Elektrolytisk produktion av kalcium och dess legeringar. Beredning av kalciumsackarater och deras användning som korrosionsinhibitorer

ELEKTROLYS

En av metoderna för att framställa metaller är elektrolys. Aktiva metaller förekommer i naturen endast i form av kemiska föreningar. Hur isolerar man dessa föreningar i fritt tillstånd?

Lösningar och smältor av elektrolyter leder elektrisk ström. Men när ström passerar genom en elektrolytlösning kan kemiska reaktioner inträffa. Låt oss överväga vad som kommer att hända om två metallplattor placeras i en lösning eller smälta av en elektrolyt, som var och en är ansluten till en av strömkällans poler. Dessa plattor kallas elektroder. Elektrisk ström är en rörlig ström av elektroner. När elektroner i kretsen rör sig från en elektrod till en annan, uppstår ett överskott av elektroner vid en av elektroderna.

Elektroner har en negativ laddning, så denna elektrod blir negativt laddad. Det kallas katoden. En brist på elektroner skapas vid den andra elektroden och den blir positivt laddad. Denna elektrod kallas anoden. En elektrolyt i en lösning eller smälta dissocierar till positivt laddade joner - katjoner och negativt laddade joner - anjoner.

Katjoner attraheras av den negativt laddade elektroden - katoden. Anjoner attraheras av en positivt laddad elektrod - anoden. På ytan av elektroderna kan interaktioner mellan joner och elektroner förekomma.

Elektrolys avser processer som uppstår när elektrisk ström passerar genom lösningar eller smälter av elektrolyter.

Processerna som sker under elektrolysen av lösningar och smältor av elektrolyter är helt olika. Låt oss överväga båda dessa fall i detalj. Elektrolys av smältor
Som ett exempel, betrakta elektrolysen av en natriumkloridsmälta. I smältan dissocierar natriumklorid till joner

Na+ Elektrolys av smältor omvandlas till natriumatomer, det vill säga reduktion av katjoner sker Elektrolys av smältor .

Processekvation:

Na + + e - = Na Kloridjoner Cl - flytta till ytan av en positivt laddad elektrod - anoden. Brist på elektroner skapas på anodytan och elektroner överförs från anjoner Cl- flytta till ytan av en positivt laddad elektrod - anoden. Brist på elektroner skapas på anodytan och elektroner överförs från anjoner till elektrodytan. Samtidigt negativt laddade joner omvandlas till kloratomer, som omedelbart kombineras för att bilda klormolekyler C

l 2:

2С l - -2е - = Cl 2

Kloridjoner förlorar elektroner, det vill säga de oxiderar.

Låt oss tillsammans skriva ner ekvationerna för de processer som sker vid katoden och anoden

Na + + e - = Na

2Cl - -2e - = Cl2

En elektron är involverad i reduktionen av natriumkatjoner, och 2 elektroner är involverade i oxidationen av klorjoner. Lagen om bevarande av elektrisk laddning måste dock följas, det vill säga att den totala laddningen av alla partiklar i lösningen måste vara konstant. Därför måste antalet elektroner som är involverade i reduktionen av natriumkatjoner vara lika med antalet elektroner involverad i oxidationen av kloridjoner Därför multiplicerar vi den första ekvationen med 2:

Na + + e - = Na2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Låt oss lägga ihop båda ekvationerna och få den allmänna reaktionsekvationen. 2 Na + + 2Сl - = 2 Na + Cl2

(jonisk reaktionsekvation), eller 2 NaCl = 2 Na + Cl2

(molekylreaktionsekvation)

Så i det övervägda exemplet ser vi att elektrolys är en redoxreaktion. Vid katoden sker reduktionen av positivt laddade joner - katjoner - och vid anoden oxidationen av negativt laddade joner - anjoner. Du kan komma ihåg vilken process som inträffar när du använder "T-regeln":

katod - katjon - reduktion.Exempel 2.

Elektrolys av smält natriumhydroxid.

Natriumhydroxid i lösning dissocierar till katjoner och hydroxidjoner.<-- Na + + OH - à Анод (+)

Katod (-)

På katodens yta reduceras natriumkatjoner och natriumatomer bildas:

katod (-) Na + +e à Na

På ytan av anoden oxideras hydroxidjoner, syre frigörs och vattenmolekyler bildas:

katod (-) Na + + e à Na

anod (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2

Antalet elektroner som är involverade i reduktionsreaktionen av natriumkatjoner och i oxidationsreaktionen av hydroxidjoner måste vara detsamma. Låt oss därför multiplicera den första ekvationen med 4:

katod (-) Na + + e à Na 4

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

4 NaOH à 4 Na + 2 H2O + O2

Exempel 3.Tänk på elektrolysen av smältan Al2O3

Med hjälp av denna reaktion erhålls aluminium från bauxit, en naturlig förening som innehåller mycket aluminiumoxid. Smältpunkten för aluminiumoxid är mycket hög (mer än 2000ºC), så speciella tillsatser tillsätts för att sänka smältpunkten till 800-900ºC. I smältan dissocierar aluminiumoxid till joner Al3+ och O2-. H och katjoner reduceras vid katoden Al 3+ , förvandlas till aluminiumatomer:

Al +3 e à Al

Anjoner oxideras vid anoden O2- , förvandlas till syreatomer. Syreatomer kombineras omedelbart till O2-molekyler:

2 O 2- – 4 e à O 2

Antalet elektroner som är involverade i processerna för reduktion av aluminiumkatjoner och oxidation av syrejoner måste vara lika, så låt oss multiplicera den första ekvationen med 4 och den andra med 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Låt oss lägga till båda ekvationerna och få

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (jonisk reaktionsekvation)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Elektrolys av lösningar

När det gäller att leda en elektrisk ström genom en vattenhaltig elektrolytlösning kompliceras saken av att lösningen innehåller vattenmolekyler, som också kan interagera med elektroner. Kom ihåg att i en vattenmolekyl är väte- och syreatomerna förbundna med en polär kovalent bindning.

δ+

Syrets elektronegativitet är större än väte, så de delade elektronparen är förspända mot syreatomen. En partiell negativ laddning uppstår på syreatomen, betecknad δ-, och en partiell positiv laddning uppstår på väteatomerna, betecknad δ+.

│

N-O δ-

H 5+

På grund av denna förskjutning av laddningar har vattenmolekylen positiva och negativa "poler". Därför kan vattenmolekyler attraheras av den positivt laddade polen till den negativt laddade elektroden - katoden, och av den negativa polen - till den positivt laddade elektroden - anoden. Reduktion av vattenmolekyler kan ske vid katoden, och väte frigörs:

Vid anoden kan oxidation av vattenmolekyler ske, vilket frigör syre:

Därför kan antingen elektrolyskatjoner eller vattenmolekyler reduceras vid katoden. Dessa två processer verkar konkurrera med varandra. Vilken process som faktiskt sker vid katoden beror på metallens natur. Huruvida metallkatjoner eller vattenmolekyler kommer att reduceras vid katoden beror på metallens position i .

rad metallspänningar

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

Om metallen ligger i spänningsserien till höger om väte reduceras metallkatjoner vid katoden och fri metall frigörs. Om metallen ligger i spänningsserien till vänster om aluminium reduceras vattenmolekyler vid katoden och väte frigörs. Slutligen, när det gäller metallkatjoner från zink till bly, kan antingen metallutveckling eller väteutveckling ske, och ibland kan både väte- och metallutveckling ske samtidigt. I allmänhet är detta ett ganska komplicerat fall mycket beror på reaktionsförhållandena: lösningskoncentration, elektrisk ström och andra. En av två processer kan också ske vid anoden - antingen oxidation av elektrolytanjoner eller oxidation av vattenmolekyler. Vilken process som faktiskt inträffar beror på anjonens natur. Under elektrolysen av salter av syrefria syror eller själva syrorna oxideras anjoner vid anoden. Det enda undantaget är fluoridjoner

F-.

När det gäller syrehaltiga syror oxideras vattenmolekyler vid anoden och syre frigörs. Exempel 1.

Låt oss titta på elektrolysen av en vattenlösning av natriumklorid.

En vattenlösning av natriumklorid innehåller natriumkatjoner

Na +, kloranjoner Cl - och vattenmolekyler.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H2O à 2H+ +2OH -

katod (-)2Na+; 2H+; 2Н + + 2е à Н 0 2 anod (+) 2Cl-;

katod - katjon - reduktion.2OH-; 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 2NaCl + 2H2O à H2 + Cl2 + 2NaOH Kemisk aktivitet Kemisk anjoner är osannolika minskar.

Och om saltet innehåller

SO 4 2-

? Låt oss överväga elektrolysen av en nickelsulfatlösning ( II

).

Nickelsulfat ( ) dissocierar till joner Ni 2+ och SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

Låt oss tillsammans skriva ner ekvationerna för de processer som sker vid katoden och anoden:

katod (-) Ni2+; H+; Ni 2+ + 2е à Ni 0

).

anod (+) SO42-; OH-;2H2O – 4 e à O2 + 4H+

4 elektroner är involverade i reduktionsprocesser och 4 elektroner är också involverade i oxidationsprocesser. Låt oss lägga ihop dessa ekvationer och få den allmänna reaktionsekvationen:

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

På höger sida av ekvationen finns både H + ochÅH- , som kombineras för att bilda vattenmolekyler:

H + + OH - à H2O

Därför, på höger sida av ekvationen, istället för 4 H + joner och 2 jonerÅH- Låt oss skriva 2 vattenmolekyler och 2 H + joner:

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

Låt oss reducera två vattenmolekyler på båda sidor av ekvationen:

Ni2+ +2 H2O à Ni0 + H2 + O2 + 2 H+

Detta är en kort jonisk ekvation. För att få den fullständiga joniska ekvationen måste du lägga till en sulfatjon på båda sidor 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 , bildas under dissociationen av nickelsulfat ( Kemisk ) och inte deltar i reaktionen:

Ni2+ + SO42- +2H2O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-

Under elektrolysen av en lösning av nickelsulfat ( Kemisk ) väte och nickel frigörs vid katoden och syre vid anoden.

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

Exempel 3. Skriv ekvationer för de processer som sker under elektrolysen av en vattenlösning av natriumsulfat med en inert anod.

Standardelektrodsystempotential Na + + e = Na 0 är betydligt mer negativ än potentialen för den vattenhaltiga elektroden i ett neutralt vattenhaltigt medium (-0,41 V). Därför kommer elektrokemisk reduktion av vatten att ske vid katoden, åtföljd av frisättning av väte

2H2O à 2H+ +2OH -

och Na-joner + som kommer till katoden kommer att ackumuleras i den del av lösningen som gränsar till den (katodutrymmet).

Elektrokemisk oxidation av vatten kommer att ske vid anoden, vilket leder till frigöring av syre

2 H 2 O – 4e à O 2 + 4 H+

eftersom det motsvarar detta system standardelektrodpotential (1,23 V) är betydligt lägre än standardelektrodpotentialen (2,01 V) som kännetecknar systemet

2SO42- + 2e = S2O82-.

SO 4 2- joner rör sig mot anoden under elektrolys kommer att ackumuleras i anodutrymmet.

Genom att multiplicera ekvationen för den katodiska processen med två och lägga till den med ekvationen för den anodiska processen, får vi den totala ekvationen för elektrolysprocessen:

6 H2O = 2 H2 + 4 OH- + O2 + 4 H+

Med hänsyn till att samtidig ackumulering av joner i katodutrymmet och joner i anodutrymmet inträffar, kan den övergripande ekvationen för processen skrivas i följande form:

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

Sålunda, samtidigt med frigörandet av väte och syre, bildas natriumhydroxid (i katodutrymmet) och svavelsyra (i anodutrymmet).

Exempel 4.Elektrolys av kopparsulfatlösning ( II) CuS04.

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

katod (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anod (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

H+-joner finns kvar i lösningen 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0 , eftersom svavelsyra ansamlas.

2CuSO4 + 2H2O à 2Cu + 2H2SO4 + O2

Exempel 5. Elektrolys av kopparkloridlösning ( II) CuCl2.

Katod (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)

katod (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anod (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Båda ekvationerna involverar två elektroner.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (jonisk ekvation)

CuCl2 à Cu + Cl2 (molekylär ekvation)

Exempel 6. Elektrolys av silvernitratlösning AgNO3.

Katod (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)

katod (-) Ag + + e à Ag 0

anod (+) 2H2O – 4 e à O2 + 4H+

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H2O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (jonisk ekvation)

4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 INGA 3 - (full jonisk ekvation)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (molekylär ekvation)

Exempel 7. Elektrolys av saltsyralösningHCl.

Natriumhydroxid i lösning dissocierar till katjoner och hydroxidjoner.<-- H + + Cl - à anod (+)

katod (-) 2H + + 2 eà H 2

anod (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (jonisk ekvation)

2 HClà H 2 + Cl 2 (molekylär ekvation)

Exempel 8. Elektrolys av svavelsyralösningH 2 SÅ 4 .

Katod (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anod (+)

katod (-)2H+ + 2eà H 2

anod(+) 2H2O – 4eà O2 + 4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H2O – 4eà O2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H2 + 4H+ +O2

2H2Oà 2H2 + O2

Exempel 9. Elektrolys av kaliumhydroxidlösningKOH.

Natriumhydroxid i lösning dissocierar till katjoner och hydroxidjoner.<-- K + + ÅH - à anod (+)

Kaliumkatjoner kommer inte att reduceras vid katoden, eftersom kalium finns i spänningsserien av metaller till vänster om aluminium i stället kommer reduktion av vattenmolekyler att ske:

2H2O + 2eà H2+2OH-4OH--4eà 2H2O+O2

katod(-) 2H2O + 2eà H2+2OH - 2

anod(+)4OH--4eà 2H2O+O21

4H2O + 4OH -à 2H2 + 4OH- + 2H2O + O2

2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2

Exempel 10. Elektrolys av kaliumnitratlösningVET 3 .

Katod (-) <-- K + + NO 3 - à anod (+)

2H2O + 2eà H2+2OH - 2H2O – 4eà O2+4H+

katod(-) 2H2O + 2eà H2+2OH-2

anod(+) 2H2O – 4eà O2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2 + 4OH- + 4H++ O2

2H2Oà 2H2 + O2

När en elektrisk ström leds genom lösningar av syrehaltiga syror, alkalier och salter av syrehaltiga syror med metaller belägna i spänningsserien av metaller till vänster om aluminium, sker praktiskt taget elektrolys av vatten. I detta fall frigörs väte vid katoden och syre vid anoden.

Slutsatser. Vid bestämning av produkterna från elektrolys av vattenlösningar av elektrolyter kan man i de enklaste fallen styras av följande överväganden:

1.Metaljoner med ett litet algebraiskt värde av standardpotentialen - frånLi + tillAl 3+ inklusive - har en mycket svag benägenhet att åter lägga till elektroner, är underlägsen i detta avseende jonerH + (cm. Katjonaktivitetsserie). Under elektrolysen av vattenlösningar av föreningar som innehåller dessa katjoner, utför joner funktionen av ett oxidationsmedel vid katodenH + , återställer enligt schemat:

2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -

2. Metallkatjoner med positiva värden av standardpotentialer (Cu 2+ , Ag + , Hg 2+ etc.) har en större tendens att lägga till elektroner jämfört med joner. Under elektrolysen av vattenhaltiga lösningar av deras salter frigörs funktionen hos oxidationsmedlet vid katoden av dessa katjoner, medan de reduceras till metall enligt schemat, till exempel:

Cu 2+ +2 eà Cu 0

3. Under elektrolys av vattenhaltiga lösningar av metallsalterZn, Fe, Cd, Nietc., som upptar en mittposition i spänningsserien mellan de listade grupperna, sker reduktionsprocessen vid katoden enligt båda scheman. Massan av den frigjorda metallen motsvarar inte i dessa fall mängden elektrisk ström som flyter, varav en del spenderas på bildandet av väte.

4. I vattenlösningar av elektrolyter, monoatomiska anjoner (Cl - , Br - , J - ), syrehaltiga anjoner (INGA 3 - , SÅ 4 2- , P.O. 4 3- och andra), såväl som hydroxyljoner av vatten. Av dessa har halogenidjoner starkare reducerande egenskaper, med undantag förF.ÅHJonerHCl, upptar en mellanposition mellan dem och polyatomära anjoner., Därför under elektrolys av vattenlösningarHBr

2 H.J. - -2 eà H.J. 2 0

eller deras salter vid anoden sker oxidation av halogenidjoner enligt följande schema:

4 X – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +

.

Under elektrolys av vattenlösningar av sulfater, nitrater, fosfater etc.

Funktionen hos ett reduktionsmedel utförs av joner, oxiderande enligt följande schema: HOH Uppgifter.

ZAstuga 1. Under elektrolysen av en kopparsulfatlösning frigjordes 48 g koppar vid katoden.0 4 2 ".

Ta reda på volymen gas som frigörs vid anoden och massan svavelsyra som bildas i lösningen.

Kopparsulfat i lösning dissocierar inga joner

C2+ och12

S |1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Låt oss skriva ner ekvationerna för de processer som sker vid katoden och anoden. Cu-katjoner reduceras vid katoden, och vattenelektrolys sker vid anoden:

Låt oss lägga till 2 sulfatjoner på båda sidor av ekvationen, som bildas under dissociationen av kopparsulfat, och vi får den fullständiga joniska ekvationen:

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

2CuS04 + 2H2O = 2Cu + 2H2S04 + O2

Gasen som frigörs vid anoden är syre. Svavelsyra bildas i lösningen.

Den molära massan av koppar är 64 g/mol, låt oss beräkna mängden kopparämne:

Enligt reaktionsekvationen, när 2 mol koppar frigörs vid katoden, frigörs 1 mol syre vid anoden. 0,75 mol koppar frigörs vid katoden, låt x mol syre frigöras vid anoden. Låt oss göra en proportion:

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

0,375 mol syre frigjordes vid anoden,

v(02) = 0,375 mol.

Låt oss beräkna volymen syre som frigörs:

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

Enligt reaktionsekvationen, när 2 mol koppar frigörs vid katoden, bildas 2 mol svavelsyra i lösningen, vilket betyder att om 0,75 mol koppar frigörs vid katoden, så bildas 0,75 mol svavelsyra. i lösningen, v(H2SO4) = 0,75 mol.

Låt oss beräkna molmassan för svavelsyra:

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

Låt oss beräkna massan av svavelsyra:

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

8,4 liter syre frigjordes vid anoden; 73,5 g svavelsyra bildades i lösningen

Uppgift 2. Ta reda på volymen av gaser som frigörs vid katoden och anoden under elektrolysen av en vattenlösning innehållande 111,75 g kaliumklorid. Vilket ämne bildades i lösningen? Hitta dess massa.

Kaliumklorid i lösning dissocierar till K+- och Cl-joner:

2КС1 =К+ + Сl

Kaliumjoner reduceras inte vid katoden, istället reduceras vattenmolekyler. Vid anoden oxideras kloridjoner och klor frigörs:

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

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2SG-2e" = C12|1

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (kort jonisk ekvation) Lösningen innehåller också K+-joner som bildas under dissociationen av kaliumklorid och som inte deltar i reaktionen:

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

Låt oss skriva om ekvationen i molekylär form:

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

Väte frigörs vid katoden, klor vid anoden och kaliumhydroxid bildas i lösningen.

Lösningen innehöll 111,75 g kaliumklorid.

Låt oss beräkna molmassan av kaliumklorid:

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

Låt oss beräkna mängden kaliumklorid:

Enligt reaktionsekvationen frigörs 1 mol klor under elektrolysen av 2 mol kaliumklorid. Låt elektrolysen av 1,5 mol kaliumklorid producera x mol klor.

0,75 mol klor kommer att frigöras, v(C!2) = 0,75 mol. Enligt reaktionsekvationen, när 1 mol klor frigörs vid anoden, frigörs 1 mol väte vid katoden. Därför, om 0,75 mol klor frigörs vid anoden, så frigörs 0,75 mol väte vid katoden, v(H2) = 0,75 mol.

Låt oss beräkna volymen klor som frigörs vid anoden:

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

Volymen väte är lika med volymen klor:

Y(H2) = Y(C12) = 16,81.

Enligt reaktionsekvationen ger elektrolysen av 2 mol kaliumklorid 2 mol kaliumhydroxid, vilket innebär att elektrolysen av 0,75 mol kaliumklorid ger 0,75 mol kaliumhydroxid. Låt oss beräkna molmassan av kaliumhydroxid:

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

Låt oss beräkna massan av kaliumhydroxid:

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

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. 16,8 liter väte frigjordes vid katoden, 16,8 liter klor frigjordes vid anoden och 42 g kaliumhydroxid bildades i lösningen.

Uppgift 3. Vid elektrolysen av en lösning av 19 g tvåvärd metallklorid frigjordes 8,96 liter klor vid anoden. Bestäm vilken metallklorid som utsattes för elektrolys. Beräkna volymen väte som frigörs vid katoden.

Låt oss beteckna den okända metallen M, formeln för dess klorid är MC12. Vid anoden oxideras kloridjoner och klor frigörs. Villkoret säger att väte frigörs vid katoden, därför sker reduktionen av vattenmolekyler:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ОH|1

2Cl-2e" = C12! 1

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (kort jonisk ekvation)

Lösningen innehåller även M2+-joner, som inte förändras under reaktionen.

Låt oss skriva den fullständiga joniska ekvationen för reaktionen:

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

Låt oss skriva om reaktionsekvationen i molekylär form:

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

Låt oss ta reda på mängden klor som frigörs vid anoden:

Enligt reaktionsekvationen frigörs 1 mol klor under elektrolysen av 1 mol klorid av en okänd metall. Om 0,4 mol klor släpptes, så utsattes 0,4 mol metallklorid för elektrolys. Låt oss beräkna molmassan för metallkloriden:

Molmassan för den okända metallkloriden är 95 g/mol.

Det finns 35,5"2 = 71 g/mol per två kloratomer.

m(H2S04) = v(H2S04>M(H2S04) = = 0,75 mol «98 g/mol = 73,5 g. en lösning av magnesiumklorid utsattes för elektrolys; 8,96 liter väte frigjordes vid katoden.

*Problem 4. Under elektrolysen av 200 g kaliumsulfatlösning med en koncentration på 15 % frigjordes 14,56 liter syre vid anoden.

Beräkna koncentrationen av lösningen i slutet av elektrolysen.

I en lösning av kaliumsulfat reagerar vattenmolekyler vid både katoden och anoden:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Н-|2

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

Låt oss lägga ihop båda ekvationerna:

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

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

2H2O = 2H2 + 02

Faktum är att när elektrolys av en lösning av kaliumsulfat sker, sker elektrolys av vatten.

Koncentrationen av ett löst ämne i en lösning bestäms av formeln:

С=m(löst ämne) 100 % / m(lösning)

För att hitta koncentrationen av kaliumsulfatlösningen i slutet av elektrolysen måste du veta massan av kaliumsulfat och massan av lösningen. Massan av kaliumsulfat förändras inte under reaktionen. Låt oss beräkna massan av kaliumsulfat i den ursprungliga lösningen. Låt oss beteckna koncentrationen av den initiala lösningen som C

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

Lösningens massa förändras under elektrolysen då en del av vattnet omvandlas till väte och syre. 2Låt oss beräkna mängden syre som frigörs:

(O

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

Enligt reaktionsekvationen producerar 2 mol vatten 1 mol syre. Låt 0,65 mol syre frigöras vid nedbrytningen av x mol vatten. Låt oss göra en proportion:

1,3 mol vatten sönderdelas, v(H2O) = 1,3 mol.

Låt oss beräkna molmassan av vatten:

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

Låt oss beräkna massan av nedbrutet vatten:

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. Massan av kaliumsulfatlösningen minskade med 23,4 g och blev lika med 200-23,4 = 176,6 g Låt oss nu beräkna koncentrationen av kaliumsulfatlösningen i slutet av elektrolysen:

C2 (K2SO4)=m(K2SO4) 100%/m(lösning)=30g 100% /176,6g=17%

koncentrationen av lösningen vid slutet av elektrolysen är 17 %.

*Uppgift 5. 188,3 g av en blandning av natrium- och kaliumklorider löstes i vatten och en elektrisk ström leddes genom den resulterande lösningen.

Under elektrolysen frigjordes 33,6 liter väte vid katoden. Beräkna sammansättningen av blandningen i viktprocent.

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

Låt oss beteckna mängden kaliumklorid som finns i blandningen med x mol och mängden natriumklorid per mol. Enligt reaktionsekvationen frigörs 1 mol väte under elektrolysen av 2 mol natrium- eller kaliumklorid.

Under elektrolysen av x mol kaliumklorid bildas därför x/2 eller 0,5x mol väte, och under elektrolysen av x mol natriumklorid bildas 0,5y mol väte.

Låt oss hitta mängden väte som frigörs under elektrolys av blandningen:

Låt oss göra ekvationen: 0,5x + 0,5y = 1,5

Låt oss beräkna molmassorna av kalium- och natriumklorider:

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

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

Massa x mol kaliumklorid är lika med:

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

Massan av en mol natriumklorid är:

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

Blandningens massa är 188,3 g, låt oss skapa den andra ekvationen:

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

Så vi löser ett system med två ekvationer med två okända:

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

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

Från den första ekvationen uttrycker vi x:

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

x = 3-y

Genom att ersätta detta x-värde i den andra ekvationen får vi:

74,5-(3-y) + 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. Låt oss beräkna massfraktionen av natriumklorid:

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

blandningen innehåller 31,65 % kaliumklorid och 68,35 % natriumklorid.

Introduktion

KAPITEL I. Litteraturgenomgång

1.1. Metoder för att erhålla och återvinna kalciumklorid 7

1.1.1 Kemiska metoder 7

1.1.2. Elektrokemiska metoder 10

1.2. Beredning av kalciumsackarater och deras användning som korrosionsinhibitorer 12

1.3 Elektrokemisk syntes av klorgas 13

1.4. Koldioxidsyntes 16

1.5. Mönster för elektrokemiska processer i naturliga vatten som innehåller kalciumjoner 17

1,5 L. Elektrolys av termiska vatten 17

1.5.2. Elektrolys av havsvatten 20

1.6. Slutsatser från litteraturöversikten 23

KAPITEL II. Experimentell procedur 24

2.1. Polarisationsmätningar 24

2.2- Elektrokemiska synteser 25

2.3. Metod för analys och identifiering av produkter 26

2.4. Matematisk bearbetning av de erhållna resultaten 33

Kapitel III. Experimentell data och diskussion

3.1.2. Katodprocess - kinetik för bildning av vätgas under elektrolys av en kalciumkloridlösning 45

3.1.3. Preparativa aspekter av elektrolys av en vattenlösning av kalciumklorid 48

3.2. Egenskaper för förekomsten av elektrodreaktioner i vattenlösningar (CAC12+SUGAROSE) på olika elektrodmaterial 50

3.2.1. Katodprocess 50

3.2.2. Preparativa aspekter av den elektrokemiska produktionen av kalciumsackaros 58

3.2.3. Mönster för elektrodereaktioner i systemet: (CaC12 + sackaros + Ca(OH)2) 61

3.2.3.1 Anodprocess 61

3.2.3.2 Katodprocess 62

3.3. Mönster för elektrodereaktioner i systemet [CaCl2+NIII3+Ca(III3)2] 65

3.3.1. Anodisk process 65

3.3.2. Katodprocess. 68

3.3.3. Preparativa aspekter av den elektrokemiska syntesen av kalciumnitrat 74

3.3.4. Förberedande aspekter av elektrokemisk produktion av koldioxid 75

3.4 Elektrokemisk produktion av kalciumacetat 78

3.4.1. Funktioner hos den katodiska processen vid elektrosyntesen av kalciumacetat på olika elektrodmaterial 79

3.4.2. Preparativa aspekter av kalciumacetatelektrosyntes 87

Litteratur

Introduktion till arbetet

Ämnets relevans. Nästan alla naturliga vatten innehåller kalciumföreningar i varierande koncentrationer. Stora mängder kalciumklorid bildas som avfall vid produktion av soda, hydrolys av klorerade organiska föreningar och i andra produktionsprocesser.

Kända kemiska och elektrokemiska metoder för bearbetning av kalciumklorid har betydande nackdelar: sönderdelning av klorid

kalcium vid en temperatur på 950-1000 C kräver användning av speciella konstruktionsmaterial och höga energikostnader under elektrolysen av kalciumkloridlösningar, avsätts en olöslig fällning på katoden; (tCa(OH)2* iCaCI2) och med tiden slutar passagen av elektrisk ström genom systemet.

Bearbetningen av kalciumklorid till mer värdefulla produkter, genom att använda den som en ny typ av råvara för framställning av saltsyra, klor, klorsulfonsyror och aluminiumklorid i organisk och farmaceutisk produktion, är ett akut problem.

Särskilt lovande för dessa ändamål är elektrokemiska metoder som tillåter syntes av kemiska produkter utan användning av reagens, med hjälp av elektrooxidativa och elektroreduktiva processer.

Valet av forskningsobjekt i avhandlingsarbetet avgjordes dels av slutprodukternas värde, dels av möjligheten att använda kalciumklorid som råvara, ett industriavfall med stor ton, vars bearbetning hjälper till att skydda miljön från skadliga industriella utsläpp.

Syfte och mål med studien. Syftet med arbetet var att studera juridik
dimensioner av elektrodereaktioner och produktion av kalciuminnehållande
flytande föreningar från vattenlösningar av kalciumklorid.

För att uppnå detta mål krävdes att du löste följande uppgifter:

studera den anodiska reaktionen av klorfrisättning från vattenhaltiga lösningar av kalciumklorid på olika elektrodmaterial;

fastställa kinetiken och mekanismen för elektrodreaktioner i vattenlösningar av kalciumklorid, kalciumnitrat, kalciumacetat och en blandning av kalciumklorid med sackaros;

Bestäm de optimala parametrarna för den elektrokemiska syntesen av kalcium
F ci-innehållande föreningar: strömtäthet, elektrolytkoncentrationer,

aktuella utgångar av målprodukter.

Studieobjekten var elektrokemiska processer, prote
penetrerar på olika elektrodmaterial i vattenhaltiga kloridlösningar
kalcium med olika tillsatser. Valet av forskningsobjekt fastställdes med
å ena sidan bristen på kunskap och komplexitet hos elektrodprocesser i lopp
system under översyn, och å andra sidan möjligheten att använda avfall
Sh storskalig produktion av kalciumklorid för att få värdefulla

produkter.

Vetenskaplig nyhet:

En vetenskaplig grund för tekniken och avancerade tekniska lösningar för elektrolys av vattenhaltiga lösningar som innehåller kalciumjoner har skapats;

Mönstren för förekomst av anodiska och katodiska reaktioner enligt
strålning av kalciumhaltiga föreningar på olika elektrodmaterial

Praktisk betydelse fabrik:

För första gången, med användning av kalciumklorid som råvara, syntetiserades sådana värdefulla kemiska föreningar som kalciumacetat, kalciumsackaros, kalciumnitrat, koldioxid, klor och vätgas.

Bifall arbete. Huvudresultaten rapporterades och diskuterades vid XIV-mötet om elektrokemi för organiska föreningar "Nyheter om organiska föreningars elektrokemi" (Novocherkassk, 1998), vid den allryska vetenskapliga och praktiska konferensen "Kemi i teknik och medicin" (Makhachkala) , 2002), vid den internationella vetenskapliga-tekniska konferensen tillägnad 70-årsjubileet av St. Petersburg State University of Low-Temperature and Food Technologies (St. Petersburg, 2001), den internationella konferensen "Modern problems of organic chemistry, ecology and bioteknik" (Luga, 2001), vid de slutliga allryska konferenserna "Ekologi och rationell användning av naturresurser" (St. Petersburg, 2001 och 2002).

Avhandlingens omfattning och struktur. Avhandlingen består av en inledning, tre kapitel, slutsatser och en referenslista, inklusive 111 titlar. Verket presenteras på 100 sidor maskinskriven text, omfattar 36 figurer och 6 tabeller.

Arbetet utfördes inom ramen för ett bidrag från Ryska federationens utbildningsministerium under programmet "Vetenskaplig forskning om högre utbildning inom prioriterade områden av vetenskap och teknik", underprogram - "Ekologi och rationell användning av naturresurser", avsnitt - "Problem med konstgjorda formationer och användning av industri- och hushållsavfall 2001-2002."

Beredning av kalciumsackarater och deras användning som korrosionsinhibitorer

Klor används i betydande mängder för att framställa blekmedel (kalciumhypoklorit och blekmedel). Genom att bränna klor i väteatmosfär erhålls ren väteklorid. Motsvarande klorider används vid framställning av titan, niob och kisel. Järn och aluminiumfosforklorider används också industriellt.

Över 60 % av allt klor som produceras används för syntes av organiska klorföreningar. Storkonsumenter av klor inkluderar tillverkning av koltetraklorid, kloroform, metylenklorid, dikloretan, vinylklorid och klorbensen. Betydande mängder klor förbrukas vid syntesen av glycerol och etylenglykol med hjälp av klormetoder, såväl som vid syntesen av koldisulfid.

För vattendesinfektion är klordioxid, erhållen genom elektrolys av en natriumkloridlösning, mer lovande.

Enligt preliminära uppskattningar uppgick klorproduktionen 1987 i USA till 10,4 miljoner ton. Kostnaden för 1 ton klor är $195 Klor erhålls genom elektrolys av en NaCl-lösning. De teoretiska grunderna och designen av industriella elektrolysatorer beskrivs i monografin.

Att behärska tekniken för elektrolys av NaCl-saltlösningar med jonbytarmembran gör det möjligt att minska (jämfört med diafragma- eller kvicksilverelektrolys) kostnaderna för utrustning (med 15-25%) och energikostnaderna (med 20-35%). Lönsamheten med membranelektrolys är förknippad med möjligheten att producera alkali med en koncentration på 40 % med en elförbrukning på 200 kWh/t produkt. Dubbelskiktsmembran tillåter drift vid strömtätheter på upp till 4 kA/m, vilket säkerställer mer effektiv användning av billig el på natten. Dessa fördelar kompenserar helt för den relativt höga kostnaden för nya membran (500-700 $/m2).

Effektiviteten av att använda aktiverade katoder för att minska överspänningen av väteutveckling diskuteras. En ytterligare minskning av cellspänningen kan uppnås genom att öka driftstrycket till 5 bar samtidigt som temperaturen höjs. Användningen av syre (luft), som depolariserar katoden, och ersätter processen för väteutveckling med processen för syrereduktion, minskar energikostnaderna till 1600 kWh/t alkali (om den förlorade energiintensiteten för väte inte tas med i beräkningen) . En alternativ väg är elektrooxidation av väte i en bränslecell.

Experimenten från företaget Hoechst med en klormembranelektrolysator med en membranarea på 0,1 m2 beskrivs. Det visade sig att strömverkningsgraden, som minskar med ökande alkalikoncentration, når ett minimum vid en koncentration av 30 % och ökar sedan till en koncentration av 34 %, varefter den sjunker igen. Olika mekanismer för implementeringen av membranprocessen och valet av membranegenskaper och orsakerna till deras åldrande beaktas. Det har visat sig att endast till en låg kostnad för ånga kan kostnaden för energikostnader vid membranelektrolys närma sig den för kvicksilvermetoden.

Arbetet genomförde en systematisk studie av processen för elektrolys av lösningar av klorider av alkali- och jordalkalimetaller utan diafragma. Det har visat sig att skillnaderna i den anodiska processens förlopp, beroende på arten av katjonen i den initiala elektrolyten, beror på olika lösligheter hos elektrolysprodukterna, huvudsakligen lösligheten av hydroxider av motsvarande metaller.

I en kloridmembranelektrolysator finns det åtminstone på ena sidan av membranet ett poröst gas- och vätskegenomsläppligt skikt som inte har någon elektrodaktivitet. I katod- och anodkamrarna hålls trycket företrädesvis på upp till 15 kgf/cm2, vilket gör det möjligt att reducera elektrolysspänningen. Metoden kan tillämpas på elektrolys av vatten och saltsyra.

Uppsatsen diskuterar en modell av processen för att producera klorgas i en icke-flödeselektrolysator.

Elektrolys av termiska vatten

Nyligen har natrium- eller kalciumhypoklorit använts för att rena och speciellt neutralisera vatten. Det ökade intresset för hypoklorit beror till stor del på de stora användningsmöjligheterna. Användningen av hypoklorit erhållen genom elektrolys av havsvatten för rening av avloppsvatten är miljövänlig.

Den elektrokemiska metoden för framställning av hypokloritlösningar genom elektrolys av vattenhaltiga lösningar av bordsalt eller naturligt vatten gör det möjligt att organisera denna produktion direkt på de platser där lösningarna konsumeras, och det finns inget behov av långtidslagring av hypokloritlösningar.

För närvarande har två metoder för elektrokemisk framställning av ett desinfektionsmedel använts: elektrolys av koncentrerade lösningar av natriumklorid följt av blandning med behandlat vatten och direkt elektrolys av desinficerat vatten. Elektrolysprocessen, i både det ena och det andra fallet, beror på strömtätheten vid elektroderna, koncentrationen av natriumklorid, pH, temperatur och arten av elektrolytens rörelse, elektrodernas material och deras passivering, samt metoden för strömförsörjning till elektroderna.

Processen för elektrokemisk syntes av natriumhypoklorit i en membranelektrolysator med en ORTA-elektrod och ett oorganiskt keramiskt membran baserat på 2x0g studerades. Inverkan av strömtäthet, koncentration av natriumkloridlösning, tillförselhastighet av natriumkloridlösning, hastighet av tillförsel av lösningar till elektrodkamrarna studerades. Det har visat sig att under optimala förhållanden är strömeffektiviteten för natriumhypoklorit 77 % med en specifik elförbrukning på 2,4 kWh/kg och natriumklorid på 3,1 kg/kg. Anodens korrosionsförmåga bestämdes under experimentella förhållanden.

En metod och anordning för övervakning av klorhaltiga föreningar vid vattenbehandling föreslås, främst avsedd för desinficering av vatten i simbassänger. Genereringen av en desinficerande lösning av natriumhypoklorit utförs med elektrolytisk metod, och det antas att vattnet i poolen innehåller en tillräcklig mängd klorider. Vatten cirkulerar i en sluten krets, i den yttre delen av vilken det finns en elektrolysator, samt ett filter för vattenrening.

För att desinficera dricksvatten föreslår patentförfattarna att bygga in en minielektrolysator i sidoytan på rörledningen, i vilken hypoklorit framställs elektrokemiskt från en utspädd kloridhaltig lösning.

Egenskaperna för elektrolys av en utspädd (0,89 %) natriumkloridlösning under flödesförhållanden studerades. Det har fastställts att ökning av flödeshastigheten leder till en kraftig minskning av utbytet av klorat och avsevärt kan öka produktiviteten och stabiliteten hos elektrolysatorn. De bästa resultaten erhölls i en elektrolysator med titanelektroder belagda med dispergerad platina med en grovhetsfaktor på minst 200, med periodisk katodisk aktivering av anoderna.

Den elektrokemiska processen för syntes av natriumhypoklorit under tryck har studerats. Elektrolys utförs i en autoklav av titanlegering, förstärkt inuti med fluorplast under omrörning. Vätgas som bildas under den katodiska reaktionen ackumuleras i systemet, vilket ökar dess tryck. Studierna utfördes under ett tryck av 100-150 atm. På grund av att lösningen står under högt tryck ökar lösligheten av klor, vilket leder till högre strömutbyten av natriumhypoklorit. Titanbaserad ruteniumdioxid, grafit och platina användes som katodmaterial och titan tjänade som katod.

Användningen av natriumhypoklorit, erhållen genom elektrolys av naturliga vatten, för att rena vatten från Makhachkala-Ternairskoe-fältet från fenol rapporteras.

Havsvatten har hög mineralisering. Mineraliseringen av havsvatten i allmänhet är 3,5 % eller 35 000 ppm "1. Av dessa är endast två komponenter (klorider och natrium) närvarande i mängder av mer än 1%, medan koncentrationen av de andra två: sulfat och magnesium är. ca OD % kalcium, kalium, bikarbonat och brom utgör ca 0,001 %.

Beroende på förhållandet mellan enskilda salter och deras summa skiljer sig salthalten i vattnet i Kaspiska havet från havet och Svarta havet. Vattnen i Kaspiska havet är relativt fattiga, jämfört med de oceaniska, på Na- och SG-joner och rika på Ca- och SO4-joner. Den genomsnittliga salthalten i vattnet i Kaspiska havet är 12,8-12,85 %, varierande från 3 % vid. munnen av Volga till 20% i Balkhanbukten På vintern är salthalten i vattnet i norra Kaukasus hög, vilket förklaras av isbildning och det svaga inflödet av Volga-vatten.

Under de senaste åren har det skett ett ökat flöde av salter till havet, vilket är förknippat med ett ökat jonflöde i floder.

Den största mängden suspenderade partiklar som finns i havsvatten innehåller samma mineraler som de omgivande bergarterna (kaolinit, talk, kvarts, fältspat, etc.). Tabell 1.1. Huvudsammansättningen av vattnet i Kaspiska havet presenteras.

Elektrokemiska synteser

Analysen av klorhaltiga föreningar utfördes med användning av följande metoder: Bestämning av HC med Pontius-metoden. 10 ml elektrolyt (pH = 8) med tillsats av en liten mängd stärkelse titrerades med en OD-lösning av kaliumjodid. Definition av SG. Häll 1 ml elektrolyt till 100 ml med destillerat vatten. Titrera 10 ml prov med en 0,1 N lösning av silvernitrat i närvaro av några droppar CH3COOH + K2ClO4.

Bestämning av C1CV. Tillsätt 25 ml Mohrs salt till 10 ml prov. Värm tills bubblor dyker upp och svalna kraftigt. Tillsätt 5 ml av Reinharts blandning och titrera med 0,1 N kaliumpermanganatlösning tills en rosa färg uppträder.

Definition av SY/. Tillsätt 10 ml mättad kaliumkloridlösning till 10 ml elektrolyt. Om en fällning inte bildas finns det inga CO/s i systemet. Bestämning av mängden frigjort klor Den gasformiga klor som bildas vid elektrolys leds genom en lösning av kaliumjodid och den frigjorda joden titreras med natriumtiosulfat av en viss koncentration. Klor bestäms med den jodometriska titrimetriska metoden.

Reagens: natriumtiosulfat - 0,005 N lösning; KI - 10% lösning; acetatbuffertblandning. Förbered genom att blanda lika volymer av 1 N lösningar av CH3COONa och CH3COOH; nyberedd stärkelselösning - 1% lösning.

Framsteg av beslutsamhet. Pipettera 100 ml kranvatten till en 250 ml konisk kolv, tillsätt 5 ml 10 % KI-lösning, 5 ml acetatbuffertblandning och 1 ml stärkelselösning. Titrera provet med 0,005 N natriumtiosulfatlösning tills lösningens blå färg försvinner.

För att bestämma kalciumhalten i vatten används den trilonometriska metoden som gör det möjligt att bestämma 0,1 mg eller mer av Ca i ett prov. Denna metod är baserad på användningen av Trilon B i närvaro av mu-rexid-indikatorn. Kärnan i metoden är att Ca2+-joner i ett alkaliskt medium bildar en komplex förening med murexid, som förstörs vid titrering med Trilon B som ett resultat av bildandet av ett mer stabilt natriumkomplexonat. Murexid (ammoniumsalt av lila syra vid pH 12 interagerar med Ca-joner och bildar rosa föreningar.

Murexid reagerar inte med Mg-joner, men om det senare i vattnet som studeras är mer än 30 mg/l bildas en fällning av Mg(OH)2 som adsorberar indikatorn på dess yta, vilket gör det svårt att fixera ekvivalenspunkt. Därefter ska testlösningen spädas 5-6 gånger för att minska magnesiumkoncentrationen.

Reagens: Trilon B - 0,05 N lösning. Exakt normalitet fastställs med användning av en standardlösning av 0,05 N MgS04 eller framställd från fix-sanal; NaOH - 10% lösning; murexid - torr blandning (1 del murexid och 99 delar NaCl).

Analysens framsteg. Pipettera 100 ml av vattnet som ska testas i en 250 ml konisk kolv, tillsätt 5 ml av en 10 % natriumhydroxidlösning och tillsätt lite torr indikatorblandning. Lösningen blir röd. Provet titreras med Trilon B under kraftig omrörning tills en lila färg uppträder, som är stabil i 3-5 minuter. Med ytterligare tillsats av Trilon B ändras inte färgen. Ett titrerat prov kan användas som ett "vittne", men man bör komma ihåg att ett titrerat prov behåller stabil färg under en relativt kort tid. Därför är det nödvändigt att förbereda ett nytt "vittne" om en förändring i färgen på den tidigare förberedda observeras.

Katodprocess - kinetik för bildning av vätgas under elektrolys av en kalciumkloridlösning

Med tanke på att platina är ett dyrt elektrodmaterial studerades processen för frisättning av klor med ett billigare material - grafit. Fikon. Figur 3.3 visar anodiska ström-spänningskurvor på grafit i vattenlösningar av kalciumklorid vid en koncentration av 0,1 - 2,0 M. Som i fallet med en platinaelektrod, med en ökning av koncentrationen av kalciumklorid, skiftar potentialen för klorfrisättning till den anodiska sidan med i genomsnitt 250 - 300 mV.

Av strömspänningskurvorna för klorfrisättning som presenteras ovan på elektrodmaterial gjorda av platina, grafit och ORTA, följer att med ökande kalciumkloridkoncentration underlättas processen för molekylär klorfrisättning på grund av en minskning av diffusionskomponenten i processen .

För att jämföra de kinetiska parametrarna för klorfrisättning i fig. Figur 3.4 visar motsvarande Tafel-beroende för överspänning (n) på logaritmen för strömtätheten (lg і) på platina, grafitelektroder och ORTA.

Motsvarande rätlinjeekvationer, efter beräkning av koefficienterna a och b, kan presenteras i följande form: Med hjälp av de beräknade koefficienterna a och b fann man processens egenskaper - växlingsström i0 och överföringskoefficient a

Parametrarna för elektrokemisk separation av klor från en 2M kalciumkloridlösning ges nedan:

I fig. 3.5. För jämförande analys presenteras anodiska ström-spänningskurvor för platina, grafit och ORTA i en 2M kalciumkloridlösning. Som framgår av figuren frigörs klor från en kalciumkloridlösning vid de lägsta potentialerna vid ORTA-anoden, och ström-spänningskurvan på grafit förskjuts med 250 - 300 mV i förhållande till ORTA-kurvan till den anodiska sidan. Därför är det uppenbart att det är att föredra att använda ORTA som ett anodmaterial vid elektrolys av vattenhaltiga lösningar av kalciumklorid. På grafit blir energiförbrukningen högre, och den senare är sämre i hållbarhet än ORTA, speciellt vid höga anodiska belastningar.

Med tanke på att energikostnaderna under elektrolys också beror på kinetiken i den katodiska processen, studerade vi mönstren för väteutveckling från vattenhaltiga lösningar av kalciumklorid på olika elektrodmaterial.

I fig. 3.6. Strömspänningskurvor för katodisk väteutveckling från kalciumkloridlösningar med en koncentration av 0,5 - 2,0 M på en platinaelektrod presenteras. Analys av ström-spänningskurvorna visar att med ökande koncentration av kalciumklorid ökar överspänningen av väteutvecklingen (med 30-40 mV). En trolig förklaring kan vara bildandet av en svårlöslig fällning av kalciumsalter, som avskärmar ytan på platinaelektroden och mängden av denna ökar med ökande koncentration av Ca+-joner. I detta avseende finns det en märkbar ökning av spänningen på elektrolysatorn, noterad tidigare i arbetet under den elektrokemiska produktionen av kalciumhypoklorit.

Katodström-spänningskurvor tagna på mer överkomliga elektrodmaterial för praktisk elektrolys - grafit, stål, koppar och titan - presenteras i figurerna 3.7 och 3.8. Ström-spänningskurvor visar att en låg överspänning av väteutveckling efter platina observeras på grafitelektroden (Fig. 3.7, kurva 2)? medan elektroreduktionen av vätejoner på titankatoden (Fig. 3.8, kurva 2) sker med den högsta överspänningen. Detta beteende är typiskt för metaller belagda med fasoxider i området för väteutvecklingspotentialer och som har en hämmande effekt på processen. Därför är det mest lämpliga katodmaterialet för elektrolys av kalciumkloridlösning grafit.

Elektrolys är en redoxreaktion som inträffar på elektroder när en elektrisk likström passerar genom en smälta eller elektrolytlösning.

Katoden är ett reduktionsmedel och ger elektroner till katjoner.

Anoden är ett oxidationsmedel och tar emot elektroner från anjoner.

Processer som sker på elektroder under elektrolys av smältor

(beror inte på elektrodernas material och jonernas natur).

1. Anjoner släpps ut vid anoden ( A m-; ÅH-

A m - - m ē → A °; 4 OH - - 4ē → O2 + 2 H2O (oxidationsprocesser).

2. Katjoner urladdas vid katoden ( Me n+, H+ ), förvandlas till neutrala atomer eller molekyler:

Me n + + n ē → Me °; 2H+ + 2ē → H20 (återställningsprocesser).

Processer som sker på elektroder under elektrolys av lösningar

ELEKTROLYS AV SMELTOR

Uppgift 1. Gör upp ett schema för elektrolys av smält natriumbromid. (Algorithm 1.)

Uppgift 2. Gör upp ett schema för elektrolys av smält natriumhydroxid. (Algorithm 2.)

Uppgift 3.Gör upp ett schema för elektrolys av smält natriumsulfat. (Algorithm 3.)

ELEKTROLYS AV LÖSNINGAR

Uppgift 1.Gör upp ett schema för elektrolys av en vattenlösning av natriumklorid med hjälp av inerta elektroder. (Algorithm 1.)

Uppgift 2.Gör upp ett schema för elektrolys av en vattenlösning av kopparsulfat ( Kemisk ) med inerta elektroder. (Algorithm 2.)

Uppgift 3.Gör ett schema för elektrolys av en vattenlösning av en vattenlösning av natriumhydroxid med hjälp av inerta elektroder. (Algorithm 3.)

Komma ihåg.Vid elektrolys av syrehaltiga syror (H 2 SO 4, etc.), baser (NaOH, Ca (OH) 2, etc.) , salter av aktiva metaller och syrehaltiga syror(K 2 SO 4, etc.) Elektrolys av vatten sker på elektroderna: 2H2O = 2H2 + O2

Uppgift 4.Gör upp ett schema för elektrolys av en vattenlösning av silvernitrat med hjälp av en anod gjord av silver, dvs. anoden är löslig. (Algorithm 4.)

Elektrolytens fysikalisk-kemiska egenskaper

E = 3,38 - 1,4*10v-3 (t°-700°)

Ca/CaCl/CaCl2/Cl2.

Elektrolys med beröringskatod

Grundläggande teori

Elektrolysövningar

Vätskekatodelektrolys och produktion av kalciumlegeringar

Grundläggande teori

Elektrolysövningar