Electroliza soluțiilor
și săruri topite (2 h)

Clasele cursului opțional „Electrochimie”

Obiectivele lecției 1:

P l n e r in o g o u r o k a

1. Repetarea metodelor studiate de obţinere a metalelor.

2. Explicația noului material.

3. Rezolvarea problemelor din manualul de G.E. Rudzitis, FG Feldman „Chimie-9” (Moscova: Educație, 2002), p. 120, nr.1, 2.

4. Verificarea asimilării cunoștințelor pe itemii de testare.

5. Mesajul despre utilizarea electrolizei.

Obiectivele lecției 1: predați cum să scrieți scheme de electroliză pentru soluții și săruri topite și să aplicați cunoștințele dobândite pentru rezolvarea problemelor de calcul; continuarea dezvoltării abilităților în lucrul cu un manual, materiale de testare; discutați despre utilizarea electrolizei în economia națională.

PROCESUL PRIMEI LECȚII

Repetarea metodelor învăţate obţinerea metalelor pe exemplul obţinerii cuprului din oxid de cupru (II).

Scrierea ecuațiilor reacțiilor corespunzătoare:

O altă modalitate de a obține metale din soluții și topituri ale sărurilor lor este electrochimic, sau electroliză.

Electroliza este un proces redox care are loc pe electrozi atunci când un curent electric trece printr-o topitură sau o soluție de electrolit..

Electroliza topiturii clorurii de sodiu:

NaCI Na + + CI -;

catod (-) (Na +): Na + + e= Na 0,

anod (-) (Cl -): Cl - - e= CI0, 2CI0 = CI2;

2NaCl = 2Na + CI2.

Electroliza soluției de clorură de sodiu:

NaCl Na + + Cl -,

H20H++ + OH-;

catod (-) (Na +; H +): H + + e= H0, 2H0 = H2

(2H2O + 2 e= H2 + 2OH-),

anod (+) (Cl -; OH -): Cl - - e= CI0, 2CI0 = CI2;

2NaCI + 2H2O = 2NaOH + CI2 + H2.

Electroliza soluției de nitrat de cupru (II):

Cu (NO 3) 2 Cu 2+ +

H20H++ + OH-;

catod (-) (Cu 2+; Н +): Cu 2+ + 2 e= Cu 0,

anod (+) (OH -): OH - - e= OH 0,

4H0 = O2 + 2H20;

2Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3.

Aceste trei exemple arată de ce electroliza este mai profitabilă decât alte metode de producere a metalelor: se obțin metale, hidroxizi, acizi, gaze.

Am scris scheme de electroliză și acum vom încerca să scriem imediat ecuațiile de electroliză, fără a ne referi la scheme, ci doar folosind scara activității ionilor:

Exemple de ecuații de electroliză:

2HgS04 + 2H20 = 2Hg + O2 + 2H2S04;

Na2S04 + 2H20 = Na2S04 + 2H2 + O2;

2LiCl + 2H2O = 2LiOH + H2 + CI2.

Rezolvarea problemelor din manualul lui G.E.Rudzitis și F.G.Feldman (clasa a IX-a, p. 120, nr. 1, 2).

Obiectivul 1.În timpul electrolizei unei soluții de clorură de cupru (II), masa catodului a crescut cu 8 g. Ce gaz a fost eliberat, care este masa acestuia?

Soluţie

CuCl 2 + H 2 O = Cu + Cl 2 + H 2 O,

(Cu) = 8/64 = 0,125 mol,

(Cu) = (Cl2) = 0,125 mol,

m(CI2) = 0,125 71 = 8,875 g.

Răspuns... Gaz - clor cu o greutate de 8,875 g.

Obiectivul 2.În timpul electrolizei unei soluții apoase de nitrat de argint, s-au eliberat 5,6 litri de gaz. Câte grame de metal sunt depuse pe catod?

Soluţie

4AgNO 3 + 2H 2 O = 4Ag + O 2 + 4HNO 3,

(O2) = 5,6 / 22,4 = 0,25 mol,

(Ag) = 4 (O 2) = 4 25 = 1 mol,

m(Ag) = 1 107 = 107 g.

Răspuns... 107 g argint.

Testare

Opțiunea 1

1. În timpul electrolizei unei soluții de hidroxid de potasiu la catod, se eliberează următoarele:

a) hidrogen; b) oxigen; c) potasiu.

2. În timpul electrolizei unei soluții de sulfat de cupru (II) în soluție, se formează următoarele:

a) hidroxid de cupru (II);

b) acid sulfuric;

3. În timpul electrolizei unei soluții de clorură de bariu, la anod se eliberează următoarele:

a) hidrogen; b) clor; c) oxigen.

4. În timpul electrolizei clorurii de aluminiu topită, la catod se eliberează următoarele:

a) aluminiu; b) clor;

c) electroliza este imposibilă.

5. Electroliza unei soluții de azotat de argint are loc după următoarea schemă:

a) AgNO3 + H2O Ag + H2 + HNO3;

b) AgNO3 + H2O Ag + O2 + HNO3;

c) AgNO3 + H2O AgNO3 + H2 + O2.

Opțiunea 2

1. În timpul electrolizei soluției de hidroxid de sodiu, la anod se eliberează următoarele:

a) sodiu; b) oxigen; c) hidrogen.

2. În timpul electrolizei unei soluții de sulfură de sodiu în soluție, se formează următoarele:

a) acid sulfurat de hidrogen;

b) hidroxid de sodiu;

3. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de mercur (II), la catod se eliberează următoarele:

a) mercur; b) clor; c) electroliza este imposibilă.

4.

5. Electroliza unei soluții de azotat de mercur (II) are loc după următoarea schemă:

a) Hg (NO3)2 + H2O Hg + H2 + HNO3;

b) Hg (NO3)2 + H20Hg + O2 + HNO3;

c) Hg (NO 3) 2 + H 2 O Hg (NO 3) 2 + H 2 + O 2.

Opțiunea 3

1. În timpul electrolizei unei soluții de nitrat de cupru (II), la catod se eliberează următoarele:

a) cupru; b) oxigen; c) hidrogen.

2. În timpul electrolizei unei soluții de bromură de litiu în soluție, se formează următoarele:

b) acid bromhidric;

c) hidroxid de litiu.

3. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de argint, la catod se eliberează următoarele:

a) argint; b) clor; c) electroliza este imposibilă.

4. În timpul electrolizei unei soluții de clorură de aluminiu, aluminiul este eliberat în:

a) catod; b) anod; c) rămâne în soluţie.

5. Electroliza unei soluții de bromură de bariu are loc după următoarea schemă:

a) BaBr2 + H2OBr2 + H2 + Ba (OH)2;

b) BaBr2 + H2O Br2 + Ba + H20;

c) BaBr 2 + H 2 O Br 2 + O 2 + Ba (OH) 2.

Opțiunea 4

1. În timpul electrolizei unei soluții de hidroxid de bariu, la anod se eliberează următoarele:

a) hidrogen; b) oxigen; c) bariu.

2. În timpul electrolizei unei soluții de iodură de potasiu în soluție, se formează următoarele:

a) acid iodhidric;

b) apa; c) hidroxid de potasiu.

3. În timpul electrolizei unei topituri de clorură de plumb (II), la catod se eliberează următoarele:

un avans; b) clor; c) electroliza este imposibilă.

4. În timpul electrolizei unei soluții de azotat de argint la catod, se eliberează următoarele:

a) argint; b) hidrogen; c) oxigen.

5. Electroliza soluției de sulfură de sodiu are loc după următoarea schemă:

a) Na2S + H20S + H2 + NaOH;

b) Na2S + H20H2 + O2 + Na2S;

c) Na2S + H20H2 + Na2S + NaOH.

Răspunsuri

Opțiune	Intrebarea 1	intrebarea 2	Întrebarea 3	Întrebarea 4	Întrebarea 5
1	A	b	b	A	b
2	b	b	A	A	b
3	A	v	A	v	A
4	b	v	A	A	A

Utilizarea electrolizei în economia națională

1. Pentru a proteja produsele metalice de coroziune, pe suprafața acestora se aplică un strat mai subțire de alt metal: crom, argint, aur, nichel etc. Uneori, pentru a nu risipi metale scumpe, acestea produc o acoperire multistrat. De exemplu, exteriorul unei mașini este mai întâi acoperit cu un strat subțire de cupru, un strat subțire de nichel este aplicat pe cupru și un strat de crom este aplicat pe acesta.

Atunci când se aplică acoperiri pe metal prin electroliză, acestea sunt uniforme ca grosime și durabile. În acest fel, produsele de orice formă pot fi acoperite. Această ramură a electrochimiei aplicate se numește galvanizare.

2. Pe lângă protecția împotriva coroziunii, acoperirile galvanice conferă un aspect decorativ frumos produselor.

3. O altă ramură a electrochimiei, care este aproape în principiu de galvanizare, se numește electroformare. Este procesul de a face replici exacte ale diferitelor articole. Pentru aceasta, obiectul este acoperit cu ceară și se obține o matrice. Toate indentările elementului copiat de pe matrice vor fi denivelări. Suprafața matricei de ceară este acoperită cu un strat subțire de grafit, făcându-l conductiv.

Electrodul de grafit rezultat este scufundat într-o baie cu soluție de sulfat de cupru. Anodul este din cupru. În timpul electrolizei, anodul de cupru se dizolvă și cuprul este depus pe catodul de grafit. Astfel, se obține o copie exactă de cupru.

Cu ajutorul electroplacării se realizează clișee pentru imprimare, se realizează discuri de gramofon, se metalizează diverse obiecte. Electroformarea a fost descoperită de omul de știință rus B.S. Jacobi (1838).

Realizarea matrițelor pentru înregistrări fonograf implică aplicarea unui strat de argint foarte subțire pe o placă de plastic pentru a o face conductivă electric. O placare cu nichel electrolitic este apoi aplicată pe placă.

Ar trebui făcută o placă într-o baie electrolitică - un anod sau un catod?

(Răspuns. Catod.)

4. Electroliza este folosită pentru a obține multe metale: alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu, lantanide etc.

5. Pentru a purifica unele metale de impurități, metalul cu impurități este conectat la anod. Metalul se dizolvă în timpul electrolizei și este eliberat la catodul metalic, în timp ce impuritatea rămâne în soluție.

6. Electroliza este utilizată pe scară largă pentru a obține substanțe complexe (alcali, acizi care conțin oxigen), halogeni.

Munca practica
(a doua lectie)

Obiectivele lecției. Efectuați electroliza apei, prezentați galvanizarea în practică, consolidați cunoștințele acumulate în prima lecție.

Echipamente.Pe mesele elevilor: o baterie descărcată, două fire cu borne, doi electrozi de grafit, un pahar, eprubete, un trepied cu două picioare, o soluție de sulfat de sodiu 3%, o lampă cu alcool, chibrituri, o lanternă.

Pe biroul profesorului: la fel + solutie de sulfat de cupru, cheie de alama, tub de cupru (bucata de cupru).

Instruirea elevilor

1. Atașați firele cu bornele la electrozi.

2. Așezați electrozii într-un pahar astfel încât să nu se atingă.

3. Turnați soluția de electrolit (sulfat de sodiu) în pahar.

4. Se toarnă apă în eprubete și, coborându-le într-un pahar cu electrolit invers, se pun pe electrozii de grafit unul câte unul, fixând marginea superioară a eprubetei în piciorul trepiedului.

5. După ce dispozitivul este montat, atașați capetele firelor la baterie.

6. Observați degajarea bulelor de gaz: acestea sunt eliberate la anod mai puțin decât la catod. După ce într-o eprubetă aproape toată apa este deplasată de gazul care se scurge, iar în cealaltă - la jumătate, deconectați firele de la baterie.

7. Aprindeți lampa cu spirt, scoateți cu grijă eprubeta, unde apa este aproape complet deplasată și aduceți-o la lampa cu spirt - se va auzi un zgomot caracteristic de gaz.

8. Aprindeți lanterna. Scoateți a doua eprubetă, verificați gazul cu o torță mocnită.

Temele elevilor

1. Schițați dispozitivul.

2. Scrieți ecuația electrolizei apei și explicați de ce a fost necesar să se efectueze electroliza în soluție de sulfat de sodiu.

3. Scrieți ecuațiile de reacție care reflectă evoluția gazelor la electrozi.

Experiment demonstrativ pentru profesor
(poate fi realizat de cei mai buni elevi ai clasei
dacă este disponibil echipamentul corespunzător)

1. Conectați bornele firului la tubul de cupru și la cheia din alamă.

2. Coborâți tubul și cheia într-un pahar cu o soluție de sulfat de cupru (II).

3. Conectați celelalte capete ale firelor la baterie: „minus” bateriei la tubul de cupru, „plus” la cheie!

4. Observați precipitarea cuprului pe suprafața cheii.

5. După efectuarea experimentului, deconectați mai întâi bornele de la baterie, apoi scoateți cheia din soluție.

6. Dezasamblați circuitul de electroliză cu un electrod solubil:

CuSO 4 = Cu 2+ +

anod (+): Сu 0 - 2 e= Cu 2+,

catod (-): Cu 2+ + 2 e= Cu 0.

Ecuația generală pentru electroliză cu un anod solubil nu poate fi scrisă.

Electroliza a fost efectuată într-o soluție de sulfat de cupru (II), deoarece:

a) este nevoie de o soluţie de electrolit pentru ca curentul electric să circule, deoarece apa este un electrolit slab;

b) nu vor fi eliberați subproduși de reacție, ci doar cupru la catod.

7. Pentru a consolida cele trecute, scrieți o diagramă a electrolizei clorurii de zinc cu electrozi de carbon:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl -,

catod (-): Zn 2+ + 2 e= Zn 0,

2H20+2 e= H2 + 2OH-,

anod (+): 2Cl - - 2 e= CI2.

În acest caz, ecuația reacției totale nu poate fi scrisă, deoarece nu se știe cât de mult din energia electrică totală este folosită pentru a recupera apă și cât pentru a recupera ionii de zinc.

Aspect demonstrativ pentru experiment

Teme pentru acasă

1. Scrieți ecuația de electroliză a unei soluții care conține un amestec de azotat de cupru (II) și azotat de argint, cu electrozi inerți.

2. Scrieți ecuația de electroliză a soluției de hidroxid de sodiu.

3. Pentru a curăța o monedă de cupru, atârnați-o pe un fir de cupru conectat la polul negativ al bateriei și scufundați-o într-o soluție de NaOH 2,5%, unde electrodul de grafit conectat la polul pozitiv al bateriei ar trebui să fie și el scufundat. Explicați cum se curăță moneda. ( Răspuns... La catod, ionii de hidrogen se reduc:

2H + + 2 e= H2.

Hidrogenul reacţionează cu oxidul de cupru de pe suprafaţa monedei:

CuO + H2 = Cu + H2O.

Această metodă este mai bună decât curățarea cu pulbere deoarece moneda nu este ștearsă.)

Ce este electroliza? Pentru o înțelegere mai simplă a răspunsului la această întrebare, să ne imaginăm orice sursă DC. Pentru fiecare sursă de curent continuu, puteți găsi întotdeauna un pol pozitiv și cel negativ:

Să conectăm două plăci conductoare electric rezistente chimic la el, pe care le vom numi electrozi. Placa conectată la polul pozitiv se numește anod, iar la catodul negativ:

Clorura de sodiu este un electrolit; atunci când se topește, se disociază în cationi de sodiu și ioni de clorură:

NaCl = Na + + Cl -

Evident, anionii de clor încărcați negativ vor merge la electrodul încărcat pozitiv - anodul, iar cationii Na + încărcați pozitiv vor merge la electrodul încărcat negativ - catodul. Ca urmare, atât cationii Na + cât și anionii Cl - vor fi descărcați, adică vor deveni atomi neutri. Descărcarea are loc prin achiziționarea de electroni în cazul ionilor Na + și pierderea de electroni în cazul ionilor Cl -. Adică, procesul are loc la catod:

Na + + 1e - = Na 0,

Și la anod:

Cl - - 1e - = Cl

Deoarece fiecare atom de clor are un electron nepereche, existența lor unică este dezavantajoasă și atomii de clor se combină într-o moleculă de doi atomi de clor:

Сl ∙ + ∙ Cl = Cl 2

Astfel, în total, procesul care are loc la anod este mai corect scris după cum urmează:

2Cl - - 2e - = Cl 2

Adică avem:

Catod: Na + + 1e - = Na 0

Anod: 2Cl - - 2e - = Cl 2

Să rezumam balanța electronică:

Na + + 1e - = Na 0 | ∙ 2

2Cl - - 2e - = Cl 2 | ∙ 1<

Adăugați părțile stânga și dreaptă ale ambelor ecuații semireacții, primim:

2Na + + 2e - + 2Cl - - 2e - = 2Na 0 + Cl 2

Să reducem doi electroni în același mod cum se face în algebră, obținem ecuația ionică a electrolizei:

2NaCl (l) => 2Na + Cl 2

Cazul avut în vedere mai sus este cel mai simplu din punct de vedere teoretic, întrucât în ​​topitura de clorură de sodiu, dintre ionii încărcați pozitiv, au existat doar ioni de sodiu, iar din cei negativi, doar anioni de clor.

Cu alte cuvinte, nici cationii Na +, nici anionii Cl - nu au avut „concurenți” pentru catod și anod.

Și, ce se va întâmpla, de exemplu, dacă, în loc să topească clorură de sodiu, se trece un curent prin soluția sa apoasă? În acest caz se observă disocierea clorurii de sodiu, dar formarea de sodiu metalic într-o soluție apoasă devine imposibilă. La urma urmei, știm că sodiul, un reprezentant al metalelor alcaline, este un metal extrem de activ care reacționează foarte violent cu apa. Dacă sodiul nu poate fi redus în astfel de condiții, atunci ce se va reduce la catod?

Să ne amintim structura moleculei de apă. Este un dipol, adică are un pol negativ și unul pozitiv:

Datorită acestei proprietăți, este capabil să „lipească” atât suprafața catodului, cât și suprafața anodului:

În acest caz, pot apărea procese:

2H2O + 2e- = 2OH-+ H2

2H20-4e- = O2 + 4H+

Astfel, se dovedește că dacă luăm în considerare o soluție a oricărui electrolit, atunci vom vedea că cationii și anionii formați în timpul disocierii electrolitului concurează cu moleculele de apă pentru reducerea la catod și oxidarea la anod.

Deci, ce procese vor avea loc la catod și la anod? Descărcarea ionilor formați în timpul disocierii electroliților sau oxidării/reducerii moleculelor de apă? Sau, poate, toate aceste procese vor avea loc în același timp?

În funcție de tipul de electrolit în timpul electrolizei soluției sale apoase, sunt posibile o varietate de situații. De exemplu, cationii de metale alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu și magneziu pur și simplu nu pot fi reduși într-un mediu apos, deoarece atunci când sunt reduși, ar trebui să se obțină metale alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu sau magneziu, de exemplu. metale care reacţionează cu apa.

În acest caz, este posibilă doar reducerea moleculelor de apă la catod.

Vă puteți aminti ce proces va avea loc la catod în timpul electrolizei unei soluții de orice electrolit, urmând următoarele principii:

1) Dacă electrolitul constă dintr-un cation metalic, care în stare liberă în condiții normale reacționează cu apa, procesul are loc la catod:

2H2O + 2e- = 2OH-+ H2

Acest lucru se aplică metalelor la începutul intervalului de activitate pentru Al inclusiv.

2) Dacă electrolitul constă dintr-un cation metalic, care în forma sa liberă nu reacționează cu apa, ci reacționează cu acizii cu neoxidanți, au loc simultan două procese, atât reducerea cationilor metalici, cât și a moleculelor de apă:

Me n + + ne = Me 0

Aceste metale includ metale situate între Al și H în seria de activitate.

3) Dacă electrolitul este format din cationi de hidrogen (acid) sau cationi metalici care nu reacţionează cu acizii cu agenţi neoxidanţi, se reduc doar cationii electrolitici:

2Н + + 2е - = Н 2 - în cazul acidului

Me n + + ne = Me 0 - în cazul sării

La anod, între timp, situația este următoarea:

1) Dacă electrolitul conține anioni de reziduuri de acid anoxic (cu excepția F -), atunci procesul de oxidare a acestora are loc la anod, moleculele de apă nu sunt oxidate. De exemplu:

2Сl - - 2e = Cl 2

S 2- - 2e = S o

Ionii de fluor nu sunt oxidați la anod, deoarece fluorul nu se poate forma în soluție apoasă (reacționează cu apa)

2) Dacă electrolitul conține ioni de hidroxid (alcali), aceștia sunt oxidați în loc de molecule de apă:

4OH - - 4e - = 2H2O + O2

3) Dacă electrolitul conține un reziduu de acid care conține oxigen (cu excepția reziduurilor de acid organic) sau ion de fluor (F -), procesul de oxidare a moleculelor de apă are loc la anod:

2H20-4e- = O2 + 4H+

4) În cazul unui reziduu acid al unui acid carboxilic pe anod, procesul continuă:

2RCOO - - 2e - = R-R + 2CO 2

Să exersăm scrierea ecuațiilor de electroliză pentru diferite situații:

Exemplul #1

Scrieți ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod în timpul electrolizei topiturii clorurii de zinc, precum și ecuația generală a electrolizei.

Soluţie

Când clorura de zinc se topește, are loc disocierea acesteia:

ZnCl 2 = Zn 2+ + 2Cl -

În continuare, ar trebui să acordați atenție faptului că topitura de clorură de zinc este cea care suferă electroliză, și nu soluția apoasă. Cu alte cuvinte, fără opțiuni, doar reducerea cationilor de zinc poate avea loc la catod, iar oxidarea ionilor de clorură la anod. fara molecule de apa:

Catod: Zn 2+ + 2e - = Zn 0 | ∙ 1

Anod: 2Cl - - 2e - = Cl 2 | ∙ 1

ZnCl2 = Zn + CI2

Exemplul nr. 2

Scrieți ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de clorură de zinc, precum și ecuația generală a electrolizei.

Deoarece în acest caz, o soluție apoasă este supusă electrolizei, atunci, teoretic, moleculele de apă pot lua parte la electroliză. Deoarece zincul este situat în linia de activitate dintre Al și H, aceasta înseamnă că atât cationii de zinc, cât și moleculele de apă vor fi reduse la catod.

2H2O + 2e- = 2OH-+ H2

Zn 2+ + 2e - = Zn 0

Ionul de clorură este un reziduu acid al acidului anoxic HCl, prin urmare, în competiție pentru oxidarea la anod, ionii de clorură „câștigă” moleculele de apă:

2Cl - - 2e - = Cl 2

În acest caz particular, este imposibil să scrieți ecuația generală a electrolizei, deoarece raportul dintre hidrogenul și zincul eliberat la catod este necunoscut.

Exemplul nr. 3

Scrieți ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de nitrat de cupru, precum și ecuația generală a electrolizei.

Nitratul de cupru în soluție este în stare disociată:

Cu (NO 3) 2 = Cu 2+ + 2NO 3 -

Cuprul se află în linia de activitate din dreapta hidrogenului, adică cationii de cupru vor fi redusi la catod:

Cu 2+ + 2e - = Cu 0

Ionul de azotat NO 3 - este un reziduu acid care conține oxigen, ceea ce înseamnă că ionii de azotat „pierd” în competiție cu moleculele de apă în oxidarea anodului:

2H20-4e- = O2 + 4H+

În acest fel:

Catod: Cu 2+ + 2e - = Cu 0 | ∙ 2

2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +

Ecuația rezultată este ecuația ionică a electrolizei. Pentru a obține ecuația moleculară completă a electrolizei, trebuie să adăugați 4 ioni de azotat în partea stângă și dreaptă a ecuației ionice rezultate ca contraioni. Atunci obținem:

2Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3

Exemplul nr. 4

Notați ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de acetat de potasiu, precum și ecuația generală a electrolizei.

Soluţie:

Acetatul de potasiu în soluție apoasă se disociază în cationi de potasiu și ioni de acetat:

CH 3 COOK = CH 3 COO - + K +

Potasiul este un metal alcalin, adică se află la început în seria tensiunilor electrochimice. Aceasta înseamnă că cationii săi nu sunt capabili să fie descărcați la catod. În schimb, moleculele de apă vor fi restaurate:

2H2O + 2e- = 2OH-+ H2

După cum sa menționat mai sus, reziduurile acide ale acizilor carboxilici „câștigă” în competiția pentru oxidarea din moleculele de apă la anod:

2СН 3 СОО - - 2e - = CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Astfel, însumând balanța electronică și adunând două ecuații de semireacții la catod și anod, obținem:

Catod: 2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2 | ∙ 1

Anod: 2СН 3 СОО - - 2e - = CH 3 −CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1

2H 2 O + 2СН 3 СОО - = 2OH - + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Am obținut ecuația completă a electrolizei în formă ionică. Adăugând doi ioni de potasiu în partea stângă și dreaptă a ecuației și adăugându-i cu contraioni, obținem ecuația completă de electroliză în formă moleculară:

2H 2 O + 2СН 3 СООK = 2KOH + Н 2 + CH 3 −CH 3 + 2CO 2

Exemplul nr. 5

Scrieți ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de acid sulfuric, precum și ecuația generală a electrolizei.

Acidul sulfuric se disociază în cationi de hidrogen și ioni sulfat:

H2SO4 = 2H + + SO42-

Reducerea cationilor de hidrogen H + va avea loc la catod, iar oxidarea moleculelor de apă la anod, deoarece ionii sulfat sunt reziduuri acide care conțin oxigen:

Catod: 2H + + 2e - = H 2 | ∙ 2

Anod: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + | ∙ 1

4H + + 2H20 = 2H2 + O2 + 4H +

Reducerea ionilor de hidrogen din partea stângă, dreaptă și stângă a ecuației, obținem ecuația pentru electroliza unei soluții apoase de acid sulfuric:

2H2O = 2H2 + O2

După cum puteți vedea, electroliza unei soluții apoase de acid sulfuric se reduce la electroliza apei.

Exemplul nr. 6

Notați ecuațiile proceselor care au loc la catod și anod în timpul electrolizei unei soluții apoase de hidroxid de sodiu, precum și ecuația generală a electrolizei.

Disocierea hidroxidului de sodiu:

NaOH = Na + + OH -

Doar moleculele de apă vor fi reduse la catod, deoarece sodiul este un metal foarte activ, doar ionii de hidroxid la anod:

Catod: 2H 2 O + 2e - = 2OH - + H 2 | ∙ 2

Anod: 4OH - - 4e - = O 2 + 2H 2 O | ∙ ​​​​1

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

Să reducem două molecule de apă din stânga și din dreapta și 4 ioni de hidroxid și să ajungem la concluzia că, ca și în cazul acidului sulfuric, electroliza unei soluții apoase de hidroxid de sodiu se reduce la electroliza apei.

Când se ia în considerare electroliza soluțiilor apoase, trebuie avut în vedere că, pe lângă ionii electroliți, în orice soluție apoasă există și ioni care sunt produșii disocierii apei H + și OH -.

Într-un câmp electric, ionii de hidrogen se deplasează la catod, iar ionii OH se deplasează la anod. Astfel, atât cationii electroliți, cât și cationii de hidrogen pot fi descărcați la catod. În mod similar, la anod poate apărea o descărcare atât a ionilor electroliți, cât și a ionilor hidroxid. În plus, moleculele de apă pot suferi și o oxidare sau o reducere electrochimică.

Ce fel de procese electrochimice vor avea loc la electrozi în timpul electrolizei vor depinde în primul rând de valorile relative ale potențialelor electrodului sistemelor electrochimice corespunzătoare. Dintre cele mai multe procese posibile, se va proceda unul, a cărui implementare este asociată cu consumul minim de energie. Aceasta înseamnă că formele oxidate ale sistemelor electrochimice cu cel mai mare potențial de electrod vor fi reduse la catod, iar formele reduse ale sistemelor cu cel mai scăzut potențial de electrod vor fi oxidate la anod. În cazul general, acei atomi, molecule și ioni sunt mai ușor oxidați la anod, ale căror potențiale în aceste condiții sunt cele mai scăzute, în timp ce acei ioni, molecule și atomi ale căror potențiale sunt cele mai mari sunt reduse mai ușor la catod. . Să luăm în considerare procesele catodice care au loc în timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri. Aici este necesar să se țină cont de valoarea potențialului electrodului procesului de reducere a ionilor de hidrogen, care depinde de concentrația ionilor de hidrogen. Cunoaștem ecuația generală a potențialului electrodului pentru un electrod de hidrogen (Secțiunea 2.3).

În cazul soluţiilor neutre (pH = 7), valoarea potenţialului electrodului pentru reducerea ionilor de hidrogen este

φ = –0,059 . 7 = -0,41 V.

1) în timpul electrolizei soluțiilor de sare care conțin cationi metalici, al căror potențial electrod este mult mai pozitiv decât –0,41 V, metalul va fi redus dintr-o soluție neutră a unui astfel de electrolit la catod. Astfel de metale se găsesc într-o serie de tensiuni în apropierea hidrogenului (începând aproximativ de la staniu și după acesta);

2) în timpul electrolizei soluțiilor de sare care conțin cationi metalici, al căror potențial electrod este mult mai negativ decât - 0,41 V, metalul nu va fi redus la catod, dar hidrogenul va fi eliberat. Astfel de metale includ alcaline, alcalino-pământoase, magneziu, aluminiu, până la aproximativ titan;

3) în timpul electrolizei soluțiilor sărate care conțin cationi metalici, al căror potențial de electrod este apropiat de –0,41 V (metale din partea de mijloc a seriei - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), apoi în funcție de concentrația de sunt posibile condițiile de soluție de sare și electroliză (densitatea curentului, temperatura, compoziția soluției), atât reducerea metalului, cât și degajarea hidrogenului; uneori are loc o evoluție comună a metalului și hidrogenului.

Evoluția electrochimică a hidrogenului din soluțiile acide are loc datorită descărcării ionilor de hidrogen:

2H + 2ē → 2H 0

2H 0 = H 2 .

În cazul mediilor neutre sau alcaline, degajarea hidrogenului are loc ca urmare a reducerii electrochimice a apei:

NON + ē → N 0 + OH –

N 0 + H 0 = H 2 ,

atunci 2HON + 2ē → H 2 + 2OH –

Astfel, natura procesului catodic în electroliza soluțiilor apoase este determinată în primul rând de poziția metalului corespunzător în seria potențialelor standard de electrozi ale metalelor.

Dacă o soluție apoasă care conține cationi ai diferitelor metale este supusă electrolizei, atunci eliberarea lor la catod, de regulă, va avea loc în ordinea scăderii valorii algebrice a potențialului electrodului metalic. De exemplu, dintr-un amestec de cationi Ag +, Cu 2+ și Zn 2+, cu suficientă tensiune la bornele electrolizatorului, cationi de argint (φ 0 = +0,8 V), apoi cationi de cupru (φ 0 = +0,34 V). ) și în final, zinc (φ 0 = –0,76 V).

Separarea electrochimică a metalelor dintr-un amestec de cationi este utilizată în inginerie și în analiza cantitativă. În general, capacitatea de a descărca (atașa electroni) ionilor metalici este determinată de poziția metalelor în seria potențialelor standard ale electrodului. Cu cât metalul se află mai în stânga în seria de tensiuni, cu atât potenţialul său negativ sau mai puţin pozitiv, cu atât ionii lui sunt mai greu de descărcat. Deci, din ionii metalici care stau într-o serie de tensiuni, ionii de aur trivalenți sunt descărcați cel mai ușor (la cele mai mici tensiuni de curent electric), apoi ionii de argint etc. Ionii de potasiu se descarcă cel mai greu (la cea mai mare tensiune a curentului electric). Dar mărimea potențialului unui metal, după cum se știe, se modifică în funcție de concentrația ionilor săi în soluție; în același mod, ușurința de descărcare a ionilor fiecărui metal se modifică în funcție de concentrația acestora: o creștere a concentrației facilitează descărcarea ionilor, în timp ce o scădere o îngreunează. Prin urmare, în electroliza unei soluții care conține ioni ai mai multor metale, este posibil ca eliberarea unui metal mai activ să aibă loc mai devreme decât eliberarea unui metal mai puțin activ (dacă concentrația ionului primului metal este semnificativă, iar al doilea este foarte scăzut).

Să luăm în considerare procesele anodice care au loc în timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri. Natura reacțiilor care au loc la anod depinde atât de prezența moleculelor de apă, cât și de substanța din care este realizat anodul. Trebuie avut în vedere faptul că materialul anodului se poate oxida în timpul electrolizei. În acest sens, se face o distincție între electroliza cu un anod inert (insolubil) și electroliza cu un anod activ (solubil). Anozii insolubili sunt fabricați din cărbune, grafit, platină, iridiu; anozi solubili - din cupru, argint, zinc, cadmiu, nichel și alte metale. Pe anodul insolubil, anionii sau moleculele de apă sunt oxidate în timpul electrolizei. În timpul electrolizei soluțiilor apoase de acizi anoxici HI, HBr, HCl, H 2 S și sărurile acestora (cu excepția HF și fluorurilor), anionii sunt descărcați la anod și halogenul corespunzător este eliberat. Rețineți că eliberarea de clor în timpul electrolizei HCl și a sărurilor sale contrazice poziția reciprocă a sistemelor.

2Cl – - 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)

2 H 2 O- 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)

într-o serie de potenţiale standard ale electrodului. Această anomalie este asociată cu o supratensiune semnificativă a celui de-al doilea dintre aceste două procese cu electrozi - materialul anodului are un efect inhibitor asupra procesului de evoluție a oxigenului.

În timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri care conțin anioni SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- etc., precum și fluorurile de hidrogen și fluorurile, are loc oxidarea electrochimică a apei. În funcție de pH-ul soluției, acest proces se desfășoară în moduri diferite și poate fi scris prin ecuații diferite. Într-un mediu alcalin, ecuația are forma

4OH – - 4ē → 2H 2 O + O 2 , (pH> 7)

iar în medii acide sau neutre avem

HOH- 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)

2 O 0 = O 2 ,

atunci 2H 2 О - 4ē → 4Н + + 2O 2 .

În cazurile luate în considerare, oxidarea electrochimică a apei este cel mai avantajos proces energetic. Oxidarea anionilor care conțin oxigen are loc la potențiale foarte mari. De exemplu, potențialul standard de oxidare al ionului SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- este de 2,01 V, ceea ce este semnificativ mai mare decât potențialul standard de oxidare a apei de 1,228 V.

2H 2 О - 4ē → О 2 + 4 ore + (φ 0 = 1,228 V).

Potențialul de oxidare standard al ionului F - este și mai important

2F – - 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 V).

În general, în timpul electrolizei soluțiilor apoase de săruri, cationii de metal și hidrogen se apropie simultan de catodul electrolizorului și fiecare dintre ei „pretinde” a fi redus de electronii proveniți din catod. Cum va decurge de fapt procesul de reducere la catod? Răspunsul poate fi obținut dintr-o serie de tensiuni metalice. În acest caz, cu cât valoarea algebrică a potențialului standard al electrodului metalului este mai mică, cu atât acceptorii de electroni sunt mai slabi cationii lor și cu atât este mai dificilă restaurarea lor la catod. În acest sens, trei grupe de cationi se disting în funcție de relația lor cu electroreducerea.

1. Cationi caracterizați prin activitate mare de atragere de electroni (Cu 2+, Hg 2+, Ag +, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). În timpul electrolizei sărurilor acestor cationi, are loc o reducere aproape completă a cationilor metalici; curent de ieșire 100% sau aproape de acesta.

2. Cationi caracterizați prin valori medii ale capacității de atragere a electronilor (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). În timpul electrolizei, cationii atât ai moleculelor de metal, cât și ai moleculelor de apă sunt reduse simultan la catod, ceea ce duce la o scădere a eficienței curente a metalului.

3. Cationi care prezintă o capacitate scăzută de atragere a electronilor (K+, Ca2+, Mg2+, Al3+). În acest caz, acceptorii de electroni de pe catod nu sunt cationii grupului considerat, ci molecule de apă. În acest caz, cationii înșiși rămân neschimbați în soluția apoasă, iar eficiența curentă se apropie de zero.

Raportul dintre diferiți anioni și electrooxidarea la anod

Anionii acizilor anoxici și sărurile lor (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ etc.) își păstrează electronii mai slab decât o moleculă de apă. Prin urmare, în timpul electrolizei soluțiilor apoase de compuși care conțin acești anioni, aceștia din urmă vor juca rolul de donatori de electroni, își vor oxida și își vor transfera electronii în circuitul extern al electrolizorului.

Anionii acid de oxigen (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- etc.) sunt capabili să-și țină electronii mai ferm decât moleculele de apă. În acest caz, apa este oxidată la anod, în timp ce anionii înșiși rămân neschimbați.

În cazul unui anod solubil, numărul proceselor oxidative crește la trei:

1) oxidarea electrochimică a apei cu degajarea oxigenului; 2) descărcarea anionului (adică oxidarea acestuia); 3) oxidarea electrochimică a metalului anod (dizolvarea anodică a metalului).

Dintre procesele posibile, va avea loc cel mai benefic din punct de vedere energetic. Dacă metalul anod este situat în seria potențialelor standard înaintea celorlalte sisteme electrochimice, atunci se va observa dizolvarea anodică a metalului. În caz contrar, va avea loc degajarea de oxigen sau descărcarea de anioni. Nu a fost stabilită o secvență apropiată pentru descărcarea de anioni. Prin scăderea capacității de a dona electroni, anionii cei mai obișnuiți sunt aranjați astfel: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3- ...

Să luăm în considerare câteva cazuri tipice de electroliză a soluțiilor apoase.

Electroliza soluției de CuCl 2 cu anod insolubil

În seria tensiunilor, cuprul este situat după hidrogen, prin urmare, Cu 2+ va fi descărcat la catod și cuprul metalic va fi eliberat, iar la anod ionii de clorură vor fi oxidați la clor molecular Cl 2.

	catod (-)
	Cu 2+ + 2ē → Cu 0
	2Cl – - 2ē → Cl 2

Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 + Cl 2

CuCl 2 → Cu 0 + Cl 2

Ieșire curent metalic (95-100%).

Electroliza soluției de NaNO3

Deoarece sodiul din seria de tensiuni este mult mai devreme decât hidrogenul, apa va fi descărcată la catod. Apa va fi, de asemenea, evacuată la anod.

catod (-)

2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH –

2H 2 O - 4ē → 4H + + O 2 .

Astfel, hidrogenul este eliberat la catod și se creează un mediu alcalin, oxigenul este eliberat la anod și se creează un mediu acid în apropierea anodului. Dacă spațiile anodului și catodic nu sunt separate unul de celălalt, atunci soluția în toate părțile sale va rămâne neutră din punct de vedere electric.

	catod (-)
	2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH –
	2H 2 O - 4ē → 4H + + O 2 .

6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4 ore + + O 2

6H 2 O → 2H 2 + O 2 + 4 ore 2 O

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2

Ieșirea curentă a metalului este zero.

În consecință, în timpul electrolizei unei soluții de NaNO3, va avea loc electroliza apei. Rolul sării NaNO 3 este de a crește conductivitatea electrică a soluției.

Electroliza soluției de FeSO4

Reacții catodice (-) (recuperare):

A) Fe 2+ + 2ē → Fe 0	reacții simultane
b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH – .

Reacția la anod (+) (oxidare):

2H 2 O - 4ē → 4H + + O 2 .

Ieșirea curentă a metalului este medie.

Electroliza soluției KJ cu anod insolubil

	catod (-)
	2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 OH –
	2J – - 2ē → J 2

2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 OH – + J 2 .

Ecuația finală a reacției de electroliză a soluției KJ:

2KJ + 2H 2 O → H 2 + J 2 + 2KOH.

Electroliza soluției de CuSO 4 cu un anod de cupru (solubil).

Potențialul standard al cuprului este de +0,337 V, care este semnificativ mai mare decât -0,41 V; prin urmare, în timpul electrolizei unei soluții de CuSO 4, are loc o descărcare de ioni de Cu 2+ la catod și eliberarea de cupru metalic. La anod are loc procesul opus - oxidarea metalului, deoarece potențialul cuprului este mult mai mic decât potențialul de oxidare al apei (+1,228 V), și cu atât mai mult - potențialul de oxidare al ionului SO 4 2- (+ 2,01 V). În consecință, în acest caz, electroliza se reduce la dizolvarea metalului (cuprul) anodului și eliberarea acestuia la catod.

Schema de electroliză pentru soluția de sulfat de cupru:

catod (-)

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

Cu 0 - 2ē → Cu 2+ .

Acest proces este utilizat pentru rafinarea electrică a metalelor (așa-numita rafinare electrolitică).

Clorarea

Utilizarea hipocloritului de sodiu (NaClO) se datorează capacității sale chimice de a neutraliza o serie de microorganisme dăunătoare. Proprietățile sale bactericide sunt menite să distrugă o serie de ciuperci și bacterii periculoase.

Pentru a obține hipoclorit de sodiu, este necesar să se efectueze clorurarea hidroxidului de sodiu (NaOH) folosind clor molecular (Cl).

Principiul de acțiune al hipocloritului de sodiu (NaClO) este destul de simplu, deoarece această substanță are proprietăți biocide ridicate (biocid - agenți chimici conceputi pentru a combate microorganismele dăunătoare sau patogene). Când hipocloritul de sodiu (NaClO) intră în apă, acesta începe să se descompună activ, formând particule active sub formă de radicali și oxigen.Radicalii hipocloritului de sodiu (NaClO) sunt direcționați împotriva microorganismelor dăunătoare. Particulele active de hipoclorit de sodiu (NaClO) încep să distrugă membrana exterioară sau biofilmul microorganismului, astfel, acest lucru duce la moartea finală a diferitelor ciuperci, viruși și bacterii patogene.Compoziția chimică a hipocloritului de sodiu are ca scop dezinfectarea și dezinfectarea apei. . Prin urmare, această substanță ocupă un loc important în multe domenii ale vieții umane. Studiile mondiale arată că hipocloritul de sodiu (NaClO) este folosit pentru dezinfecție în 91% din cazuri, restul de 9% includ hipoclorit de potasiu sau litiu. Dar pentru ca această substanță să dea un rezultat și să beneficieze în viața de zi cu zi, este necesar să se monitorizeze cu atenție concentrația soluției.
Clorarea s-a dovedit a fi cea mai ușoară și mai ieftină modalitate de a dezinfecta apa, așa că s-a răspândit rapid în întreaga lume. Acum putem spune că metoda tradițională de dezinfectare a apei potabile, adoptată în întreaga lume (în 99 de cazuri din 100), este clorarea, iar astăzi se consumă anual sute de mii de tone de clor pentru a clorina apa. De exemplu, în Rusia, peste 99% din apă este clorurată și în aceste scopuri, în medie, se folosesc aproximativ 100 de mii de tone de clor anual.

În practica actuală de dezinfectare a apei potabile, clorarea este cel mai adesea folosită ca metodă cea mai economică și eficientă în comparație cu orice alte metode cunoscute, deoarece este singura metodă care asigură siguranța microbiologică a apei în orice punct al rețelei de distribuție la oricând din cauza efectelor secundare ale clorului.
Este bine cunoscut faptul că clorul (Cl), reacționând cu apa, nu formează „apă cu clor” (cum se credea anterior), ci acid hipocloros ( HClO) - prima substanță obținută de chimiști care conținea clor activ.
Din ecuația reacției: HClO + HCl ↔ Cl2 + H2O, rezultă că teoretic din 52,5 g net HClO poti obtine 71 g CI 2, adică acidul hipocloros conține 135,2% clor activ. Dar acest acid este instabil: concentrația sa maximă posibilă în soluție nu este mai mare de 30%.
Clorul se dizolvă cu ușurință în apă, ucigând toată viața din el. După cum s-a constatat, după amestecarea clorului gazos cu apă într-o soluție apoasă, se stabilește echilibrul:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Mai mult, are loc disocierea (disocierea este degradarea unei particule (molecule, radicali, ion) în câteva particule mai simple) de acid hipocloros format. HOCl ↔ H + + OCl –
Prezența acidului hipocloros în soluții apoase de clor și anionii rezultați din disocierea acestuia OSl - au proprietăți bactericide puternice (aceasta este capacitatea de a distruge microorganismele). În același timp, sa dovedit că acidul hipocloros liber este de aproape 300 de ori mai activ decât ionii de hipoclorit. ClO -... Acest lucru se explică prin capacitatea unică HClO pătrund bacteriile prin membranele lor. În plus, așa cum am indicat deja, acidul hipocloros este susceptibil de a se descompune în lumină:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → О 2 + HCl
cu formarea acidului clorhidric și a oxigenului atomic (singlet) (ca intermediar), care este cel mai puternic agent oxidant.

Procesul de clorinare.

La statia de tratare a apei, clorul este furnizat in stare lichefiata in recipiente specializate de diferite capacitati, butelii mici si mijlocii. Dar clorul în stare gazoasă este folosit pentru a dezinfecta apa. Clorul gazos se obține din clorul lichid prin evaporare în evaporatoare cu serpentine, care sunt aparate cilindrice verticale cu serpentine amplasate în interior, prin care trece clorul lichid. Dozarea în apă a clorului gazos obținut se realizează prin dispozitive speciale - cloratoare cu vid.
Dupa introducerea clorului in apa tratata, acesta trebuie bine amestecat cu apa si o durata suficienta a contactului acestuia cu apa (cel putin 30 de minute) inainte ca apa sa fie furnizata consumatorului. De remarcat că apa înainte de clorinare trebuie deja pregătită și, de regulă, clorarea se efectuează de obicei înainte ca apa limpezită să intre în rezervorul de apă curată, unde este asigurat timpul de contact necesar.

Principalele avantaje ale utilizării gazului de clor pentru dezinfecția apei
sunt:

• cost redus al procesului de dezinfectare a apei;
• simplitatea procesului de clorinare;
• capacitate mare de dezinfectare a clorului gazos;
• clorul afectează nu numai microorganismele, ci oxidează și substanțele organice și anorganice;
• Clorul elimina gusturile si mirosurile de apa, culoarea acesteia, nu contribuie la cresterea turbiditatii.

Totuși, clorul este o substanță otrăvitoare foarte activă aparținând clasei a doua de pericol.Clorul gazos este un agent oxidant puternic, susține arderea multor substanțe organice și este periculos de incendiu în contact cu substanțe inflamabile. Pulberile de terebentină, titan și metal într-o atmosferă de clor se pot aprinde spontan la temperatura camerei. Clorul formează amestecuri explozive cu hidrogenul.
Uneori, costul asigurării siguranței clorării depășește costul clorării efective a apei.

În acest sens, utilizarea hipocloritului de sodiu ca agent de clor în clorurarea apei este o alternativă bună la clorul gazos.

Electroliză

Cea mai ieftină, simplă și sigură metodă este obținerea de soluții dezinfectante de hipoclorit de sodiu prin electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu (NaCl) și interacțiunea acesteia cu alcalii în același aparat - un electrolizor.

Fotografiile arată electrolizorul. Pompa de dozare Seko pentru dozarea hipoclorit de sodiu si pompa ermetica Argal pentru pomparea saramura NaCl

Păstrând toate avantajele metodei de clorinare folosind clor lichid, dezinfectarea cu hipoclorit de sodiu electrolitic evită principalele dificultăți de transport și depozitare a gazelor toxice.
Utilizarea soluțiilor de hipoclorit de sodiu slab concentrate crește siguranța procesului de producție de dezinfecție a apei în comparație cu clorul lichid și soluția de hipoclorit de sodiu foarte concentrată.
Materia primă pentru producerea hipocloritului de sodiu este sarea de masă. Deoarece reactivul este utilizat direct la locul de producție, nu este nevoie de transport.
Procesul tehnologic de producere a hipocloritului de sodiu include următoarele operații:

• Prepararea unei soluții saturate de clorură de sodiu.
• Principalul proces de obținere a hipocloritului de sodiu prin electroliză.

În timpul electrolizei soluției de clorură de sodiu, apar următoarele reacții:
la catod: 2Na + + 2e → 2Na;
2Na + 2H2O → 2NaOH (hidroxid de sodiu) + H2;
la anod: 2Cl - - 2e → Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (acid hipocloros) + HCI.
Reacția globală poate fi reprezentată astfel:
NaCI + H2O → NaClO + H2.

Deoarece oxidarea hipocloritului de sodiu cu formarea ulterioară de cloriți și clorați încetinește odată cu scăderea temperaturii, electroliza se efectuează la temperaturi relativ scăzute ale soluției de sare de lucru (20-25 C °).
Sarea este turnată în recipiente speciale - saturatoare prin dispozitivul de încărcare. Materia primă pentru producerea soluțiilor de hipoclorit de sodiu cu concentrație scăzută este sarea de masă alimentară de calitate superioară sau „Extra”. Apa turnată, care trece prin stratul de sare, formează o soluție saturată de clorură de sodiu.
Pentru a purifica soluția concentrată de sare, se folosesc filtre grosiere și filtre fine cu cartuș de polipropilenă înlocuibile, cu o capacitate de 5 microni.
Soluția saturată de clorură de sodiu este pompată în mixer, unde este diluată cu apă de la robinet până la concentrația de lucru (conform SanPiN 2.1.4.1074-01) și apoi în electrolizor.
Procesul principal de obținere a hipocloritului de sodiu prin electroliză se realizează în instalații formate dintr-o baie de electroliză și un schimbător de căldură. În schimbătoarele de căldură, electrolitul este răcit vara (cu apă de la robinet), iar iarna, soluția de sare de lucru este preîncălzită.
În băile de electroliză, electrozii de titan sunt acoperiți cu dioxizi de ruteniu și iridiu. În procesul de electroliză, calciul și magneziul se depun pe electrozi, prin urmare, periodic, pe măsură ce se formează aceste depozite, celulele sunt spălate în circuit închis cu o soluție de acid clorhidric (HCl) 4%.
În celula de electroliză are loc o electroliză continuă a soluției de sare de lucru, în urma căreia se obține hipoclorit de sodiu. O soluție de NaCl 3% cu un debit constant de 2,5 m3/h curge prin unitatea de electroliză până când se atinge concentrația dorită de NaClO (0,8%). Hipocloritul de sodiu format în electrolizoare este depozitat în rezervoare speciale pentru a asigura o alimentare pentru nevoile instalațiilor de tratare.
Hipocloritul de sodiu cu o concentrație de cel puțin 8 g/l în ceea ce privește clorul activ intră în rezervorul de stocare, de unde este pompat către unitățile de dozare situate în apropierea punctelor de injectare a reactivului. Din rezervoare, hipocloritul de sodiu este furnizat printr-un sistem de conducte prin intermediul unor pompe de dozare către o stație de dozare automată în apa tratată.

Concluzie
Utilizarea de soluții slab concentrate de hipoclorit de sodiu face posibilă creșterea siguranței proceselor tehnologice de purificare a apei la instalațiile de apă.

Combinația de dezinfecție a apei tratate cu hipoclorit de sodiu cu concentrație scăzută (prima etapă) cu iradierea ultravioletă înainte de a fi alimentată la rețeaua de alimentare cu apă a orașului (etapa a doua) garantează conformitatea deplină a calității apei din punct de vedere al indicatorilor microbiologici cu standardele actuale și ale acesteia. siguranţă epidemiologică ridicată.

ELECTROLIZĂ

topituri și soluții de electroliți

Electroliză se numește un set de reacții chimice care au loc în timpul trecerii curent continuu printr-un sistem electrochimic format din doi electrozi și o soluție de topitură sau electrolit.

Esența chimică a electrolizei este că este o reacție redox care se desfășoară sub influența unui curent electric constant, iar procesele de oxidare și reducere sunt separate spațial.

Catod - un electrod pe care se reduc cationii sau apa. Este încărcat negativ.

Anod - un electrod pe care se oxidează anionii sau apa. Este încărcat pozitiv.

1. Electroliza sărurilor topite, bazelor.

În timpul electrolizei topiturii, cationii metalici sunt întotdeauna redusi la catod.

К (-): Меn + + nē → Me0

Procesul anodic este determinat de compoziția anionului:

a) Dacă anionul acidului anoxic (Cl-, Br-, I-, S2-), atunci acest anion suferă oxidare anodică și se formează o substanță simplă:

A (+): 2Cl - - 2ē → Cl2 sau A (+): S2- - 2ē → S0

b) Dacă un anion care conține oxigen (SO42-, SiO32-, HO- etc.) suferă oxidare anodică, atunci nemetalul formează un oxid (fără a-și schimba starea de oxidare) și oxigenul este eliberat.

A (+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A (+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A (+): 4PO43-- 12ē → 2P2O5 + 3O2

A (+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + О2

A (+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Exemplul 1.1. Topitură de sare de ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2 + + 2Cl-

S: ZnCl2 electroliza Zn + Cl2

Exemplul 1.2. Topitură alcalină de NaOH

NaOH Û Na + + OH-

Ecuația electrolizei totale se obține prin adăugarea părților din dreapta și din stânga ecuațiilor, cu condiția ca electronii care participă la procesele catodice și anodice să fie egali.

https://pandia.ru/text/80/299/images/image006_58.gif "width =" 70 "height =" 12 "> 4 Na + + 4 ē + 4 OH - - 4 ē electroliza 4 Na0 + O2 + 2H2O

4 Na + + 4 OH - electroliza 4 Na0 + O2 + 2H2O - ecuație ionică

Electroliza 4NaOH 4Na + 2H2O + O2 - ecuație moleculară

Exemplul 1.3. Topitură de sare Na2SO4

Na2SO4 Û 2Na + + SO42-

K (-): Na + + 1 ē Þ Nao * 4

A (+): 2SO42- - 4 ē Þ O2 + 2SO3

4Na + + 2SO42- Þ 2Nao + O2 + 2SO3 - ecuația electrolizei ionice

2Na2SO4 electroliza 4Nao + O2 + 2SO3 - ecuație moleculară

CĂTRE A

Exemplul 1.4. Sarea AgNO3 topită

AgNO3 Û Ag + + NO3-

К (-): Ag + + 1 ē Þ Acum * 4

A (+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 * 1

4Ag + + 4NO3- electroliza 4Ag + 2N2O5 + 2O2

4AgNO3 electroliza 4Ag + 2N2O5 + 2O2

CĂTRE A

Teme de auto-studiu ... Întocmește ecuații de electroliză pentru topiturile următoarelor săruri: AlCl3, Cr2 (SO4) 3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Electroliza soluțiilor de săruri, hidroxizi și acizi.

Electroliza soluțiilor apoase este complicată de faptul că apa poate lua parte la procesele de oxidare și reducere.

Procese catodice sunt determinate de activitatea electrochimică a cationului de sare. Cu cât metalul este mai la stânga în seria de tensiune, cu atât cationii săi sunt mai dificili la catod:

Li K Ca N / A Mg Al Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb H2 Cu Hg Ag Pt Au

eu grupIIgrupIIIgrup

Pentru cationii metalici până la și inclusiv Al (grupa I), procesul catodic este reducerea hidrogenului din apă:

(-) K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Pentru cationii metalici după hidrogen (grupa III), procesul catodic este reducerea lor la metal:

(-) К: Меn + + nē → Me0

Pentru cationii metalici din seria tensiunilor de la Mn la H2 (grupa II), există procese competitive paralele de reducere a cationilor metalici și hidrogen din apă:

(-) К: Меn + + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Care dintre aceste procese va prevala depinde de un număr de factori: activitatea Me, pH-ul soluției, concentrația de sare, tensiunea aplicată și condițiile de electroliză.

Procese anodice determinat de compoziția anionilor de sare:

A) Dacă anionul acidului anoxic (Cl-, Br-, I-, S2- etc.), atunci este oxidat la substanțe simple (cu excepția F-):

A (+): S2- - 2ē → S0

b) În prezența unui anion care conține oxigen (SO42-, CO32- etc., sau OH-), doar apa suferă oxidare anodică:

A (+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H +

Să luăm în considerare exemple care ilustrează toate opțiunile posibile:

Exemplul 2.1 ... Soluție de sare de KCl

К (-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A (+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

е: 2H2O + 2Cl - electroliza H2 + 2OH - + Cl2 - ecuația ionică a electrolizei

2KCl + 2H2O electroliza H2 + 2KOH + Cl2 - ecuația moleculară a electrolizei

CĂTRE A

Exemplul 2.2 ... Soluție de sare de CuCl2

CuCl2 Û Cu2 + + 2Cl-

К (-): Cu2 + + 2e - Þ Cuo

A (+): 2Cl- -2e - Þ CI2

е: electroliza CuCl2 Cu + Cl2

Exemplul 2.3. Soluție de sare de FeCl2

FeCl2 Û Fe2 + + 2Cl-

Fierul aparține metalelor din grupa II, prin urmare, la catod vor avea loc două procese paralele:

Primul proces:

(-) K: Fe2 + + 2ē → Fe0

(+) A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2 + + 2Cl - el-s Fe0 + Cl2 - ecuația ionică a procesului

FeCl2 el-s Fe0 + Cl2 - ecuația moleculară a procesului

al 2-lea proces:

(-) K: 2H2O + 2ē → H2 + 2OH-

(+) A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2Н2О + 2Cl - → Н2 + 2ОН - + Cl2 - ecuația ionică a procesului

2Н2О + FeCl2 electroliza Н2 + Fe (ОН) 2 + Cl2 - ecuație moleculară.

În acest fel, în spațiul catodic Fe, H2 și Fe (OH)2 se vor forma în rapoarte diferite în funcție de condițiile de electroliză.

Exemplul 2.4 ... Soluție de sare de Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na + + SO42-

K (-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - * 2

A (+) 2H2O - 4e - Þ O2 + 4H +

е: electroliza 6H2O 2H2 + 4OH - + O2 + 4H +

е: 6H2O + 2Na2SO4 electroliza 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

în spațiul catodic în spațiul anodic

Când curentul electric este oprit și conținutul spațiilor catodice și anodice este amestecat, rezultatul final al electrolizei poate fi reprezentat prin diagramă:

2H2O el-s 2H2 + O2,

deoarece alcaliul va reacționa cu acidul pentru a forma 2 moli de sare și 4 moli de apă.

Exemplul 2.5 ... Electroliza soluției de CuSO4.

CuSO4 Û Cu2 + + SO42-

K (-): Cu2 + + 2e - Þ Cuo

A (+): 2H2O - 4e - Þ O2 + 4H +

е: 2Cu2 + + 2H2O electroliza 2Cuo + O2 + 4H +

е: CuSO4 + 2H2O electroliza 2Cuo + O2 + 2H2SO4

Exemplul 2.6. Electroliza soluției de FeSO4

Deoarece fierul aparține grupului II de metale, atunci două procese competitive vor avea loc în paralel pe catod (vezi exemplul 2.3), iar apa va fi oxidată la anod (vezi exemplul 2.4):

Primul proces:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif "width =" 41 "height =" 12 "> 2Fе2 + + 2Н2О el-З 2 Fe + O2 + 4H + - ecuația ionică a proces

2FeSO4 + 2Н2О el-З 2 Fe + O2 + 2Н2SO4– ecuație moleculară

al 2-lea proces:

К (+): 2Н2О + 2Г → Н2 + 2ОН - * 2

A (-): 2H2O - 4ē → O2 + 4H +

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

Electroliza 6H2O + 2FeSO4 2H2 + 2Fe (OH) 2 + O2 + 2H2SO4 - molecular

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif "width =" 21 "height =" 50 "> Și numai dacă procesele de reducere catodică a cationilor de metal și hidrogen din apă sunt în proporții egale , puteți nota ecuația totală a reacției finale:

(-) K: Fe2 + + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2 + 2HO - doar 4 electroni

(+) A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H +

Fe2 + + 2H2O + 2H2O → Fe + H2 + 2HO - + O2 + 4H +

2FeSO4 + 4Н2О el-s Fe + Н2 + Fe (OH) 2 + O2 + 2Н2SO4

anod catodic

După oprirea curentului și amestecarea soluțiilor, ecuația finală va fi următoarea:

· Alcătuiți ecuațiile de electroliză a soluțiilor K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Pentru a rezolva sarcina. Pentru a analiza conținutul de impurități NaCl în NaOH tehnic, 40 g de preparat au fost dizolvate în apă și supuse electrolizei până când ionii de clor au fost complet oxidați. În același timp, 601 ml de Cl2 au fost eliberați la anod la o temperatură de 200C și presiune normală. Calculați fracția de masă a impurității NaCl în NaOH.

3. Electroliza solubilă s m anod

Mai sus, au fost luate în considerare exemple de electroliză a soluțiilor apoase de săruri cu un anod inert, adică unul care nu participă la procesul anodic. Astfel de electrozi sunt fabricați din metale nobile inactive, de exemplu, se folosesc electrozi Pt, Ir sau carbon. Dacă sunt utilizați anozi solubili, de exemplu, Cu-anod, Zn-anod, atunci procesul anodului este modificat semnificativ, deoarece anodul în sine este oxidat. La anodul 2 competitiv se desfasoara un proces cu potential mai mic: pentru oxidarea cuprului E0 = - 0,34 V, pentru oxidarea zincului E0 = - 0,76 V si pentru oxidarea anionului Cl E0 = + 1,36 V.

Exemplul 3.1. Electroliza unei soluții apoase de sare de CuCl2 cu un anod solubil:

Catod (-): Cu-anod (+):

Сu2 + + 2ē → Cu0 Сu0 - 2ē → Cu2 +

Astfel, are loc un fel de rafinare a anodului de cupru: acesta se dizolvă, impuritățile rămân în spațiul anodic, iar pe catod se depune cuprul pur. În acest caz, anionul de clor nu este oxidat, ci se acumulează în spațiul anodic.

Exemplul 3.2. Electroliza unei soluții apoase de sare KCl cu un anod de Cu:

Cu-anod (+): Сu0 - 2ē → Cu2 +

În momentul inițial, hidrogenul începe să se recupereze din apă la catod, dar apariția Cu2 + în soluție face cele două reacții de reducere catodică competitive:

K (-): 2H2O + 2ē → H2 + 2NO - E0 = - 0,828 V

Cu2 + + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Ca urmare, cel care se caracterizează printr-un potențial mai ridicat are loc în mod predominant, adică reducerea Cu2 + la Cu0.

Astfel, în acest caz, se va produce dizolvarea anodului Cu: Cu0 - 2ē → Cu2 +, iar cationii de cupru formați se vor reduce la catod: Cu2 + + 2ē → Cu0. Sarea KCl este necesară doar pentru a crește conductivitatea electrică a soluției și nu participă direct la procesele redox.

Misiunea pentru muncă independentă. Luați în considerare electroliza CuSO4 cu un anod de Cu, Na2SO4 cu un anod de Cu.