të tyre, funksioni i agjentit oksidues në katodë lirohet nga këto katione, ndërsa reduktohet në metal sipas skemës, për shembull:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të kripërave të metaleveZn, Fe, Cd, Nietj., duke zënë një pozicion të mesëm në serinë e tensionit midis grupeve të listuara, procesi i reduktimit në katodë ndodh sipas të dy skemave. Masa e metalit të çliruar në këto raste nuk korrespondon me sasinë e rrymës elektrike që rrjedh, një pjesë e së cilës shpenzohet për formimin e hidrogjenit.

4. Në tretësirat ujore të elektroliteve, anioneve monoatomike (Cl - , Br - , J - ), anionet që përmbajnë oksigjen (NR 3 - , SO 4 2- , P.O. 4 3- dhe të tjerët), si dhe jonet hidroksil të ujit. Nga këto, jonet halide kanë veti reduktuese më të forta, me përjashtim tëF.OhJonetHCl, zënë një pozicion të ndërmjetëm midis tyre dhe anioneve poliatomike., Prandaj gjatë elektrolizës së tretësirave ujoreHBr

2 H.J. - -2 eà H.J. 2 0

ose kripërat e tyre në anodë, oksidimi i joneve halide ndodh sipas skemës së mëposhtme:

4 X – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Gjatë elektrolizës së tretësirave ujore të sulfateve, nitrateve, fosfateve etj.

Funksioni i një agjenti reduktues kryhet nga jonet që oksidohen sipas skemës së mëposhtme: HOH Detyrat.

ZAvilë 1. Gjatë elektrolizës së një solucioni të sulfatit të bakrit, 48 g bakër u lëshuan në katodë.0 4 2 ".

Gjeni vëllimin e gazit të lëshuar në anodë dhe masën e acidit sulfurik të formuar në tretësirë.

Sulfati i bakrit në tretësirë ​​nuk shpërndan jone

C 2+ dhe12

S |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2"

Le të shkruajmë ekuacionet e proceseve që ndodhin në katodë dhe anodë. Kationet Cu reduktohen në katodë, dhe elektroliza e ujit ndodh në anodë:

Le të shtojmë 2 jone sulfate në të dy anët e ekuacionit, të cilët formohen gjatë shpërbërjes së sulfatit të bakrit, dhe marrim ekuacionin e plotë jonik:

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

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

Gazi i lëshuar në anodë është oksigjen. Acidi sulfurik formohet në tretësirë.

Masa molare e bakrit është 64 g/mol, le të llogarisim sasinë e substancës së bakrit:

Sipas ekuacionit të reaksionit, kur lirohen 2 mol bakër në katodë, 1 mol oksigjen lirohet në anodë. Në katodë lirohen 0,75 mol bakër, në anodë le të lëshohen x mole oksigjen. Le të bëjmë një proporcion:

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

0,375 mol oksigjen u lëshua në anodë,

v(O2) = 0,375 mol.

Le të llogarisim vëllimin e oksigjenit të çliruar:

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

Sipas ekuacionit të reaksionit, kur në katodë lirohen 2 mole bakër, në tretësirë ​​formohen 2 mole acid sulfurik, që do të thotë se nëse në katodë lirohen 0,75 mole bakër, atëherë formohen 0,75 mol acid sulfurik. në tretësirë, v(H2SO4) = 0,75 mol .

Le të llogarisim masën molare të acidit sulfurik:

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

Le të llogarisim masën e acidit sulfurik:

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

8.4 litra oksigjen u lëshuan në anodë; Në tretësirë ​​u formuan 73,5 g acid sulfurik

Detyra 2. Gjeni vëllimin e gazrave të lëshuar në katodë dhe anodë gjatë elektrolizës së një tretësire ujore që përmban 111,75 g klorur kaliumi. Çfarë substance u formua në tretësirë? Gjeni masën e tij.

Kloruri i kaliumit në tretësirë ​​shpërndahet në jone K+ dhe Cl:

2КС1 =К+ + Сl

Jonet e kaliumit nuk reduktohen në katodë, përkundrazi, molekulat e ujit reduktohen. Në anodë, jonet e klorurit oksidohen dhe klori lirohet:

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

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2"

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (ekuacion i shkurtër jonik) Tretësira përmban gjithashtu jone K+ të formuara gjatë shpërbërjes së klorurit të kaliumit dhe që nuk marrin pjesë në reaksion:

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

Le ta rishkruajmë ekuacionin në formë molekulare:

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

Hidrogjeni lirohet në katodë, klori në anodë dhe hidroksidi i kaliumit formohet në tretësirë.

Tretësira përmbante 111,75 g klorur kaliumi.

Le të llogarisim masën molare të klorurit të kaliumit:

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

Le të llogarisim sasinë e klorurit të kaliumit:

Sipas ekuacionit të reaksionit, gjatë elektrolizës së 2 mol klorur kaliumi, lirohet 1 mol klor. Lëreni elektrolizën e 1,5 mol klorur kaliumi të prodhojë x mol klor.

Do të lirohet 0,75 mol klor, v(C!2) = 0,75 mol. Sipas ekuacionit të reaksionit, kur 1 mol klor lirohet në anodë, 1 mol hidrogjen lirohet në katodë. Prandaj, nëse në anodë lirohet 0,75 mol klor, atëherë në katodë lirohet 0,75 mol hidrogjen, v(H2) = 0,75 mol.

Le të llogarisim vëllimin e klorit të lëshuar në anodë:

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

Vëllimi i hidrogjenit është i barabartë me vëllimin e klorit:

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

Sipas ekuacionit të reaksionit, nga elektroliza e 2 mol klorur kaliumi prodhohen 2 mol hidroksid kaliumi, që do të thotë se elektroliza e 0,75 mol klorur kaliumi prodhon 0,75 mol hidroksid kaliumi. Le të llogarisim masën molare të hidroksidit të kaliumit:

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

Le të llogarisim masën e hidroksidit të kaliumit:

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. Në katodë u lëshuan 16,8 litra hidrogjen, në anodë u lëshuan 16,8 litra klor dhe në tretësirë ​​u formuan 42 g hidroksid kaliumi.

Detyra 3. Gjatë elektrolizës së tretësirës prej 19 g klorur metali dyvalent, në anodë u lëshuan 8,96 litra klor. Përcaktoni se cilit klorur metali iu nënshtrua elektrolizës. Llogaritni vëllimin e hidrogjenit të lëshuar në katodë.

Le të shënojmë metalin e panjohur M, formula e klorurit të tij është MC12. Në anodë, jonet e klorurit oksidohen dhe klori lirohet. Gjendja thotë që hidrogjeni lëshohet në katodë, prandaj, zvogëlimi i molekulave të ujit ndodh:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl -2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2"

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (ekuacion i shkurtër jonik)

Tretësira përmban edhe jone M2+, të cilët nuk ndryshojnë gjatë reaksionit.

Le të shkruajmë ekuacionin e plotë jonik të reaksionit:

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

Le të rishkruajmë ekuacionin e reaksionit në formë molekulare:

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

Le të gjejmë sasinë e klorit të lëshuar në anodë:

Sipas ekuacionit të reaksionit, gjatë elektrolizës së 1 mol klorur të një metali të panjohur, lirohet 1 mol klor. Nëse lirohej 0,4 mol klor, atëherë 0,4 mol klorur metali i nënshtrohej elektrolizës. Le të llogarisim masën molare të klorurit të metalit:

Masa molare e klorurit të panjohur të metalit është 95 g/mol.

Ka 35.5"2 = 71 g/mol për dy atome klori.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. një zgjidhje e klorurit të magnezit iu nënshtrua elektrolizës; Në katodë u lëshuan 8,96 litra hidrogjen.

*Problemi 4. Gjatë elektrolizës së 200 g tretësirë ​​të sulfatit të kaliumit me përqendrim 15%, në anodë janë lëshuar 14,56 litra oksigjen.

Llogaritni përqendrimin e tretësirës në fund të elektrolizës.

Në një tretësirë ​​të sulfatit të kaliumit, molekulat e ujit reagojnë si në katodë ashtu edhe në anodë:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

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

Le të shtojmë të dy ekuacionet së bashku:

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

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

2H2O = 2H2 + 02

Në fakt, kur ndodh elektroliza e një tretësire të sulfatit të kaliumit, ndodh elektroliza e ujit.

Përqendrimi i një solucioni të tretur në një tretësirë ​​përcaktohet me formulën:

С=m(tretësirë) 100% / m(tretësirë)

Për të gjetur përqendrimin e tretësirës së sulfatit të kaliumit në fund të elektrolizës, duhet të dini masën e sulfatit të kaliumit dhe masën e tretësirës. Masa e sulfatit të kaliumit nuk ndryshon gjatë reaksionit. Le të llogarisim masën e sulfatit të kaliumit në tretësirën origjinale. Le ta shënojmë përqendrimin e tretësirës fillestare si C

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

Masa e tretësirës ndryshon gjatë elektrolizës pasi një pjesë e ujit shndërrohet në hidrogjen dhe oksigjen. 2Le të llogarisim sasinë e oksigjenit të çliruar:

(O

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

Sipas ekuacionit të reaksionit, 1 mol oksigjen formohet nga 2 mol ujë. Le të lirohet 0,65 mol oksigjen gjatë zbërthimit të x mol ujit. Le të bëjmë një proporcion:

1,3 mol ujë i zbërthyer, v(H2O) = 1,3 mol.

Le të llogarisim masën molare të ujit:

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

Le të llogarisim masën e ujit të dekompozuar:

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. Masa e tretësirës së sulfatit të kaliumit u zvogëlua me 23,4 g dhe u bë e barabartë me 200-23,4 = 176,6 g, tani le të llogarisim përqendrimin e tretësirës së sulfatit të kaliumit në fund të elektrolizës.

C2 (K2 SO4)=m(K2 SO4) 100% / m(tretësirë)=30g 100% / 176.6g=17%

përqendrimi i tretësirës në fund të elektrolizës është 17%.

*Detyra 5. 188,3 g përzierje kloruresh natriumi dhe kaliumi u tretën në ujë dhe në tretësirën e përftuar kaloi një rrymë elektrike.

Gjatë elektrolizës, 33.6 litra hidrogjen u lëshuan në katodë. Llogaritni përbërjen e përzierjes në përqindje ndaj peshës.

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

Le të shënojmë sasinë e klorurit të kaliumit që përmbahet në përzierje me x mol dhe sasinë e klorurit të natriumit me mol. Sipas ekuacionit të reaksionit, gjatë elektrolizës së 2 mol klorur natriumi ose kaliumi, lirohet 1 mol hidrogjen.

Prandaj, gjatë elektrolizës së x mol klorur kaliumi formohet x/2 ose 0,5x mol hidrogjen dhe gjatë elektrolizës së x mol klorur natriumi formohet 0,5y mol hidrogjen.

Le të gjejmë sasinë e hidrogjenit të çliruar gjatë elektrolizës së përzierjes:

Le të bëjmë ekuacionin: 0.5x + 0.5y = 1.5

Le të llogarisim masat molare të klorureve të kaliumit dhe natriumit:

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

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

Masa x mol e klorurit të kaliumit është e barabartë me:

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

Masa e një mol klorur natriumi është:

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

Masa e përzierjes është 188.3 g, le të krijojmë ekuacionin e dytë:

74.5x + 58.5y= 188.3

Pra, ne zgjidhim një sistem prej dy ekuacionesh me dy të panjohura:

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

74.5x + 58.5y=188.3g

Nga ekuacioni i parë shprehim x:

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

x = 3-y

Duke zëvendësuar këtë vlerë x në ekuacionin e dytë, marrim:

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

223,5-74,5y + 58,5y= 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. Le të llogarisim pjesën masive të klorurit të natriumit:

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

përzierja përmban 31,65% klorur kaliumi dhe 68,35% klorur natriumi.

Hyrje

KREU I. Rishikim i literaturës

1.1. Metodat për marrjen dhe riciklimin e klorurit të kalciumit 7

1.1.1 Metodat kimike 7

1.1.2. Metodat elektrokimike 10

1.2. Përgatitja e sakarateve të kalciumit dhe përdorimi i tyre si frenues korrozioni 12

1.3 Sinteza elektrokimike e gazit të klorit 13

1.4. Sinteza e dioksidit të karbonit 16

1.5. Modelet e proceseve elektrokimike në ujërat natyrore që përmbajnë jone kalciumi 17

1.5L. Elektroliza e ujërave termale 17

1.5.2. Elektroliza e ujit të detit 20

1.6. Përfundime nga rishikimi i literaturës 23

KAPITULLI II. Procedura eksperimentale 24

2.1. Matjet e polarizimit 24

2.2- Sintezat elektrokimike 25

2.3. Metodologjia për analizën dhe identifikimin e produkteve 26

2.4. Përpunimi matematik i rezultateve të fituara 33

Kapitulli III. Të dhëna eksperimentale dhe diskutim

3.1.2. Procesi i katodës - kinetika e formimit të gazit hidrogjen gjatë elektrolizës së një solucioni të klorurit të kalciumit 45

3.1.3. Aspektet përgatitore të elektrolizës së një tretësire ujore të klorurit të kalciumit 48

3.2. Veçoritë e shfaqjes së reaksioneve të elektrodës në tretësirat ujore (CAC12+SUGAROSE) në materiale të ndryshme elektroda 50

3.2.1. Procesi i katodës 50

3.2.2. Aspektet përgatitore të prodhimit elektrokimik të saharozës së kalciumit 58

3.2.3. Modelet e reaksioneve të elektrodës në sistem: (CaC12 + saharozë + Ca(OH) 2) 61

3.2.3.1 Procesi anodik 61

3.2.3.2 Procesi i katodës 62

3.3. Modelet e reaksioneve të elektrodës në sistem [CaCl2+NIII3+Ca(III3)2] 65

3.3.1. Procesi anodik 65

3.3.2. Procesi i katodës. 68

3.3.3. Aspektet përgatitore të sintezës elektrokimike të nitratit të kalciumit 74

3.3.4. Aspektet përgatitore të prodhimit elektrokimik të dioksidit të karbonit 75

3.4 Prodhimi elektrokimik i acetatit të kalciumit 78

3.4.1. Veçoritë e procesit katodik në elektrosintezën e acetatit të kalciumit në materiale të ndryshme elektroda 79

3.4.2. Aspektet përgatitore të elektrosintezës së acetatit të kalciumit 87

Letërsia

Hyrje në veprën

Rëndësia e temës. Pothuajse të gjitha ujërat natyrore përmbajnë komponime kalciumi në përqendrime të ndryshme. Sasi të mëdha të klorurit të kalciumit formohen si mbetje gjatë prodhimit të sodës, hidrolizës së përbërjeve organike të kloruruara dhe në procese të tjera të prodhimit.

Metodat e njohura kimike dhe elektrokimike për përpunimin e klorurit të kalciumit kanë disavantazhe domethënëse: dekompozimi i klorurit

kalciumi në një temperaturë prej 950-1000 C kërkon përdorimin e materialeve të veçanta të ndërtimit dhe kostot e larta të energjisë gjatë elektrolizës së solucioneve të klorurit të kalciumit, një precipitat i patretshëm depozitohet në katodë; (tCa(OH)2* iCaCI2) dhe me kalimin e kohës ndalon kalimi i rrymës elektrike nëpër sistem.

Përpunimi i klorurit të kalciumit në produkte më të vlefshme, duke e përdorur atë si një lloj i ri lëndë e parë për prodhimin e acidit klorhidrik, klorit, acideve klorosulfonike dhe klorurit të aluminit në prodhimin organik dhe farmaceutik, është një problem urgjent.

Veçanërisht premtuese për këto qëllime janë metodat elektrokimike që lejojnë sintezën e produkteve kimike pa përdorimin e reagentëve, duke përdorur procese elektrooksiduese dhe elektro-reduktuese.

Zgjedhja e objekteve kërkimore në punën e disertacionit u përcaktua, nga njëra anë, nga vlera e produkteve përfundimtare, dhe nga ana tjetër, nga mundësia e përdorimit të klorurit të kalciumit si lëndë e parë, një mbetje industriale me tonazh të madh, përpunimi i të cilave ndihmon në mbrojtjen e mjedisit nga emetimet e dëmshme industriale.

Qëllimi dhe objektivat e studimit. Qëllimi i punës ishte studimi i ligjit
dimensionet e reaksioneve të elektrodës dhe prodhimi i kalciumit që përmban
komponimet e lëngëta nga tretësirat ujore të klorurit të kalciumit.

Arritja e këtij qëllimi kërkonte zgjidhjen e detyrave të mëposhtme:

të studiojë reaksionin anodik të çlirimit të klorit nga tretësirat ujore të klorurit të kalciumit në materiale të ndryshme elektrodë;

të vendosë kinetikën dhe mekanizmin e reaksioneve të elektrodës në tretësirat ujore të klorurit të kalciumit, nitratit të kalciumit, acetatit të kalciumit dhe një përzierje të klorurit të kalciumit me saharozë;

Përcaktoni parametrat optimalë për sintezën elektrokimike të kalciumit
F komponimet që përmbajnë ci: dendësia e rrymës, përqendrimet e elektroliteve,

outputet aktuale të produkteve të synuara.

Objektet e studimit ishin proceset elektrokimike, prote
duke depërtuar në materiale të ndryshme elektrodë në tretësirat ujore të klorurit
kalcium me aditivë të ndryshëm. Zgjedhja e objektit të kërkimit u përcaktua me
nga njëra anë, mungesa e njohurive dhe kompleksiteti i proceseve të elektrodës në gara
sistemet në shqyrtim dhe nga ana tjetër mundësia e përdorimit të mbetjeve
Sh prodhimi në shkallë të gjerë të klorurit të kalciumit për të marrë të vlefshme

produkteve.

Risi shkencore:

Është krijuar një bazë shkencore për teknologjinë dhe zgjidhjet e avancuara teknologjike për elektrolizën e tretësirave ujore që përmbajnë jone kalciumi;

Modelet e shfaqjes së reaksioneve anodike dhe katodike sipas
rrezatimi i përbërjeve që përmbajnë kalcium në materiale të ndryshme elektrodë

Rëndësia praktike punon:

Për herë të parë, duke përdorur klorurin e kalciumit si lëndë të parë, u sintetizuan komponime kimike të tilla të vlefshme si acetati i kalciumit, saharoza e kalciumit, nitrat kalciumi, dioksidi i karbonit, klori dhe gazrat e hidrogjenit.

Miratimi puna. Rezultatet kryesore u raportuan dhe u diskutuan në takimin XIV mbi elektrokiminë e përbërjeve organike "Lajmet e elektrokimisë së përbërjeve organike" (Novocherkassk, 1998), në konferencën shkencore dhe praktike gjithë-ruse "Kimi në teknologji dhe mjekësi" (Makhachkala , 2002), në Konferencën Ndërkombëtare Shkencore-Teknike kushtuar 70-vjetorit të Universitetit Shtetëror të Shën Peterburgut për Temperaturat e Ulëta dhe Teknologjitë e Ushqimit (Shën Petersburg, 2001), Konferenca Ndërkombëtare "Problemet moderne të kimisë organike, ekologjisë dhe bioteknologji" (Luga, 2001), në konferencat përfundimtare All-Ruse " Ekologjia dhe përdorimi racional i burimeve natyrore" (Shën Petersburg, 2001 dhe 2002).

Objekti dhe struktura e disertacionit. Disertacioni përbëhet nga një hyrje, tre kapituj, përfundime dhe një listë referencash, duke përfshirë 111 tituj. Punimi është paraqitur në 100 faqe tekst të shtypur me makinë, përfshin 36 figura dhe 6 tabela.

Puna u krye në kuadër të një granti nga Ministria e Arsimit e Federatës Ruse në kuadër të programit "Kërkimi shkencor i arsimit të lartë në fushat prioritare të shkencës dhe teknologjisë", nënprogrami - "Ekologjia dhe përdorimi racional i burimeve natyrore", seksioni - "Problemet e formacioneve të krijuara nga njeriu dhe përdorimi i mbetjeve industriale dhe shtëpiake 2001-2002."

Përgatitja e sakarateve të kalciumit dhe përdorimi i tyre si frenues korrozioni

Klori përdoret në sasi të konsiderueshme për përgatitjen e zbardhuesve (hipoklorit të kalciumit dhe zbardhuesit). Nga djegia e klorit në një atmosferë hidrogjeni, përftohet klorur hidrogjeni i pastër. Kloruret përkatëse përdoren në prodhimin e titanit, niobit dhe silikonit. Kloruret e hekurit dhe fosforit të aluminit përdoren gjithashtu në mënyrë industriale.

Mbi 60% e gjithë klorit të prodhuar përdoret për sintezën e komponimeve organoklorinike. Konsumatorët e mëdhenj të klorit përfshijnë prodhimin e tetraklorurit të karbonit, kloroformit, klorurit metilen, dikloroetanit, klorurit të vinilit dhe klorobenzenit. Sasi të konsiderueshme të klorit konsumohen në sintezën e glicerinës dhe etilen glikolit duke përdorur metodat e klorit, si dhe në sintezën e disulfidit të karbonit.

Për dezinfektimin e ujit, dioksidi i klorit, i marrë përmes elektrolizës së një solucioni të klorurit të natriumit, është më premtues.

Sipas vlerësimeve paraprake, prodhimi i klorit në vitin 1987 në Shtetet e Bashkuara arriti në 10.4 milion ton. Kostoja e 1 ton klor është 195 dollarë Klori përftohet nga elektroliza e një solucioni NaCl. Bazat teorike dhe dizajnet e elektrolizuesve industrialë janë përshkruar në monografi.

Zotërimi i teknologjisë së elektrolizës së shëllirëve NaCl duke përdorur membranat e shkëmbimit të joneve bën të mundur uljen (në krahasim me elektrolizën e diafragmës ose merkurit) të kostos së pajisjeve (me 15-25%) dhe kostove të energjisë (me 20-35%). Rentabiliteti i elektrolizës së membranës shoqërohet me mundësinë e prodhimit të alkalit me përqendrim 40% me një konsum të energjisë elektrike prej 200 kWh/t të produktit. Membranat me dy shtresa lejojnë funksionimin në densitet të rrymës deri në 4 kA/m, gjë që siguron përdorim më efikas të energjisë elektrike të lirë gjatë natës. Këto avantazhe kompensojnë plotësisht koston relativisht të lartë të membranave të reja (500-700 $/m2).

Diskutohet efektiviteti i përdorimit të katodave të aktivizuara për të reduktuar mbitensionin e evolucionit të hidrogjenit. Një ulje e mëtejshme e tensionit të qelisë mund të arrihet duke rritur presionin e funksionimit në 5 bar duke rritur njëkohësisht temperaturën. Përdorimi i oksigjenit (ajrit), i cili depolarizon katodën, duke zëvendësuar procesin e evolucionit të hidrogjenit me procesin e reduktimit të oksigjenit, redukton kostot e energjisë në 1600 kWh/t alkali (nëse nuk merret parasysh intensiteti i energjisë së humbur të hidrogjenit) . Një rrugë alternative është elektrooksidimi i hidrogjenit në një qelizë karburanti.

Përshkruhen eksperimentet e kompanisë Hoechst me një elektrolizer të membranës klori me një sipërfaqe membrane prej 0,1 m2. U zbulua se efikasiteti aktual, i cili zvogëlohet me rritjen e përqendrimit të alkalit, arrin një minimum në një përqendrim prej 30% dhe më pas rritet në një përqendrim prej 34%, pas së cilës bie përsëri. Janë marrë në konsideratë mekanizma të ndryshëm për zbatimin e procesit të membranës dhe përzgjedhjen e vetive të membranës dhe arsyet e plakjes së tyre. Është treguar se vetëm me një kosto të ulët të avullit, kostoja e kostos së energjisë në elektrolizën e membranës mund t'i afrohet asaj të metodës së merkurit.

Puna kreu një studim sistematik të procesit të elektrolizës së solucioneve të klorureve të metaleve alkaline dhe tokësore alkaline pa diafragmë. Është treguar se ndryshimet në rrjedhën e procesit anodik, në varësi të natyrës së kationit të elektrolitit fillestar, janë për shkak të tretshmërisë së ndryshme të produkteve të elektrolizës, kryesisht nga tretshmëria e hidroksideve të metaleve përkatëse.

Në një elektrolizer me membranë kloride, të paktën në njërën anë të membranës ka një shtresë poroze të përshkueshme nga gazi dhe lëngu që nuk ka aktivitet elektrodë. Në dhomat e katodës dhe të anodës, presioni preferohet të mbahet në 15 kgf/cm2, gjë që bën të mundur uljen e tensionit të elektrolizës. Metoda mund të aplikohet për elektrolizën e ujit dhe acidit klorhidrik.

Punimi diskuton një model të procesit të prodhimit të gazit të klorit në një elektrolizer që nuk rrjedh.

Elektroliza e ujërave termale

Kohët e fundit, hipokloriti i natriumit ose i kalciumit është përdorur për të pastruar dhe veçanërisht neutralizuar ujin. Rritja e interesit për hipoklorit është kryesisht për shkak të mundësive të mëdha të përdorimit të tij. Përdorimi i hipokloritit të marrë nga elektroliza e ujit të detit për trajtimin e ujërave të zeza është i sigurt për mjedisin.

Metoda elektrokimike për prodhimin e solucioneve hipoklorite me elektrolizë të tretësirave ujore të kripës së tryezës ose ujërave natyrale bën të mundur organizimin e këtij prodhimi direkt në vendet ku konsumohen tretësirat dhe nuk ka nevojë për ruajtje afatgjatë të tretësirave të hipokloritit.

Aktualisht, janë përdorur dy metoda të prodhimit elektrokimik të një dezinfektuesi: elektroliza e solucioneve të koncentruara të klorurit të natriumit e ndjekur nga përzierja me ujin e trajtuar dhe elektroliza e drejtpërdrejtë e ujit të dezinfektuar. Procesi i elektrolizës, si në njërin ashtu edhe në rastin tjetër, varet nga dendësia e rrymës në elektroda, përqendrimi i klorurit të natriumit, pH, temperatura dhe natyra e lëvizjes së elektrolitit, materiali i elektrodave dhe pasivimi i tyre, si. si dhe mënyra e furnizimit me rrymë të elektrodave.

Është studiuar procesi i sintezës elektrokimike të hipokloritit të natriumit në një elektrolizer membranor me elektrodë ORTA dhe një membranë qeramike inorganike me bazë 2x0g. U studiua ndikimi i densitetit të rrymës, përqendrimi i tretësirës së klorurit të natriumit, shpejtësia e furnizimit të tretësirës së klorurit të natriumit, shpejtësia e furnizimit të tretësirave në dhomat e elektrodës. Është treguar se, në kushte optimale, efikasiteti aktual i hipokloritit të natriumit është 77% me një konsum specifik të energjisë elektrike prej 2.4 kWh/kg dhe klorur natriumi 3.1 kg/kg. Aftësia korrozioni e anodës u përcaktua në kushte eksperimentale.

Propozohet një metodë dhe pajisje për monitorimin e përbërjeve që përmbajnë klor gjatë trajtimit të ujit, të destinuara kryesisht për dezinfektimin e ujit në pishina. Gjenerimi i një solucioni dezinfektues të hipokloritit të natriumit kryhet duke përdorur metodën elektrolitike, dhe supozohet se uji në pishinë përmban një sasi të mjaftueshme kloruresh. Uji qarkullon në një qark të mbyllur, në pjesën e jashtme të të cilit ka një elektrolizer, si dhe një filtër për pastrimin e ujit.

Për të dezinfektuar ujin e pijshëm, autorët e patentës propozojnë ndërtimin e një mini-elektrolizeri në sipërfaqen anësore të tubacionit, në të cilin hipokloriti prodhohet elektrokimikisht nga një zgjidhje e holluar që përmban klorur.

U studiuan veçoritë e elektrolizës së një solucioni të holluar (0,89%) klorur natriumi në kushte rrjedhjeje. Është vërtetuar se rritja e shkallës së rrjedhës çon në një rënie të mprehtë të rendimentit të klorit dhe mund të rrisë ndjeshëm produktivitetin dhe qëndrueshmërinë e elektrolizuesit. Rezultatet më të mira u morën në një elektrolizer me elektroda titani të veshura me platin të shpërndarë me një faktor vrazhdësie të paktën 200, me aktivizim periodik katodik të anodës.

Është studiuar procesi elektrokimik i sintezës së hipokloritit të natriumit nën presion. Elektroliza kryhet në një autoklavë prej aliazh titani, të përforcuar nga brenda me fluoroplastikë me nxitje. Gazi i hidrogjenit i formuar gjatë reaksionit katodik grumbullohet në sistem, duke rritur presionin e tij. Studimet u kryen nën një presion prej 100-150 atm. Për shkak të faktit se tretësira është nën presion të lartë, tretshmëria e klorit rritet, gjë që çon në rendimente më të larta aktuale të hipokloritit të natriumit. Dioksidi i rutenit me bazë titani, grafiti dhe platini u përdorën si materiale katodë dhe titani shërbeu si katodë.

Përdorimi i hipokloritit të natriumit, i marrë nga elektroliza e ujërave natyrore, raportohet për të pastruar ujin nga fusha Makhachkala-Ternair nga fenoli.

Uji i detit ka mineralizim të lartë. Mineralizimi i ujit të detit në përgjithësi është 3.5% ose 35.000 ppm "1. Prej tyre vetëm dy përbërës (kloruret dhe natriumi) janë të pranishëm në sasi më shumë se 1%, ndërsa përqendrimi i dy të tjerëve: sulfati dhe magnezi. rreth OD% kalcium, kalium, bikarbonat dhe brom përbëjnë rreth 0,001%.

Sipas raportit të kripërave individuale me shumën e tyre, kripësia e ujërave të Detit Kaspik ndryshon nga deti oqeanik dhe i Zi. Ujërat e Detit Kaspik janë relativisht të varfra, në krahasim me ato oqeanike, me jone Na dhe SG dhe të pasura me jone Ca dhe SO4 Kripësia mesatare e ujërave të Detit Kaspik është 12,8-12,85%, që varion nga 3% në. gryka e Vollgës në 20% në gjirin e Ballkanit Në dimër, kripësia e ujërave të Kaukazit të Veriut është e lartë, gjë që shpjegohet me formimin e akullit dhe fluksin e dobët të ujërave të Vollgës.

Vitet e fundit vihet re një rritje e fluksit të kripërave në det, e cila shoqërohet me rritje të rrjedhës jonike të lumenjve.

Sasia më e madhe e grimcave të pezulluara të pranishme në ujërat e detit përmbajnë të njëjtat minerale si shkëmbinjtë përreth (kaolinit, talk, kuarc, feldspat, etj.). Tabela 1.1. Prezantohet përbërja kryesore e ujit të Detit Kaspik.

Sintezat elektrokimike

Analiza e përbërjeve që përmbajnë klor është kryer duke përdorur metodat e mëposhtme: Përcaktimi i HC me metodën Pontius. 10 ml elektrolit (pH = 8) me shtimin e një sasie të vogël niseshteje u titrua me një tretësirë ​​OD të jodur kaliumit. Përkufizimi i SG. Sillni 1 ml elektrolit në 100 ml me ujë të distiluar. Titroni 10 ml kampion me një tretësirë ​​0,1 N të nitratit të argjendit në prani të disa pikave CH3COOH + K2ClO4.

Përcaktimi i C1CV. Shtoni 25 ml kripë Mohr në 10 ml mostër. Ngroheni derisa të shfaqen flluska dhe ftohen ashpër. Shtoni 5 ml përzierje Reinhart dhe titroni me tretësirë ​​permanganat kaliumi 0,1 N derisa të shfaqet një ngjyrë rozë.

Përkufizimi i SY/. Shtoni 10 ml tretësirë ​​të ngopur të klorurit të kaliumit në 10 ml elektrolit. Nëse nuk formohet një precipitat, atëherë nuk ka CO/s në sistem. Përcaktimi i sasisë së klorit të çliruar Klori i gaztë i formuar gjatë elektrolizës kalon nëpër një tretësirë ​​të jodirit të kaliumit dhe jodi i çliruar titrohet me tiosulfat natriumi të një përqendrimi të caktuar. Klori përcaktohet me metodën titrimetrike jodometrike.

Reagentët: tiosulfat natriumi - tretësirë ​​0,005 N; KI - tretësirë ​​10%; përzierje tampon acetati. Përgatitet duke përzier vëllime të barabarta të tretësirave 1 N të CH3COONa dhe CH3COOH; tretësirë ​​niseshteje e përgatitur fllad - zgjidhje 1%.

Ecuria e vendosmërisë. Hidhni me pipetë 100 ml ujë rubineti në një balonë konike 250 ml, shtoni 5 ml tretësirë ​​10% KI, 5 ml përzierje buferike acetate dhe 1 ml tretësirë ​​niseshteje. Titroni kampionin me tretësirë ​​tiosulfat natriumi 0,005 N derisa të zhduket ngjyra blu e tretësirës.

Për të përcaktuar përmbajtjen e kalciumit në ujë, përdoret metoda trilonometrike, e cila bën të mundur përcaktimin e 0,1 mg ose më shumë Ca në një kampion. Kjo metodë bazohet në përdorimin e Trilon B në prani të treguesit mu-rexide. Thelbi i metodës është që jonet e Ca2+ në një mjedis alkalik formojnë një përbërje komplekse me murexide, e cila shkatërrohet gjatë titrimit me Trilon B si rezultat i formimit të një kompleksonati më të qëndrueshëm të natriumit. Murexide (kripa e amonit të acidit vjollcë në pH 12 ndërvepron me jonet e Ca, duke formuar komponime rozë.

Mureksidi nuk reagon me jonet Mg, por nëse ky i fundit në ujin në studim është më shumë se 30 mg/l, do të formohet një precipitat i Mg(OH)2, duke përthithur treguesin në sipërfaqen e tij, gjë që e bën të vështirë fiksimin e pikë ekuivalente. Pastaj tretësira e provës duhet të hollohet 5-6 herë për të zvogëluar përqendrimin e magnezit.

Reagentët: Trilon B - tretësirë ​​0,05 N. Normaliteti i saktë përcaktohet duke përdorur një zgjidhje standarde 0.05 N të MgS04 ose të përgatitur nga fix-sanal; NaOH - zgjidhje 10%; murexide - përzierje e thatë (1 pjesë murekside dhe 99 pjesë NaCl).

Ecuria e analizës. Hidhni me pipetë 100 ml ujë provë në një balonë konike 250 ml, shtoni 5 ml tretësirë ​​hidroksidi natriumi 10% dhe shtoni pak përzierje treguese të thatë. Zgjidhja bëhet e kuqe. Mostra titrohet me Trilon B me përzierje të fuqishme derisa të shfaqet një ngjyrë vjollcë, e cila është e qëndrueshme për 3-5 minuta. Me shtimin e mëtejshëm të Trilon B, ngjyra nuk ndryshon. Një kampion i titruar mund të përdoret si "dëshmitar", por duhet mbajtur mend se një mostër e titruar ruan ngjyrën e qëndrueshme për një kohë relativisht të shkurtër. Prandaj, është e nevojshme të përgatitet një "dëshmitar" i ri nëse vërehet një ndryshim në ngjyrën e atij të përgatitur më parë.

Procesi i katodës - kinetika e formimit të gazit të hidrogjenit gjatë elektrolizës së një solucioni të klorurit të kalciumit

Duke marrë parasysh se platini është një material elektrodë i shtrenjtë, procesi i çlirimit të klorit është studiuar duke përdorur një material më të lirë - grafit. Fig. Figura 3.3 tregon kthesat e tensionit të rrymës anodike në grafit në tretësirat ujore të klorurit të kalciumit në një përqendrim 0.1 - 2.0 M. Ashtu si në rastin e një elektrode platini, me një rritje në përqendrimin e klorurit të kalciumit, potenciali për çlirimin e klorit ndryshon në anën anodike me një mesatare prej 250 - 300 mV.

Nga kthesat e tensionit të rrymës së çlirimit të klorit të paraqitura më sipër në materialet e elektrodave të bëra nga platini, grafiti dhe ORTA, rezulton se me rritjen e përqendrimit të klorurit të kalciumit, procesi i çlirimit molekular të klorit lehtësohet për shkak të një rënie në përbërësin e difuzionit të procesit. .

Për të krahasuar parametrat kinetikë të çlirimit të klorit në Fig. Figura 3.4 tregon varësitë përkatëse Tafel të mbitensionit (n) nga logaritmi i densitetit të rrymës (lg і) në platin, elektroda grafiti dhe ORTA.

Ekuacionet përkatëse drejtvizore, pas llogaritjes së koeficientëve a dhe b, mund të paraqiten në formën e mëposhtme: Duke përdorur koeficientët e llogaritur a dhe b, u gjetën karakteristikat e procesit - rryma e këmbimit i0 dhe koeficienti i transferimit a.

Parametrat për çlirimin elektrokimik të klorit nga një zgjidhje 2M klorur kalciumi janë dhënë më poshtë:

Në Fig. 3.5. Për analizë krahasuese, janë paraqitur kurbat e rrymës-tensionit anodik për platinin, grafitin dhe ORTA në një tretësirë ​​2M klorur kalciumi. Siç shihet nga figura, klori lirohet nga një tretësirë ​​e klorurit të kalciumit në potencialet më të ulëta në anodën ORTA, dhe kurba e tensionit aktual në grafit zhvendoset me 250 - 300 mV në lidhje me kurbën ORTA në anën anodike. Prandaj, është e qartë se është e preferueshme të përdoret ORTA si një material anod në elektrolizën e tretësirave ujore të klorurit të kalciumit. Në grafit, konsumi i energjisë do të jetë më i lartë, dhe ky i fundit është inferior në qëndrueshmëri ndaj ORTA, veçanërisht në ngarkesa të larta anodike.

Duke marrë parasysh që kostot e energjisë gjatë elektrolizës varen edhe nga kinetika e procesit katodik, ne studiuam modelet e evolucionit të hidrogjenit nga tretësirat ujore të klorurit të kalciumit në materiale të ndryshme elektrodë.

Në Fig. 3.6. Janë paraqitur lakoret e rrymës-tensionit të evolucionit katodik të hidrogjenit nga tretësirat e klorurit të kalciumit me përqendrim 0,5 - 2,0 M në një elektrodë platini. Analiza e kurbave të tensionit rrymë tregon se me rritjen e përqendrimit të klorurit të kalciumit, mbitensioni i evolucionit të hidrogjenit rritet (me 30-40 mV). Një shpjegim i mundshëm mund të jetë formimi i një precipitati pak të tretshëm të kripërave të kalciumit, duke mbrojtur sipërfaqen e elektrodës së platinit dhe sasia e të cilit rritet me rritjen e përqendrimit të joneve të Ca+. Në këtë drejtim, vërehet një rritje e dukshme e tensionit në elektrolizer, e vërejtur më herët në punën gjatë prodhimit elektrokimik të hipokloritit të kalciumit.

Lakoret e rrymës-tensionit të katodës të marra në materialet e elektrodave më të përballueshme për elektrolizë praktike - grafit, çelik, bakër dhe titan - janë paraqitur në figurat 3.7 dhe 3.8. Lakoret e rrymës-tensionit tregojnë se një mbitension i ulët i evolucionit të hidrogjenit pas platinit vërehet në elektrodën e grafitit (Fig. 3.7, kurba 2)? ndërsa elektroreduktimi i joneve të hidrogjenit në katodën e titanit (Fig. 3.8, kurba 2) ndodh me mbitensionin më të lartë. Kjo sjellje është tipike për metalet e veshura me okside fazore në rajonin e potencialeve të evolucionit të hidrogjenit dhe që kanë një efekt frenues në proces. Prandaj, materiali katodik më i përshtatshëm për elektrolizën e tretësirës së klorurit të kalciumit është grafiti.

Elektroliza është një reaksion redoks që ndodh në elektroda kur një rrymë elektrike e drejtpërdrejtë kalon përmes një zgjidhjeje të shkrirë ose elektrolit.

Katoda është një agjent reduktues dhe u jep elektrone kationeve.

Anoda është një agjent oksidues dhe pranon elektrone nga anionet.

Proceset që ndodhin në elektroda gjatë elektrolizës së shkrirjeve

(nuk varen nga materiali i elektrodave dhe natyra e joneve).

1. Anionet shkarkohen në anodë ( A m - ; oh-

A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (proceset e oksidimit).

2. Kationet shkarkohen në katodë ( Me n + , H + ), duke u kthyer në atome ose molekula neutrale:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2ē → H 2 0 (proceset e rikuperimit).

Proceset që ndodhin në elektroda gjatë elektrolizës së tretësirave

ELEKTROLIZA E SHKRIMEVE

Detyra 1. Hartoni një skemë për elektrolizën e bromit të natriumit të shkrirë. (Algoritmi 1.)

Detyra 2. Hartoni një skemë për elektrolizën e hidroksidit të natriumit të shkrirë. (Algoritmi 2.)

Detyra 3.Hartoni një skemë për elektrolizën e sulfatit të natriumit të shkrirë. (Algoritmi 3.)

ELEKTROLIZA E ZGJIDHJEVE

Detyra 1.Hartoni një skemë për elektrolizën e një tretësire ujore të klorurit të natriumit duke përdorur elektroda inerte. (Algoritmi 1.)

Detyra 2.Hartoni një skemë për elektrolizën e një tretësire ujore të sulfatit të bakrit ( Kimike ) duke përdorur elektroda inerte. (Algoritmi 2.)

Detyra 3.Hartoni një skemë për elektrolizën e një tretësire ujore të një tretësire ujore të hidroksidit të natriumit duke përdorur elektroda inerte. (Algoritmi 3.)

Mbani mend.Gjatë elektrolizës së acideve që përmbajnë oksigjen (H 2 SO 4, etj.), Bazat (NaOH, Ca (OH) 2, etj.) , kripërat e metaleve aktive dhe acidet që përmbajnë oksigjen(K 2 SO 4, etj.) Elektroliza e ujit ndodh në elektroda: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2

Detyra 4.Hartoni një skemë për elektrolizën e një tretësire ujore të nitratit të argjendit duke përdorur një anodë të bërë prej argjendi, d.m.th. anoda është e tretshme. (Algoritmi 4.)

Vetitë fiziko-kimike të elektrolitit

E = 3,38 - 1,4*10v-3 (t°-700°)

Ca/CaCl/CaCl2/Cl2.

Elektroliza me katodë prekëse

Teoria bazë

Praktika e elektrolizës

Elektroliza e katodës së lëngshme dhe prodhimi i lidhjeve të kalciumit

Teoria bazë

Praktika e elektrolizës