Όταν εξετάζουμε την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων, είναι απαραίτητο να έχουμε κατά νου ότι, εκτός από τα ιόντα ηλεκτρολυτών, σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα υπάρχουν και ιόντα που είναι προϊόντα της διάστασης του νερού H + και OH –.

Σε ένα ηλεκτρικό πεδίο, τα ιόντα υδρογόνου μετακινούνται προς την κάθοδο και τα ιόντα ΟΗ κινούνται προς την άνοδο. Έτσι, τόσο τα κατιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα κατιόντα υδρογόνου μπορούν να εκκενωθούν στην κάθοδο. Ομοίως, στην άνοδο, τόσο τα ανιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα ιόντα υδροξειδίου μπορούν να εκκενωθούν. Επιπλέον, τα μόρια του νερού μπορούν επίσης να υποστούν ηλεκτροχημική οξείδωση ή αναγωγή.

Τι είδους ηλεκτροχημικές διεργασίες θα συμβούν στα ηλεκτρόδια κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης θα εξαρτηθεί πρωτίστως από τις σχετικές τιμές των δυναμικών ηλεκτροδίων των αντίστοιχων ηλεκτροχημικών συστημάτων. Από πολλές πιθανές διαδικασίες, θα προχωρήσει αυτή της οποίας η εφαρμογή συνεπάγεται ελάχιστη κατανάλωση ενέργειας. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων με το υψηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα μειωθούν στην κάθοδο και οι ανηγμένες μορφές συστημάτων με το χαμηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα οξειδωθούν στην άνοδο. Γενικά, εκείνα τα άτομα, τα μόρια και τα ιόντα των οποίων τα δυναμικά είναι τα χαμηλότερα υπό δεδομένες συνθήκες οξειδώνονται ευκολότερα στην άνοδο και εκείνα τα ιόντα, τα μόρια και τα άτομα των οποίων τα δυναμικά είναι τα υψηλότερα αποκαθίστανται ευκολότερα στην κάθοδο. Ας εξετάσουμε τις καθοδικές διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων. Εδώ είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη το μέγεθος του δυναμικού του ηλεκτροδίου της διαδικασίας αναγωγής των ιόντων υδρογόνου, το οποίο εξαρτάται από τη συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου. Γνωρίζουμε τη γενική εξίσωση του δυναμικού ηλεκτροδίου για ένα ηλεκτρόδιο υδρογόνου (Ενότητα 2.3).

Στην περίπτωση ουδέτερων διαλυμάτων (pH=7), η τιμή του δυναμικού ηλεκτροδίου της διαδικασίας αναγωγής των ιόντων υδρογόνου είναι

φ = –0,059 . 7 = –0,41 V.

1) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν μεταλλικά κατιόντα, το δυναμικό του ηλεκτροδίου των οποίων είναι σημαντικά θετικότερο από –0,41 V, το μέταλλο θα αναχθεί από ένα ουδέτερο διάλυμα ενός τέτοιου ηλεκτρολύτη στην κάθοδο. Τέτοια μέταλλα βρίσκονται στη σειρά τάσης κοντά στο υδρογόνο (ξεκινώντας περίπου από και μετά τον κασσίτερο).

2) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν μεταλλικά κατιόντα, το δυναμικό του ηλεκτροδίου των οποίων είναι σημαντικά πιο αρνητικό από – 0,41 V, το μέταλλο δεν θα ανάγεται στην κάθοδο, αλλά θα απελευθερωθεί υδρογόνο. Τέτοια μέταλλα περιλαμβάνουν αλκάλια, αλκαλικές γαίες, μαγνήσιο, αλουμίνιο, περίπου μέχρι τιτάνιο.

3) κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν μεταλλικά κατιόντα, το δυναμικό ηλεκτροδίου των οποίων είναι κοντά στα –0,41 V (μέταλλα στο μεσαίο τμήμα της σειράς - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), κατόπιν ανάλογα με τη συγκέντρωση του Το διάλυμα άλατος και οι συνθήκες ηλεκτρόλυσης (πυκνότητα ρεύματος, θερμοκρασία, σύνθεση διαλύματος), τόσο η αναγωγή μετάλλων όσο και η έκλυση υδρογόνου είναι δυνατές. Μερικές φορές παρατηρείται κοινή απελευθέρωση μετάλλου και υδρογόνου.

Η ηλεκτροχημική έκλυση υδρογόνου από όξινα διαλύματα συμβαίνει λόγω της εκκένωσης ιόντων υδρογόνου:

2Η + 2ē → 2Н 0

2Η 0 = Ν 2 .

Στην περίπτωση ουδέτερων ή αλκαλικών μέσων, η έκλυση υδρογόνου συμβαίνει ως αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής αναγωγής του νερού:

НН + ē → Н 0 + ΑΥΤΟΣ –

Ν 0 + Ν 0 = Ν 2 ,

Επειτα 2НН + 2ē → Н 2 + 2ΟΗ –

Έτσι, η φύση της καθοδικής διεργασίας κατά την ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων καθορίζεται κυρίως από τη θέση του αντίστοιχου μετάλλου στη σειρά των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων των μετάλλων.

Εάν ένα υδατικό διάλυμα που περιέχει κατιόντα διαφόρων μετάλλων υποβληθεί σε ηλεκτρόλυση, τότε η απελευθέρωσή τους στην κάθοδο, κατά κανόνα, θα προχωρήσει με τη σειρά της φθίνουσας αλγεβρικής τιμής του δυναμικού ηλεκτροδίου του μετάλλου. Για παράδειγμα, από ένα μείγμα κατιόντων Ag +, Cu 2+ και Zn 2+, με επαρκή τάση στους ακροδέκτες του ηλεκτρολύτη, τα κατιόντα αργύρου θα μειωθούν πρώτα (φ 0 = +0,8 V), μετά ο χαλκός (φ 0 = +0,34 V) και τέλος, ψευδάργυρος (φ 0 = –0,76 V).

Ο ηλεκτροχημικός διαχωρισμός μετάλλων από ένα μείγμα κατιόντων χρησιμοποιείται στη μηχανική και στην ποσοτική ανάλυση. Γενικά, η ικανότητα των μεταλλικών ιόντων να εκφορτίζονται (αποκτούν ηλεκτρόνια) καθορίζεται από τη θέση των μετάλλων στη σειρά των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων. Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά τάσης, όσο μεγαλύτερο είναι το αρνητικό του δυναμικό ή όσο λιγότερο θετικό δυναμικό, τόσο πιο δύσκολο είναι για τα ιόντα του να εκφορτιστούν. Έτσι, από τα μεταλλικά ιόντα που βρίσκονται στη σειρά τάσης, τα τρισθενή ιόντα χρυσού αποφορτίζονται πιο εύκολα (στις χαμηλότερες τάσεις ηλεκτρικού ρεύματος), μετά τα ιόντα αργύρου κ.λπ. Τα ιόντα καλίου εκφορτίζονται πιο δύσκολα (στην υψηλότερη ηλεκτρική τάση). Αλλά το δυναμικό ενός μετάλλου, όπως είναι γνωστό, ποικίλλει ανάλογα με τη συγκέντρωση των ιόντων του στο διάλυμα. Με τον ίδιο τρόπο, η ευκολία εκφόρτισης των ιόντων κάθε μετάλλου αλλάζει ανάλογα με τη συγκέντρωσή τους: η αύξηση της συγκέντρωσης διευκολύνει την εκκένωση των ιόντων, η μείωση την κάνει πιο δύσκολη. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος που περιέχει ιόντα πολλών μετάλλων, μπορεί να συμβεί η απελευθέρωση ενός πιο ενεργού μετάλλου νωρίτερα από την απελευθέρωση ενός λιγότερο ενεργού (αν η συγκέντρωση του πρώτου μεταλλικού ιόντος είναι σημαντική και η το δεύτερο είναι πολύ μικρό).

Ας εξετάσουμε τις ανοδικές διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων. Η φύση των αντιδράσεων που συμβαίνουν στην άνοδο εξαρτάται τόσο από την παρουσία μορίων νερού όσο και από την ουσία από την οποία κατασκευάζεται η άνοδος. Θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι το υλικό της ανόδου μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Από αυτή την άποψη, γίνεται διάκριση μεταξύ της ηλεκτρόλυσης με μια αδρανή (αδιάλυτη) άνοδο και της ηλεκτρόλυσης με μια ενεργή (διαλυτή) άνοδο. Οι αδιάλυτες άνοδοι κατασκευάζονται από άνθρακα, γραφίτη, πλατίνα, ιρίδιο. διαλυτές άνοδοι - κατασκευασμένες από χαλκό, ασήμι, ψευδάργυρο, κάδμιο, νικέλιο και άλλα μέταλλα. Στην αδιάλυτη άνοδο, κατά τη διαδικασία της ηλεκτρόλυσης, λαμβάνει χώρα οξείδωση ανιόντων ή μορίων νερού. Κατά την ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων των ελεύθερων από οξυγόνο οξέων HI, HBr, HCl, H 2 Si και των αλάτων τους (εκτός από HF και φθοριούχα), αποβάλλονται ανιόντα στην άνοδο και απελευθερώνεται το αντίστοιχο αλογόνο. Σημειώστε ότι η απελευθέρωση χλωρίου κατά την ηλεκτρόλυση του HCl και των αλάτων του έρχεται σε αντίθεση με τη σχετική θέση των συστημάτων

2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)

2 H 2 Ο– 4ē →Ο 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)

στο εύρος των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων. Αυτή η ανωμαλία σχετίζεται με μια σημαντική υπέρταση της δεύτερης από αυτές τις δύο διεργασίες ηλεκτροδίων - το υλικό της ανόδου έχει ανασταλτική επίδραση στη διαδικασία απελευθέρωσης οξυγόνου.

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων που περιέχουν τα ανιόντα SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- κ.λπ., καθώς και υδροφθόριο και φθοριούχα, συμβαίνει ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού. Ανάλογα με το pH του διαλύματος, αυτή η διαδικασία συμβαίνει διαφορετικά και μπορεί να γραφτεί με διαφορετικές εξισώσεις. Σε ένα αλκαλικό μέσο, ​​η εξίσωση έχει τη μορφή

4OH – – 4ē → 2H 2 Ο+Ο 2 , (pH > 7)

και σε όξινα ή ουδέτερα μέσα έχουμε

HOH– 2ē →Ο 0 + 2 H + (pH ≤ 7)

2 Ο 0 = Ο 2 ,

Επειτα 2Η 2 О – 4ē → 4Н + + 2О 2 .

Στις περιπτώσεις που εξετάζουμε, η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού είναι η πιο ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία. Η οξείδωση των ανιόντων που περιέχουν οξυγόνο συμβαίνει σε πολύ υψηλά δυναμικά. Για παράδειγμα, το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO 4 2- – 2ē →S 2 O 8 2- είναι 2,01 V, το οποίο είναι σημαντικά υψηλότερο από το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του νερού των 1,228 V.

2Η 2 O – 4ē → O 2 + 4 Ω + (φ 0 = 1,228 V).

Το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος F είναι ακόμη πιο σημαντικό

2ΣΤ – – 2ē →φά 2 (φ 0 = 2 ,87 ΣΕ).

Γενικά, κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλάτων, κατιόντα μετάλλου και υδρογόνου πλησιάζουν ταυτόχρονα την κάθοδο του ηλεκτρολύτη και καθένα από αυτά «ισχυρίζεται» ότι ανάγεται από ηλεκτρόνια που προέρχονται από την κάθοδο. Πώς θα προχωρήσει πραγματικά η διαδικασία αναγωγής στην κάθοδο; Η απάντηση μπορεί να ληφθεί με βάση έναν αριθμό μεταλλικών τάσεων. Επιπλέον, όσο χαμηλότερη είναι η αλγεβρική τιμή του τυπικού δυναμικού ηλεκτροδίου ενός μετάλλου, τόσο πιο αδύναμοι είναι οι δέκτες ηλεκτρονίων τα κατιόντα τους και τόσο πιο δύσκολο είναι να αποκατασταθούν στην κάθοδο. Από αυτή την άποψη, τρεις ομάδες κατιόντων διακρίνονται ανάλογα με τη σχέση τους με την ηλεκτροαναγωγή.

1. Κατιόντα που χαρακτηρίζονται από υψηλή δραστηριότητα απόσυρσης ηλεκτρονίων (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Κατά την ηλεκτρόλυση των αλάτων αυτών των κατιόντων, τα μεταλλικά κατιόντα μειώνονται σχεδόν πλήρως. Η τρέχουσα έξοδος είναι 100% ή τιμή κοντά σε αυτό.

2. Κατιόντα που χαρακτηρίζονται από μέσες τιμές ικανότητας έλξης ηλεκτρονίων (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Κατά την ηλεκτρόλυση στην κάθοδο, τα κατιόντα τόσο των μορίων του μετάλλου όσο και του νερού μειώνονται ταυτόχρονα, γεγονός που οδηγεί σε μείωση του ρεύματος εξόδου του μετάλλου.

3. Κατιόντα που παρουσιάζουν χαμηλή ικανότητα απόσυρσης ηλεκτρονίων (K+, Ca2+, Mg2+, Al 3+). Στην περίπτωση αυτή, οι δέκτες ηλεκτρονίων στην κάθοδο δεν είναι κατιόντα της υπό εξέταση ομάδας, αλλά μόρια νερού. Σε αυτή την περίπτωση, τα ίδια τα κατιόντα παραμένουν αμετάβλητα στο υδατικό διάλυμα και η απόδοση ρεύματος πλησιάζει το μηδέν.

Σχέση διαφόρων ανιόντων με ηλεκτροοξείδωση στην άνοδο

Ανιόντα οξέων χωρίς οξυγόνο και τα άλατά τους (Cl¯, Br¯, J¯, S2-, CN¯, κ.λπ.) διατηρούν τα ηλεκτρόνια τους πιο αδύναμα από τα μόρια του νερού. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων των ενώσεων που περιέχουν αυτά τα ανιόντα, τα τελευταία θα παίξουν το ρόλο των δοτών ηλεκτρονίων, θα οξειδωθούν και θα μεταφέρουν τα ηλεκτρόνια τους στο εξωτερικό κύκλωμα του ηλεκτρολύτη.

Ανιόντα οξέων οξυγόνου (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3-, κ.λπ.) είναι ικανά να συγκρατούν τα ηλεκτρόνια τους πιο σταθερά από τα μόρια του νερού. Σε αυτή την περίπτωση, το νερό οξειδώνεται στην άνοδο, αλλά τα ίδια τα ανιόντα παραμένουν αμετάβλητα.

Στην περίπτωση μιας διαλυτής ανόδου, ο αριθμός των διεργασιών οξείδωσης αυξάνεται σε τρεις:

1) ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με την απελευθέρωση οξυγόνου. 2) εκκένωση του ανιόντος (δηλαδή η οξείδωσή του). 3) ηλεκτροχημική οξείδωση του μετάλλου ανόδου (ανοδική διάλυση του μετάλλου).

Από τις πιθανές διεργασίες θα πραγματοποιηθεί αυτή που είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή. Εάν το μέταλλο ανόδου βρίσκεται σε μια σειρά τυπικών δυναμικών νωρίτερα από τα δύο άλλα ηλεκτροχημικά συστήματα, τότε θα παρατηρηθεί ανοδική διάλυση του μετάλλου. Διαφορετικά, θα απελευθερωθεί οξυγόνο ή θα εκκενωθεί ανιόν. Δεν έχει καθοριστεί στενή αλληλουχία για την εκκένωση ανιόντων. Με τη μείωση της ικανότητας δωρεάς ηλεκτρονίων, τα πιο κοινά ανιόντα διατάσσονται ως εξής: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2-, PO 4 3- .

Ας εξετάσουμε μερικές τυπικές περιπτώσεις ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuCl 2 με αδιάλυτη άνοδο

Στη σειρά τάσης, ο χαλκός βρίσκεται μετά το υδρογόνο, οπότε το Cu 2+ θα εκφορτιστεί στην κάθοδο και θα απελευθερωθεί μεταλλικός χαλκός και τα ιόντα χλωρίου θα οξειδωθούν στην άνοδο σε μοριακό χλώριο Cl 2 .

	Κάθοδος (-)
	Cu 2+ + 2ē → Cu 0
	2Cl – – 2ē → Κλ 2

Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 + Cl 2

CuCl 2 → Cu 0 + Cl 2

Απόδοση ρεύματος μετάλλου (95-100%).

Ηλεκτρόλυση διαλύματος NaNO 3

Δεδομένου ότι το νάτριο είναι πολύ προγενέστερο από το υδρογόνο στη σειρά τάσης, το νερό θα εκκενωθεί στην κάθοδο. Το νερό θα εκκενωθεί επίσης στην άνοδο.

Κάθοδος (-)

2 H 2 Ο+ 2ē →H 2 + 2 OH –

2Η 2 O – 4ē → 4H + + Ο 2 .

Έτσι, στην κάθοδο απελευθερώνεται υδρογόνο και δημιουργείται αλκαλικό περιβάλλον, στην άνοδο απελευθερώνεται οξυγόνο και κοντά στην άνοδο δημιουργείται όξινο περιβάλλον. Εάν οι χώροι ανόδου και καθόδου δεν είναι διαχωρισμένοι μεταξύ τους, τότε το διάλυμα σε όλα του τα μέρη θα παραμείνει ηλεκτρικά ουδέτερο.

	Κάθοδος (-)
	2 H 2 Ο+ 2ē →H 2 + 2 OH –
	2Η 2 O – 4ē → 4H + + Ο 2 .

6Η 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4 Ω + + Ο 2

6Η 2 O → 2H 2 + Ο 2 + 4 Ω 2 Ο

2 H 2 Ο → 2 H 2 + Ο 2

Η τρέχουσα έξοδος του μετάλλου είναι μηδέν.

Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος NaNO 3, θα συμβεί ηλεκτρόλυση νερού. Ο ρόλος του άλατος NaNO 3 μειώνεται στην αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του διαλύματος.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος FeSO 4

Αντιδράσεις στην κάθοδο (–) (αναγωγή):

ΕΝΑ) Fe 2+ + 2ē → Fe 0	ταυτόχρονες αντιδράσεις
σι) 2 H 2 Ο+ 2ē →H 2 + 2 OH – .

Αντίδραση στην άνοδο (+) (οξείδωση):

2Η 2 O – 4ē → 4H + + Ο 2 .

Η έξοδος ρεύματος μετάλλου είναι μέση.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος KJ με αδιάλυτη άνοδο

	Κάθοδος (-)
	2 H 2 Ο+ 2ē →H 2 + 2 OH –
	2J – – 2ē → J 2

2 H 2 Ο + 2J – → H 2 + 2 OH – + J 2 .

Η τελική εξίσωση για την αντίδραση ηλεκτρόλυσης του διαλύματος KJ είναι:

2KJ+2H 2 O → H 2 + J 2 +2KOH.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuSO 4 με χαλκό (διαλυτή) άνοδο.

Το τυπικό δυναμικό του χαλκού είναι +0,337 V, το οποίο είναι σημαντικά υψηλότερο από -0,41 V. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος CuSO 4 στην κάθοδο, ιόντα Cu 2+ εκκενώνονται και απελευθερώνεται μεταλλικός χαλκός. Στην άνοδο, συμβαίνει η αντίθετη διαδικασία - οξείδωση του μετάλλου, καθώς το δυναμικό του χαλκού είναι πολύ μικρότερο από το δυναμικό οξείδωσης του νερού (+1,228 V), και ακόμη περισσότερο - το δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO 4 2- ( +2,01 V). Κατά συνέπεια, σε αυτή την περίπτωση, η ηλεκτρόλυση καταλήγει στη διάλυση του μετάλλου (χαλκού) της ανόδου και στον διαχωρισμό του στην κάθοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος θειικού χαλκού:

Κάθοδος (-)

Cu 2+ + 2ē → Cu 0

Cu 0 – 2ē → Cu 2+ .

Αυτή η διαδικασία χρησιμοποιείται για την ηλεκτρική διύλιση μετάλλων (που ονομάζεται ηλεκτρολυτική διύλιση).

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

Μία από τις μεθόδους για την παραγωγή μετάλλων είναι η ηλεκτρόλυση. Τα ενεργά μέταλλα εμφανίζονται στη φύση μόνο με τη μορφή χημικών ενώσεων. Πώς να απομονώσετε αυτές τις ενώσεις σε ελεύθερη κατάσταση;

Διαλύματα και τήγματα ηλεκτρολυτών άγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Ωστόσο, όταν το ρεύμα διέρχεται από ένα διάλυμα ηλεκτρολύτη, μπορεί να συμβούν χημικές αντιδράσεις. Ας εξετάσουμε τι θα συμβεί εάν δύο μεταλλικές πλάκες τοποθετηθούν σε διάλυμα ή τήγμα ενός ηλεκτρολύτη, καθένα από τα οποία συνδέεται με έναν από τους πόλους της πηγής ρεύματος. Αυτές οι πλάκες ονομάζονται ηλεκτρόδια. Το ηλεκτρικό ρεύμα είναι ένα κινούμενο ρεύμα ηλεκτρονίων. Καθώς τα ηλεκτρόνια στο κύκλωμα μετακινούνται από το ένα ηλεκτρόδιο στο άλλο, εμφανίζεται περίσσεια ηλεκτρονίων σε ένα από τα ηλεκτρόδια. Τα ηλεκτρόνια έχουν αρνητικό φορτίο, επομένως αυτό το ηλεκτρόδιο είναι αρνητικά φορτισμένο. Ονομάζεται κάθοδος. Στο άλλο ηλεκτρόδιο δημιουργείται ανεπάρκεια ηλεκτρονίων και αυτό φορτίζεται θετικά. Αυτό το ηλεκτρόδιο ονομάζεται άνοδος. Ένας ηλεκτρολύτης σε ένα διάλυμα ή τήγμα διασπάται σε θετικά φορτισμένα ιόντα - κατιόντα και αρνητικά φορτισμένα ιόντα - ανιόντα. Τα κατιόντα έλκονται από το αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο. Τα ανιόντα έλκονται από ένα θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο. Στην επιφάνεια των ηλεκτροδίων, μπορούν να συμβούν αλληλεπιδράσεις μεταξύ ιόντων και ηλεκτρονίων.

Η ηλεκτρόλυση αναφέρεται σε διεργασίες που συμβαίνουν όταν ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από διαλύματα ή τήγματα ηλεκτρολυτών.

Οι διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων και τα τήγματα ηλεκτρολυτών είναι αρκετά διαφορετικές. Ας εξετάσουμε λεπτομερώς και τις δύο αυτές περιπτώσεις.

Ηλεκτρόλυση τήγματος

Ως παράδειγμα, εξετάστε την ηλεκτρόλυση ενός τήγματος χλωριούχου νατρίου. Στο τήγμα, το χλωριούχο νάτριο διασπάται σε ιόντα Na+
και Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Τα κατιόντα νατρίου κινούνται στην επιφάνεια ενός αρνητικά φορτισμένου ηλεκτροδίου - της καθόδου. Υπάρχει περίσσεια ηλεκτρονίων στην επιφάνεια της καθόδου. Επομένως, τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από την επιφάνεια του ηλεκτροδίου σε ιόντα νατρίου. Στην περίπτωση αυτή, τα ιόντα Na+ μετατρέπονται σε άτομα νατρίου, δηλαδή, συμβαίνει αναγωγή κατιόντων Na+ . Εξίσωση διαδικασίας:

Na + + e - = Na

Ιόντα χλωρίου Cl - μετακινηθείτε στην επιφάνεια ενός θετικά φορτισμένου ηλεκτροδίου - της ανόδου. Δημιουργείται έλλειψη ηλεκτρονίων στην επιφάνεια της ανόδου και τα ηλεκτρόνια μεταφέρονται από ανιόντα Cl- στην επιφάνεια του ηλεκτροδίου. Ταυτόχρονα, αρνητικά φορτισμένα ιόντα Cl- μετατρέπονται σε άτομα χλωρίου, τα οποία συνδυάζονται αμέσως για να σχηματίσουν μόρια χλωρίου C l 2:

2С l - -2е - = Cl 2

Τα ιόντα χλωρίου χάνουν ηλεκτρόνια, δηλαδή οξειδώνονται.

Ας γράψουμε μαζί τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο

Na + + e - = Na

2 C l - -2 e - = Cl 2

Ένα ηλεκτρόνιο εμπλέκεται στην αναγωγή κατιόντων νατρίου και 2 ηλεκτρόνια συμμετέχουν στην οξείδωση των ιόντων χλωρίου. Ωστόσο, πρέπει να τηρείται ο νόμος της διατήρησης του ηλεκτρικού φορτίου, δηλαδή το συνολικό φορτίο όλων των σωματιδίων στο διάλυμα πρέπει να είναι σταθερό, επομένως ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στην αναγωγή κατιόντων νατρίου πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ηλεκτρονίων εμπλέκονται στην οξείδωση των ιόντων χλωρίου. Επομένως, πολλαπλασιάζουμε την πρώτη εξίσωση επί 2:

Na + + e - = Na 2

2С l - -2е - = Cl 2 1

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί και πάρουμε τη γενική εξίσωση αντίδρασης.

2 Na + + 2С l - = 2 Na + Cl 2 (εξίσωση ιοντικής αντίδρασης), ή

2 NaCl = 2 Na + Cl 2 (εξίσωση μοριακής αντίδρασης)

Έτσι, στο εξεταζόμενο παράδειγμα, βλέπουμε ότι η ηλεκτρόλυση είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής. Στην κάθοδο γίνεται η αναγωγή των θετικά φορτισμένων ιόντων - κατιόντων - και στην άνοδο η οξείδωση αρνητικά φορτισμένων ιόντων - ανιόντων. Μπορείτε να θυμηθείτε ποια διαδικασία λαμβάνει χώρα χρησιμοποιώντας τον «κανόνα T»:

κάθοδος - κατιόν - αναγωγή.

Παράδειγμα 2.Ηλεκτρόλυση τετηγμένου υδροξειδίου του νατρίου.

Το υδροξείδιο του νατρίου στο διάλυμα διασπάται σε κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου.

Κάθοδος (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Στην επιφάνεια της καθόδου, τα κατιόντα νατρίου μειώνονται και σχηματίζονται άτομα νατρίου:

κάθοδος (-) Na + +e à Na

Στην επιφάνεια της ανόδου, ιόντα υδροξειδίου οξειδώνονται, απελευθερώνεται οξυγόνο και σχηματίζονται μόρια νερού:

κάθοδος (-) Na + + e à Na

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

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που συμμετέχουν στην αντίδραση αναγωγής των κατιόντων νατρίου και στην αντίδραση οξείδωσης των ιόντων υδροξειδίου πρέπει να είναι ο ίδιος. Επομένως, ας πολλαπλασιάσουμε την πρώτη εξίσωση επί 4:

κάθοδος (-) Na + + e à Na 4

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

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί και πάρουμε την εξίσωση αντίδρασης ηλεκτρόλυσης:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Παράδειγμα 3.Εξετάστε την ηλεκτρόλυση του τήγματος Al2O3

Χρησιμοποιώντας αυτή την αντίδραση, το αλουμίνιο λαμβάνεται από βωξίτη, μια φυσική ένωση που περιέχει πολύ οξείδιο του αργιλίου. Το σημείο τήξης του οξειδίου του αλουμινίου είναι πολύ υψηλό (πάνω από 2000º C), έτσι προστίθενται ειδικά πρόσθετα σε αυτό για να μειώσουν το σημείο τήξης στους 800-900º C. Στο τήγμα, το οξείδιο του αλουμινίου διασπάται σε ιόντα Al 3+ και O 2- . H και τα κατιόντα ανάγεται στην κάθοδο Al 3+ , μετατρέπεται σε άτομα αλουμινίου:

Al +3 e à Al

Τα ανιόντα οξειδώνονται στην άνοδο O2- , μετατρέπεται σε άτομα οξυγόνου. Τα άτομα οξυγόνου συνδυάζονται αμέσως σε μόρια O2:

2 O 2- – 4 e à O 2

Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που εμπλέκονται στις διαδικασίες αναγωγής κατιόντων αλουμινίου και οξείδωσης ιόντων οξυγόνου πρέπει να είναι ίσος, οπότε ας πολλαπλασιάσουμε την πρώτη εξίσωση με 4 και τη δεύτερη με 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις και πάρουμε

4 Al 3+ + 6 O 2- à 4 Al 0 +3 O 2 0 (εξίσωση ιοντικής αντίδρασης)

2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2

Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων

Στην περίπτωση διέλευσης ηλεκτρικού ρεύματος μέσω υδατικού διαλύματος ηλεκτρολύτη, το θέμα περιπλέκεται από το γεγονός ότι το διάλυμα περιέχει μόρια νερού, τα οποία μπορούν επίσης να αλληλεπιδράσουν με ηλεκτρόνια. Θυμηθείτε ότι σε ένα μόριο νερού, τα άτομα υδρογόνου και οξυγόνου συνδέονται με έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Η ηλεκτραρνητικότητα του οξυγόνου είναι μεγαλύτερη από αυτή του υδρογόνου, επομένως τα κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων ωθούνται προς το άτομο οξυγόνου. Ένα μερικό αρνητικό φορτίο εμφανίζεται στο άτομο οξυγόνου, που συμβολίζεται ως δ-, και ένα μερικό θετικό φορτίο εμφανίζεται στα άτομα υδρογόνου, που συμβολίζεται ως δ+.

δ+

N-O δ-

│

Η δ+

Λόγω αυτής της μετατόπισης των φορτίων, το μόριο του νερού έχει θετικούς και αρνητικούς «πόλους». Επομένως, τα μόρια του νερού μπορούν να έλκονται από τον θετικά φορτισμένο πόλο στο αρνητικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την κάθοδο, και από τον αρνητικό πόλο - στο θετικά φορτισμένο ηλεκτρόδιο - την άνοδο. Στην κάθοδο, μπορεί να συμβεί μείωση των μορίων του νερού και απελευθερώνεται υδρογόνο:

Στην άνοδο, μπορεί να συμβεί οξείδωση των μορίων του νερού, απελευθερώνοντας οξυγόνο:

2 H 2 O - 4e - = 4H + + O 2

Επομένως, είτε κατιόντα ηλεκτρολυτών είτε μόρια νερού μπορούν να αναχθούν στην κάθοδο. Αυτές οι δύο διαδικασίες φαίνεται να ανταγωνίζονται η μία την άλλη. Ποια διαδικασία συμβαίνει στην κάθοδο εξαρτάται από τη φύση του μετάλλου. Το αν τα κατιόντα μετάλλων ή τα μόρια του νερού θα μειωθούν στην κάθοδο εξαρτάται από τη θέση του μετάλλου στο σειρά μεταλλικών τάσεων .

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

Εάν το μέταλλο βρίσκεται στη σειρά τάσης στα δεξιά του υδρογόνου, τα μεταλλικά κατιόντα μειώνονται στην κάθοδο και απελευθερώνεται ελεύθερο μέταλλο. Εάν το μέταλλο βρίσκεται στη σειρά τάσης στα αριστερά του αλουμινίου, τα μόρια του νερού μειώνονται στην κάθοδο και απελευθερώνεται υδρογόνο. Τέλος, στην περίπτωση των κατιόντων μετάλλων από τον ψευδάργυρο στον μόλυβδο, μπορεί να συμβεί είτε έκλυση μετάλλου είτε εξέλιξη υδρογόνου, και μερικές φορές η έκλυση υδρογόνου και μετάλλου μπορεί να συμβεί ταυτόχρονα. Γενικά, αυτή είναι μια μάλλον περίπλοκη περίπτωση· πολλά εξαρτώνται από τις συνθήκες αντίδρασης: συγκέντρωση διαλύματος, ηλεκτρικό ρεύμα και άλλα.

Μία από τις δύο διεργασίες μπορεί επίσης να συμβεί στην άνοδο - είτε η οξείδωση των ανιόντων ηλεκτρολυτών είτε η οξείδωση των μορίων του νερού. Ποια διαδικασία συμβαίνει στην πραγματικότητα εξαρτάται από τη φύση του ανιόντος. Κατά την ηλεκτρόλυση των αλάτων των οξέων χωρίς οξυγόνο ή των ίδιων των οξέων, τα ανιόντα οξειδώνονται στην άνοδο. Η μόνη εξαίρεση είναι το ιόν φθορίουΦΑ- . Στην περίπτωση των οξέων που περιέχουν οξυγόνο, τα μόρια του νερού οξειδώνονται στην άνοδο και απελευθερώνεται οξυγόνο.

Παράδειγμα 1.Ας δούμε την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου.

Ένα υδατικό διάλυμα χλωριούχου νατρίου θα περιέχει κατιόντα νατρίου Na +, ανιόντα χλωρίου Cl - και μόρια νερού.

2 NaCl à 2 Na + + 2 Cl -

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

κάθοδος (-) 2 Na + ; 2Η+; 2Н + + 2е à Н 0 2

άνοδος (+) 2 Cl - ; 2 OH - ; 2 Cl - – 2е à 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Χημική ουσία δραστηριότητα ανιόντα είναι απίθανο μειώνεται.

Παράδειγμα 2.Και αν το αλάτι περιέχει SO 4 2- ? Ας εξετάσουμε την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού νικελίου ( II ). Θειικό νικέλιο ( II ) διασπάται σε ιόντα Ni 2+ και SO 4 2-:

NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Τα κατιόντα νικελίου βρίσκονται μεταξύ των μεταλλικών ιόντων Al 3+ και Pb 2+ , καταλαμβάνοντας μια μεσαία θέση στη σειρά τάσης, η διαδικασία ανάκτησης στην κάθοδο πραγματοποιείται σύμφωνα με τα δύο σχήματα:

2 H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

Ανιόντα οξέων που περιέχουν οξυγόνο δεν οξειδώνονται στην άνοδο ( σειρά δραστηριοτήτων ανιόντων ), η οξείδωση των μορίων του νερού συμβαίνει:

άνοδος e à O 2 + 4H +

Ας γράψουμε μαζί τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο:

κάθοδος (-) Ni 2+ ; Η+; Ni 2+ + 2е à Ni 0

2 H 2 O + 2e - = H 2 + 2OH -

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

4 ηλεκτρόνια εμπλέκονται σε διαδικασίες αναγωγής και 4 ηλεκτρόνια εμπλέκονται επίσης σε διαδικασίες οξείδωσης. Ας προσθέσουμε αυτές τις εξισώσεις μαζί και πάρουμε τη γενική εξίσωση αντίδρασης:

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

Στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης υπάρχουν και τα δύο H + και OH- , τα οποία συνδυάζονται για να σχηματίσουν μόρια νερού:

H + + OH - à H 2 O

Επομένως, στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, αντί για 4 ιόντα H + και 2 ιόντα OH- Ας γράψουμε 2 μόρια νερού και 2 ιόντα Η+:

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

Ας μειώσουμε δύο μόρια νερού και στις δύο πλευρές της εξίσωσης:

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

Αυτή είναι μια σύντομη ιοντική εξίσωση. Για να λάβετε την πλήρη ιοντική εξίσωση, πρέπει να προσθέσετε ένα θειικό ιόν και στις δύο πλευρές SO 4 2- , που σχηματίζεται κατά τη διάσπαση του θειικού νικελίου ( II ) και δεν συμμετέχει στην αντίδραση:

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

Έτσι, κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού νικελίου ( II ) υδρογόνο και νικέλιο απελευθερώνονται στην κάθοδο και οξυγόνο στην άνοδο.

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

Παράδειγμα 3. Να γράψετε εξισώσεις για τις διεργασίες που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος θειικού νατρίου με αδρανή άνοδο.

Τυπικό δυναμικό συστήματος ηλεκτροδίων Na + + e = Na Το 0 είναι σημαντικά πιο αρνητικό από το δυναμικό του υδατικού ηλεκτροδίου σε ένα ουδέτερο υδατικό μέσο (-0,41 V). Επομένως, η ηλεκτροχημική αναγωγή του νερού θα συμβεί στην κάθοδο, συνοδευόμενη από την απελευθέρωση υδρογόνου

2H 2 O à 2 H + + 2 OH -

και ιόντα Na + ερχόμενος στην κάθοδο θα συσσωρευτεί στο τμήμα του διαλύματος που βρίσκεται δίπλα της (καθοδικός χώρος).

Η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού θα συμβεί στην άνοδο, οδηγώντας στην απελευθέρωση οξυγόνου

2 H 2 O – 4e à O 2 + 4 H +

αφού αντιστοιχεί σε αυτό το σύστημα τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου (1,23 V) είναι σημαντικά χαμηλότερο από το τυπικό δυναμικό ηλεκτροδίου (2,01 V) που χαρακτηρίζει το σύστημα

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

SO 4 2- ιόντα Η κίνηση προς την άνοδο κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης θα συσσωρευτεί στον χώρο της ανόδου.

Πολλαπλασιάζοντας την εξίσωση της καθοδικής διαδικασίας επί δύο και προσθέτοντάς την με την εξίσωση της ανοδικής διεργασίας, προκύπτει η ολική εξίσωση της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης:

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

Λαμβάνοντας υπόψη ότι συμβαίνει ταυτόχρονη συσσώρευση ιόντων στον χώρο της καθόδου και ιόντων στον χώρο της ανόδου, η συνολική εξίσωση της διαδικασίας μπορεί να γραφτεί με την ακόλουθη μορφή:

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

Έτσι, ταυτόχρονα με την απελευθέρωση υδρογόνου και οξυγόνου, σχηματίζονται υδροξείδιο του νατρίου (στο χώρο της καθόδου) και θειικό οξύ (στο χώρο της ανόδου).

Παράδειγμα 4.Ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού χαλκού ( II) CuSO 4 .

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

κάθοδος (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

άνοδος (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

Τα ιόντα H+ παραμένουν στο διάλυμα SO 4 2- , γιατί συσσωρεύεται θειικό οξύ.

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

Παράδειγμα 5. Ηλεκτρόλυση διαλύματος χλωριούχου χαλκού ( II) CuCl 2.

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

κάθοδος (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

άνοδος (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Και οι δύο εξισώσεις περιλαμβάνουν δύο ηλεκτρόνια.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (ιονική εξίσωση)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 6. Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού αργύρου AgNO3.

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

κάθοδος (-) Ag + + e à Ag 0

άνοδος (+) 2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H +

Ag + + e à Ag 0 4

2H 2 O – 4 e à O 2 + 4H + 1

4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + Ο 2 (ιονική εξίσωση)

4 Αγ + + 2 H 2 Οà 4 Αγ 0 + 4 H + + Ο 2 + 4 ΟΧΙ 3 - (πλήρης ιοντική εξίσωση)

4 AgNO 3 + 2 H 2 Οà 4 Αγ 0 + 4 HNO 3 + Ο 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 7. Ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροχλωρικού οξέοςHCl.

Κάθοδος (-)<-- H + + Cl - à άνοδος (+)

κάθοδος (-) 2H + + 2 μιà H 2

άνοδος (+) 2Cl - – 2 μιà Cl 2

2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (ιονική εξίσωση)

2 HClà H 2 + Cl 2 (μοριακή εξίσωση)

Παράδειγμα 8. Ηλεκτρόλυση διαλύματος θειικού οξέοςH 2 ΕΤΣΙ 4 .

Κάθοδος (-) <-- 2H + + SO 4 2- à άνοδος (+)

κάθοδος (-)2Η+ + 2εà H 2

άνοδος(+) 2H 2 O – 4μιà Ο2 + 4Η+

2Η+ + 2εà H 2 2

2H 2 O – 4μιà Ο2 + 4Η+1

4Η+ + 2Η2Οà 2Η2 + 4Η+ +Ο2

2Η2Οà 2Η2 + Ο2

Παράδειγμα 9. Ηλεκτρόλυση διαλύματος υδροξειδίου του καλίουΚΟΗ.

Κάθοδος (-)<-- κ + + OH - à άνοδος (+)

Τα κατιόντα καλίου δεν θα μειωθούν στην κάθοδο, καθώς το κάλιο βρίσκεται στη σειρά τάσης των μετάλλων στα αριστερά του αλουμινίου, αντίθετα, θα συμβεί μείωση των μορίων του νερού:

2H 2 O + 2eà H2 +2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2

κάθοδος(-) 2H 2 O + 2eà H2 +2OH - 2

άνοδος(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

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

2 H 2 Οà 2 H 2 + Ο 2

Παράδειγμα 10. Ηλεκτρόλυση διαλύματος νιτρικού καλίουKNO 3 .

Κάθοδος (-) <-- K + + NO 3 - à άνοδος (+)

2H 2 O + 2eà H 2 + 2OH - 2H 2 O – 4μιà Ο2+4Η+

κάθοδος(-) 2H 2 O + 2eà Η2+2ΟΗ-2

άνοδος(+) 2H 2 O – 4μιà Ο2 + 4Η+1

4H 2 O + 2H 2 Oà 2Η 2 + 4ΟΗ - + 4Η ++ Ο2

2Η2Οà 2Η2 + Ο2

Όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από διαλύματα οξέων που περιέχουν οξυγόνο, αλκαλίων και αλάτων οξέων που περιέχουν οξυγόνο με μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης των μετάλλων στα αριστερά του αλουμινίου, πρακτικά συμβαίνει ηλεκτρόλυση νερού. Σε αυτή την περίπτωση, το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο και το οξυγόνο στην άνοδο.

συμπεράσματα. Κατά τον προσδιορισμό των προϊόντων ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, στις απλούστερες περιπτώσεις μπορεί κανείς να καθοδηγηθεί από τις ακόλουθες σκέψεις:

1.Ιόντα μετάλλων με μικρή αλγεβρική τιμή του τυπικού δυναμικού - απόLi + πρινΟ Αλ 3+ συμπεριλαμβανομένου - έχουν μια πολύ ασθενή τάση να προσθέτουν ξανά ηλεκτρόνια, όντας κατώτερα από αυτή την άποψη από τα ιόνταH + (εκ. Σειρά δραστηριότητας κατιόντων). Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων ενώσεων που περιέχουν αυτά τα κατιόντα, τα ιόντα εκτελούν τη λειτουργία ενός οξειδωτικού παράγοντα στην κάθοδοH + , επαναφορά σύμφωνα με το σχήμα:

2 H 2 Ο+ 2 μιà H 2 + 2OH -

2. Κατιόντα μετάλλων με θετικές τιμές τυπικών δυναμικών (Cu 2+ , Αγ + , Hg 2+ κ.λπ.) έχουν μεγαλύτερη τάση να προσθέτουν ηλεκτρόνια σε σύγκριση με ιόντα. Κατά την ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων των αλάτων τους, η λειτουργία του οξειδωτικού παράγοντα στην κάθοδο απελευθερώνεται από αυτά τα κατιόντα, ενώ ανάγεται σε μέταλλο σύμφωνα με το σχήμα, για παράδειγμα:

Cu 2+ +2 μιà Cu 0

3. Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων μεταλλικών αλάτωνZn, Fe, CD, Niκ.λπ., καταλαμβάνοντας μια μεσαία θέση στη σειρά τάσης μεταξύ των αναφερόμενων ομάδων, η διαδικασία μείωσης στην κάθοδο λαμβάνει χώρα σύμφωνα με τα δύο σχήματα. Η μάζα του απελευθερωμένου μετάλλου σε αυτές τις περιπτώσεις δεν αντιστοιχεί στην ποσότητα του ηλεκτρικού ρεύματος που ρέει, μέρος του οποίου δαπανάται για το σχηματισμό υδρογόνου.

4. Σε υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών, μονοατομικών ανιόντων (Cl - , Br - , J - ), ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο (ΟΧΙ 3 - , ΕΤΣΙ 4 2- , ταχυδρομείο 4 3- και άλλα), καθώς και ιόντα υδροξυλίου νερού. Από αυτά, τα ιόντα αλογονιδίου έχουν ισχυρότερες αναγωγικές ιδιότητες, με εξαίρεσηφά. ΙόνταOHκαταλαμβάνουν μια ενδιάμεση θέση μεταξύ αυτών και των πολυατομικών ανιόντων. Επομένως κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτωνHCl, HBr, H.J.ή των αλάτων τους στην άνοδο, η οξείδωση των ιόντων αλογονιδίου λαμβάνει χώρα σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

2 Χ - -2 μιà Χ 2 0

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων θειικών, νιτρικών, φωσφορικών κ.λπ. Η λειτουργία ενός αναγωγικού παράγοντα εκτελείται από ιόντα, τα οποία οξειδώνονται σύμφωνα με το ακόλουθο σχήμα:

4 HOH – 4 μιà 2 H 2 Ο + Ο 2 + 4 H +

.

Καθήκοντα.

Ζ ΕΝΑ εξοχικό σπίτι 1. Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού χαλκού, απελευθερώθηκαν 48 g χαλκού στην κάθοδο. Βρείτε τον όγκο του αερίου που απελευθερώνεται στην άνοδο και τη μάζα του θειικού οξέος που σχηματίζεται στο διάλυμα.

Ο θειικός χαλκός στο διάλυμα δεν διασπά ιόνταC 2+ καιμικρό0 4 2 ".

CuS0 4 = Cu 2+ + S0 4 2 "

Ας γράψουμε τις εξισώσεις των διεργασιών που συμβαίνουν στην κάθοδο και την άνοδο. Τα κατιόντα Cu μειώνονται στην κάθοδο και η ηλεκτρόλυση του νερού συμβαίνει στην άνοδο:

Cu 2+ +2e- = Cu12

2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2 |1

Η γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση είναι:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (σύντομη ιοντική εξίσωση)

Ας προσθέσουμε 2 θειικά ιόντα και στις δύο πλευρές της εξίσωσης, τα οποία σχηματίζονται κατά τη διάσταση του θειικού χαλκού και παίρνουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση:

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

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

Το αέριο που απελευθερώνεται στην άνοδο είναι οξυγόνο. Στο διάλυμα σχηματίζεται θειικό οξύ.

Η μοριακή μάζα του χαλκού είναι 64 g/mol, ας υπολογίσουμε την ποσότητα της ουσίας χαλκού:

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, όταν απελευθερώνονται 2 γραμμομόρια χαλκού στην κάθοδο, απελευθερώνεται 1 mol οξυγόνου στην άνοδο. 0,75 mol χαλκού απελευθερώνονται στην κάθοδο, έστω x moles οξυγόνου απελευθερώνονται στην άνοδο. Ας κάνουμε μια αναλογία:

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

0,375 mol οξυγόνου απελευθερώθηκαν στην άνοδο,

v(O2) = 0,375 mol.

Ας υπολογίσουμε τον όγκο του οξυγόνου που απελευθερώνεται:

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

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, όταν απελευθερωθούν 2 γραμμομόρια χαλκού στην κάθοδο, σχηματίζονται 2 γραμμομόρια θειικού οξέος στο διάλυμα, πράγμα που σημαίνει ότι αν απελευθερωθούν 0,75 γραμμομόρια χαλκού στην κάθοδο, τότε σχηματίζονται 0,75 γραμμομόρια θειικού οξέος. στο διάλυμα, v(H2SO4) = 0,75 moles. Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του θειικού οξέος:

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

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του θειικού οξέος:

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

Απάντηση:Στην άνοδο απελευθερώθηκαν 8,4 λίτρα οξυγόνου. Στο διάλυμα σχηματίστηκαν 73,5 g θειικού οξέος

Πρόβλημα 2. Να βρείτε τον όγκο των αερίων που απελευθερώνονται στην κάθοδο και την άνοδο κατά την ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος που περιέχει 111,75 g χλωριούχου καλίου. Ποια ουσία σχηματίστηκε στο διάλυμα; Βρείτε τη μάζα του.

Το χλωριούχο κάλιο στο διάλυμα διασπάται σε ιόντα K+ και Cl:

2КС1 =К+ + Сl

Τα ιόντα καλίου δεν μειώνονται στην κάθοδο, αντίθετα, τα μόρια του νερού μειώνονται. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο:

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

2SG-2e" = C12|1

Η γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση είναι:

2СГl+ 2Н2О = Н2 + 2ОН" + С12 (σύντομη ιοντική εξίσωση) Το διάλυμα περιέχει επίσης ιόντα Κ+ που σχηματίζονται κατά τη διάσταση του χλωριούχου καλίου και δεν συμμετέχουν στην αντίδραση:

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

Ας ξαναγράψουμε την εξίσωση σε μοριακή μορφή:

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

Στην κάθοδο απελευθερώνεται υδρογόνο, στην άνοδο χλώριο και στο διάλυμα σχηματίζεται υδροξείδιο του καλίου.

Το διάλυμα περιείχε 111,75 g χλωριούχου καλίου.

Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του χλωριούχου καλίου:

Μ(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Ας υπολογίσουμε την ποσότητα του χλωριούχου καλίου:

Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 2 mole χλωριούχου καλίου, απελευθερώνεται 1 mole χλωρίου. Αφήστε την ηλεκτρόλυση 1,5 mol χλωριούχου καλίου να παράγει x mol χλωρίου. Ας κάνουμε μια αναλογία:

2/1=1,5/x, x=1,5 /2=0,75 mol

Θα απελευθερωθούν 0,75 mol χλωρίου, v(C!2) = 0,75 mol. Σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, όταν απελευθερώνεται 1 mol χλωρίου στην άνοδο, απελευθερώνεται 1 mol υδρογόνου στην κάθοδο. Επομένως, εάν απελευθερωθούν 0,75 mol χλωρίου στην άνοδο, τότε απελευθερώνονται 0,75 mol υδρογόνου στην κάθοδο, v(H2) = 0,75 mol.

Ας υπολογίσουμε τον όγκο του χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο:

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

Ο όγκος του υδρογόνου είναι ίσος με τον όγκο του χλωρίου:

Υ(Η2) = Υ(C12) = 16,8 λίτρα.

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, η ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου καλίου παράγει 2 mol υδροξειδίου του καλίου, που σημαίνει ότι η ηλεκτρόλυση 0,75 mol χλωριούχου καλίου παράγει 0,75 mol υδροξειδίου του καλίου. Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του υδροξειδίου του καλίου:

Μ(ΚΟΗ) = 39+16+1 - 56 g/mol.

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του υδροξειδίου του καλίου:

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

Απάντηση: 16,8 λίτρα υδρογόνου απελευθερώθηκαν στην κάθοδο, 16,8 λίτρα χλωρίου απελευθερώθηκαν στην άνοδο και 42 g υδροξειδίου του καλίου σχηματίστηκαν στο διάλυμα.

Πρόβλημα 3. Κατά την ηλεκτρόλυση διαλύματος 19 g δισθενούς χλωριούχου μετάλλου, απελευθερώθηκαν στην άνοδο 8,96 λίτρα χλωρίου. Προσδιορίστε ποιο χλωριούχο μέταλλο υποβλήθηκε σε ηλεκτρόλυση. Υπολογίστε τον όγκο του υδρογόνου που απελευθερώνεται στην κάθοδο.

Ας συμβολίσουμε το άγνωστο μέταλλο M, ο τύπος του χλωριούχου του είναι MC12. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο. Η συνθήκη λέει ότι το υδρογόνο απελευθερώνεται στην κάθοδο, επομένως, η μείωση των μορίων του νερού συμβαίνει:

2Н20 + 2е- = Н2 + 2ΟH|1

2Cl -2e" = C12! 1

Η γενική εξίσωση για την ηλεκτρόλυση είναι:

2Cl + 2H2O = H2 + 2OH" + C12 (σύντομη ιοντική εξίσωση)

Το διάλυμα περιέχει επίσης ιόντα Μ2+, τα οποία δεν μεταβάλλονται κατά την αντίδραση. Ας γράψουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση της αντίδρασης:

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

Ας ξαναγράψουμε την εξίσωση αντίδρασης σε μοριακή μορφή:

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

Ας βρούμε την ποσότητα του χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο:

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 1 mole χλωρίου ενός άγνωστου μετάλλου, απελευθερώνεται 1 mole χλωρίου. Εάν απελευθερώνονταν 0,4 mol χλωρίου, τότε 0,4 mol χλωριούχου μετάλλου υποβλήθηκαν σε ηλεκτρόλυση. Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του χλωριούχου μετάλλου:

Η μοριακή μάζα του άγνωστου χλωριούχου μετάλλου είναι 95 g/mol. Υπάρχουν 35,5"2 = 71 g/mol ανά δύο άτομα χλωρίου. Επομένως, η μοριακή μάζα του μετάλλου είναι 95-71 = 24 g/mol. Το μαγνήσιο αντιστοιχεί σε αυτή τη μοριακή μάζα.

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, για 1 mole χλωρίου που απελευθερώνεται στην άνοδο, υπάρχει 1 mole υδρογόνου που απελευθερώνεται στην κάθοδο. Στην περίπτωσή μας, απελευθερώθηκαν 0,4 mol χλωρίου στην άνοδο, που σημαίνει ότι απελευθερώθηκαν 0,4 mol υδρογόνου στην κάθοδο. Ας υπολογίσουμε τον όγκο του υδρογόνου:

V(H2) = v(H2>VM = 0,4 mol «22,4 l/mol = 8,96 l.

Απάντηση:ένα διάλυμα χλωριούχου μαγνησίου υποβλήθηκε σε ηλεκτρόλυση. Στην κάθοδο απελευθερώθηκαν 8,96 λίτρα υδρογόνου.

*Πρόβλημα 4. Κατά την ηλεκτρόλυση 200 g διαλύματος θειικού καλίου με συγκέντρωση 15%, απελευθερώθηκαν στην άνοδο 14,56 λίτρα οξυγόνου. Υπολογίστε τη συγκέντρωση του διαλύματος στο τέλος της ηλεκτρόλυσης.

Σε ένα διάλυμα θειικού καλίου, τα μόρια του νερού αντιδρούν τόσο στην κάθοδο όσο και στην άνοδο:

2Н20 + 2е" = Н2 + 20Ν-|2

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

Ας προσθέσουμε και τις δύο εξισώσεις μαζί:

6H2O = 2H2 + 4OH" + 4H+ + O2, ή

6H2O = 2H2 + 4H2O + O2, ή

2H2O = 2H2 + 02

Στην πραγματικότητα, όταν συμβαίνει ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος θειικού καλίου, συμβαίνει η ηλεκτρόλυση του νερού.

Η συγκέντρωση μιας διαλυμένης ουσίας σε ένα διάλυμα προσδιορίζεται από τον τύπο:

С=m(διαλυμένη ουσία) 100% / m(διάλυμα)

Για να βρείτε τη συγκέντρωση του διαλύματος θειικού καλίου στο τέλος της ηλεκτρόλυσης, πρέπει να γνωρίζετε τη μάζα του θειικού καλίου και τη μάζα του διαλύματος. Η μάζα του θειικού καλίου δεν αλλάζει κατά τη διάρκεια της αντίδρασης. Ας υπολογίσουμε τη μάζα του θειικού καλίου στο αρχικό διάλυμα. Ας συμβολίσουμε τη συγκέντρωση του αρχικού διαλύματος ως C

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

Η μάζα του διαλύματος αλλάζει κατά την ηλεκτρόλυση καθώς μέρος του νερού μετατρέπεται σε υδρογόνο και οξυγόνο. Ας υπολογίσουμε την ποσότητα οξυγόνου που απελευθερώνεται:

(Ο 2)=V(O2) / Vm =14,56l / 22,4l/mol=0,65mol

Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, 2 moles νερού παράγουν 1 mole οξυγόνου. Ας απελευθερωθούν 0,65 mol οξυγόνου κατά την αποσύνθεση x mol νερού. Ας κάνουμε μια αναλογία:

1,3 mol νερού αποσυντεθειμένο, v(H2O) = 1,3 mol.

Ας υπολογίσουμε τη μοριακή μάζα του νερού:

Μ(Η2Ο) = 1-2 + 16 = 18 g/mol.

Ας υπολογίσουμε τη μάζα του αποσυντιθέμενου νερού:

m(H2O) = v(H2O>M(H2O) = 1,3 mol* 18 g/mol = 23,4 g.

Η μάζα του διαλύματος θειικού καλίου μειώθηκε κατά 23,4 g και έγινε ίση με 200-23,4 = 176,6 g. Ας υπολογίσουμε τώρα τη συγκέντρωση του διαλύματος θειικού καλίου στο τέλος της ηλεκτρόλυσης:

C2 (K2 SO4)=m(K2SO4) 100% / m(διάλυμα)=30g 100% / 176,6g=17%

Απάντηση:η συγκέντρωση του διαλύματος στο τέλος της ηλεκτρόλυσης είναι 17%.

*Εργασία 5. 188,3 g μίγματος χλωριούχου νατρίου και καλίου διαλύθηκαν σε νερό και διοχετεύθηκε ηλεκτρικό ρεύμα μέσω του προκύπτοντος διαλύματος. Κατά την ηλεκτρόλυση, απελευθερώθηκαν 33,6 λίτρα υδρογόνου στην κάθοδο. Υπολογίστε τη σύνθεση του μείγματος ως ποσοστό κατά βάρος.

Μετά τη διάλυση ενός μείγματος χλωριούχου καλίου και νατρίου σε νερό, το διάλυμα περιέχει ιόντα K+, Na+ και Cl-. Ούτε ιόντα καλίου ούτε ιόντα νατρίου ανάγεται στην κάθοδο· τα μόρια του νερού μειώνονται. Στην άνοδο, τα ιόντα χλωρίου οξειδώνονται και απελευθερώνεται χλώριο:

Ας ξαναγράψουμε τις εξισώσεις σε μοριακή μορφή:

2KS1 + 2N20 = N2 + C12 + 2KON

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

Ας υποδηλώσουμε την ποσότητα του χλωριούχου καλίου που περιέχεται στο μείγμα με x mol και την ποσότητα του χλωριούχου νατρίου ανά mol. Σύμφωνα με την εξίσωση της αντίδρασης, κατά την ηλεκτρόλυση 2 mol χλωριούχου νατρίου ή καλίου, απελευθερώνεται 1 mol υδρογόνου. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση x mole χλωριούχου καλίου, σχηματίζεται x/2 ή 0,5x mole υδρογόνου και κατά την ηλεκτρόλυση x mole χλωριούχου νατρίου σχηματίζεται 0,5y mole υδρογόνου. Ας βρούμε την ποσότητα του υδρογόνου που απελευθερώνεται κατά την ηλεκτρόλυση του μείγματος:

Ας κάνουμε την εξίσωση: 0,5x + 0,5y = 1,5

Ας υπολογίσουμε τις μοριακές μάζες των χλωριούχων καλίου και νατρίου:

Μ(KS1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Μ(NaCl) = 23+35,5 = 58,5 g/mol

Η μάζα x mole χλωριούχου καλίου είναι ίση με:

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

Η μάζα ενός mol χλωριούχου νατρίου είναι:

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

Η μάζα του μείγματος είναι 188,3 g, ας δημιουργήσουμε τη δεύτερη εξίσωση:

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

Έτσι, λύνουμε ένα σύστημα δύο εξισώσεων με δύο αγνώστους:

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

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

Από την πρώτη εξίσωση εκφράζουμε x:

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

x = 3-y

Αντικαθιστώντας αυτήν την τιμή x στη δεύτερη εξίσωση, παίρνουμε:

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%

Ας υπολογίσουμε το κλάσμα μάζας του χλωριούχου νατρίου:

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

Απάντηση:Το μείγμα περιέχει 31,65% χλωριούχο κάλιο και 68,35% χλωριούχο νάτριο.

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΣΗ

τήγματα και διαλύματα ηλεκτρολυτών

Ηλεκτρόλυση είναι ένα σύνολο χημικών αντιδράσεων που συμβαίνουν κατά τη διέλευση συνεχές ηλεκτρικό ρεύμα μέσω ενός ηλεκτροχημικού συστήματος που αποτελείται από δύο ηλεκτρόδια και ένα διάλυμα τήγματος ή ηλεκτρολύτη.

Η χημική ουσία της ηλεκτρόλυσης έγκειται στο γεγονός ότι είναι μια αντίδραση οξειδοαναγωγής που συμβαίνει υπό την επίδραση ενός συνεχούς ηλεκτρικού ρεύματος και οι διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής διαχωρίζονται χωρικά.

Κάθοδος – ένα ηλεκτρόδιο στο οποίο ανάγεται κατιόντα ή νερό. Είναι αρνητικά φορτισμένο.

Ανοδος – ένα ηλεκτρόδιο στο οποίο οξειδώνονται ανιόντα ή νερό. Είναι θετικά φορτισμένο.

1. Ηλεκτρόλυση λιωμένων αλάτων και βάσεων.

Κατά την ηλεκτρόλυση των τήγματος στην κάθοδο, τα μεταλλικά κατιόντα μειώνονται πάντα.

К(-): Мen+ + nē → Me0

Η ανοδική διεργασία καθορίζεται από τη σύνθεση του ανιόντος:

α) Εάν το ανιόν είναι ένα οξύ χωρίς οξυγόνο (Cl-, Br-, I-, S2-), τότε αυτό το ανιόν υφίσταται ανοδική οξείδωση και σχηματίζεται μια απλή ουσία:

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

β) Εάν ένα ανιόν που περιέχει οξυγόνο (SO42-, SiO32-, HO- κ.λπ.) υποστεί ανοδική οξείδωση, τότε το αμέταλλο σχηματίζει ένα οξείδιο (χωρίς να αλλάξει η κατάσταση οξείδωσής του) και απελευθερώνεται οξυγόνο.

A(+): 2SiO32-- 4ē → 2SiO2 + O2

A(+): 2SO32-- 4ē → 2SO2 + O2

A(+): 4РО43-- 12ē → 2Р2O5 + 3О2

A(+): 4NO3-- 4ē → 2N2O5 + O2

A(+): 4HO-- 4ē → 2H2O + O2

Παράδειγμα 1.1. Λιώστε αλάτι ZnCl2

ZnCl2 Û Zn2+ + 2Cl-

S: Ηλεκτρόλυση ZnCl2 Zn + Cl2

Παράδειγμα 1.2. Λιώστε αλκάλιο NaOH

NaOH Û Na+ + OH-

Η συνολική εξίσωση ηλεκτρόλυσης προκύπτει προσθέτοντας τη δεξιά και την αριστερή πλευρά των εξισώσεων, με την προϋπόθεση ότι τα ηλεκτρόνια που συμμετέχουν στην κάθοδο και την ανοδική διεργασία είναι ίσα.

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

4 Na+ + 4 OH - ηλεκτρόλυση 4 Na0 + O2 + 2H2O - ιοντική εξίσωση

4NaOH ηλεκτρόλυση 4Na + 2H2O + O2 - μοριακή εξίσωση

Παράδειγμα 1.3. Λιώνουμε αλάτι 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 – ιοντική εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Ηλεκτρόλυση 2Na2SO4 4Nao + O2 + 2SO3 – μοριακή εξίσωση

Κ Α

Παράδειγμα 1.4. Λιώνουμε αλάτι AgNO3

AgNO3 Û Ag+ + NO3-

K(-): Ag+ + 1 ē Þ Πριν *4

A(+): 4NO3- - 4 ē Þ 2N2O5 + 2O2 *1

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

4AgNO3 ηλεκτρόλυση 4Ag + 2N2O5 +2O2

Κ Α

Εργασίες για ανεξάρτητη εργασία . Να συντάξετε εξισώσεις για την ηλεκτρόλυση τήγματος των εξής αλάτων: AlCl3, Cr2(SO4)3, Na2SiO3, K2CO3.

2. Ηλεκτρόλυση διαλυμάτων αλάτων, υδροξειδίων και οξέων.

Η ηλεκτρόλυση των υδατικών διαλυμάτων περιπλέκεται από το γεγονός ότι το νερό μπορεί να συμμετέχει στις διαδικασίες οξείδωσης και αναγωγής.

Διεργασίες καθόδου καθορίζεται από την ηλεκτροχημική δραστηριότητα του κατιόντος άλατος. Όσο πιο αριστερά βρίσκεται ένα μέταλλο στη σειρά τάσης, τόσο πιο δύσκολο είναι για τα κατιόντα του να μειωθούν στην κάθοδο:

Li κ Ca Να Mg Ο Αλ Mn Zn Cr Te Ni Sn Pb Η2 Cu Hg Αγ Pt Au

Εγώ ομάδαIIομάδαIIIομάδα

Για μεταλλικά κατιόντα μέχρι και συμπεριλαμβανομένου του Al (ομάδα I), η καθοδική διαδικασία είναι η αναγωγή του υδρογόνου από το νερό:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2 + 2HO-

Για μεταλλικά κατιόντα μετά το υδρογόνο (ομάδα III), η καθοδική διαδικασία είναι η αναγωγή τους σε μέταλλο:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

Για τα κατιόντα μετάλλων στη σειρά τάσης από Mn έως H2 (ομάδα II), υπάρχουν παράλληλες ανταγωνιστικές διαδικασίες αναγωγής κατιόντων μετάλλων και υδρογόνου από το νερό:

(-) K: Мen+ + nē → Me0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO-

Ποια από αυτές τις διεργασίες θα επικρατήσει εξαρτάται από μια σειρά παραγόντων: δραστηριότητα Me, pH διαλύματος, συγκέντρωση άλατος, εφαρμοζόμενη τάση και συνθήκες ηλεκτρόλυσης.

Ανοδικές διεργασίες καθορίζεται από τη σύνθεση των ανιόντων αλάτων:

ΕΝΑ) Εάν το ανιόν είναι οξύ χωρίς οξυγόνο (Cl-, Br-, I-, S2-, κ.λπ.), τότε οξειδώνεται σε απλές ουσίες (με εξαίρεση το F-):

A(+): S2- - 2ē → S0

σι) Παρουσία ενός ανιόντος που περιέχει οξυγόνο (SO42-, CO32-, κ.λπ. ή OH-), μόνο το νερό υφίσταται ανοδική οξείδωση:

A(+): 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

Ας δούμε παραδείγματα για να δείξουμε όλες τις πιθανές επιλογές:

Παράδειγμα 2.1 . Διάλυμα άλατος KCl

K(-): 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH-

A(+): 2Cl - - 2e - Þ Cl2

å: 2H2O + 2Cl - ηλεκτρόλυση H2 + 2OH - + Cl2 - ιοντική εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Ηλεκτρόλυση 2KCl + 2H2O H2 + 2KOH + Cl2 – μοριακή εξίσωση ηλεκτρόλυσης

Κ Α

Παράδειγμα 2.2 . Διάλυμα άλατος CuCl2

CuCl2 Û Cu2+ + 2Cl-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2Cl- -2e - Þ Cl2

å: Ηλεκτρόλυση CuCl2 Cu + Cl2

Παράδειγμα 2.3. Διάλυμα άλατος FeCl2

FeCl2 Û Fe2+ + 2Cl-

Ο σίδηρος ανήκει στα μέταλλα της ομάδας II, επομένως δύο παράλληλες διεργασίες θα συμβούν στην κάθοδο:

1η διαδικασία:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

Fe2+ ​​· + 2Cl - el-z Fe0 + Cl2 - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

FeCl2 el-z Fe0 + Cl2 - μοριακή εξίσωση της διαδικασίας

2η διαδικασία:

(-)K: 2H2O + 2ē → H2+ 2OH-

(+)A: 2Cl - - 2ē → Cl2

2H2O + 2Cl - → H2+ 2OH - + Cl2 - ιοντική εξίσωση της διεργασίας

Ηλεκτρόλυση 2H2O + FeCl2 H2+ Fe(OH)2 + Cl2 - μοριακή εξίσωση.

Ετσι, στον χώρο της καθόδουΤα Fe, H2 και Fe(OH)2 θα σχηματιστούν σε διαφορετικές αναλογίες ανάλογα με τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης.

Παράδειγμα 2.4 . Διάλυμα άλατος Na2SO4.

Na2SO4 Û 2Na+ + SO42-

K(-) 2H2O + 2e - Þ H2 + 2OH - *2

A(+) 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

å: 6H2O ηλεκτρόλυση 2H2 + 4OH - + O2 + 4H+

å: 6H2O + 2Na2SO4 ηλεκτρόλυση 2H2 + 4 NaOH + O2 + 2H2SO4

στον χώρο της καθόδου στον χώρο της ανόδου

Όταν το ηλεκτρικό ρεύμα είναι απενεργοποιημένο και τα περιεχόμενα των χώρων καθόδου και ανόδου αναμειγνύονται, το τελικό αποτέλεσμα της ηλεκτρόλυσης μπορεί να αναπαρασταθεί από το ακόλουθο διάγραμμα:

2H2O el-z 2H2 + O2,

αφού ένα αλκάλι θα αντιδράσει με ένα οξύ για να σχηματίσει 2 mol αλατιού και 4 mol νερού.

Παράδειγμα 2.5 . Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuSO4.

CuSO4 Û Cu2+ + SO42-

K(-): Cu2+ + 2e - Þ Cuo

A(+): 2H2O – 4e - Þ O2 + 4H+

å: 2Cu2+ + 2H2O ηλεκτρόλυση 2Cuo + O2 + 4H+

å: CuSO4 + 2H2O ηλεκτρόλυση 2Cuo + O2 + 2H2SO4

Παράδειγμα 2.6. Ηλεκτρόλυση διαλύματος FeSO4

Δεδομένου ότι ο σίδηρος ανήκει στην ομάδα ΙΙ μετάλλων, δύο ανταγωνιστικές διεργασίες θα συμβούν παράλληλα στην κάθοδο (βλ. παράδειγμα 2.3) και το νερό θα οξειδωθεί στην άνοδο (βλ. παράδειγμα 2.4):

1η διαδικασία:

https://pandia.ru/text/80/299/images/image043_10.gif" width="41" height="12">2Fe2+ + 2Н2О el-z 2 Fe + O2 + 4H+ - ιοντική εξίσωση της διαδικασίας

2FeSO4 + 2H2O el-z 2 Fe + O2 + 2H2SO4– μοριακή εξίσωση

2η διαδικασία:

K(+): 2H2O + 2ē → H2+ 2OH - *2

A(-): 2H2O - 4ē → O2+ 4H+

6Η2Ο ηλεκτρόλυση 2Η2+ 4ΟΗ - + Ο2 + 4Η+

6H2O + 2FeSO4ηλεκτρόλυση 2H2+ 2Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4 - μοριακή

https://pandia.ru/text/80/299/images/image051_9.gif" width="21" height="50">Και μόνο εάν οι διαδικασίες καθοδικής αναγωγής κατιόντων μετάλλου και υδρογόνου από το νερό συμβαίνουν σε ίσες αναλογίες , μπορούμε να γράψουμε τη συνολική τελική εξίσωση αντίδρασης:

(-) K: Fe2+ + 2ē → Fe0

2H2O + 2ē → H2+ 2HO - μόνο 4 ηλεκτρόνια

(+)A: 2H2O - 4ē → O2 + 4H+

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

2FeSO4 + 4H2O el-z Fe + H2+ Fe(OH)2 + O2 + 2H2SO4

άνοδος καθόδου

Μετά την απενεργοποίηση του ρεύματος και την ανάμειξη των διαλυμάτων, η τελική εξίσωση θα είναι η εξής:

· Να δημιουργήσετε εξισώσεις για την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων K2CO3, ZnSO4, AgNO3, NiI2, CoCl2.

· Λυνω ενα ΠΡΟΒΛΗΜΑ. Για να αναλυθεί η περιεκτικότητα σε ακαθαρσίες NaCl σε τεχνικό NaOH, 40 g του φαρμάκου διαλύθηκαν σε νερό και υποβλήθηκαν σε ηλεκτρόλυση μέχρις ότου τα ιόντα χλωρίου οξειδώθηκαν πλήρως. Σε αυτή την περίπτωση, 601 ml Cl2 απελευθερώθηκαν στην άνοδο σε θερμοκρασία 200C και κανονική πίεση. Υπολογίστε το κλάσμα μάζας της ακαθαρσίας NaCl σε NaOH.

3. Ηλεκτρόλυση γ διαλυτό μικρό m άνοδος

Παραπάνω, εξετάστηκαν παραδείγματα ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων αλάτων με αδρανή άνοδο, δηλαδή, που δεν συμμετέχει χημικά στην ανοδική διεργασία. Τέτοια ηλεκτρόδια κατασκευάζονται από ανενεργά ευγενή μέταλλα, για παράδειγμα, χρησιμοποιούνται ηλεκτρόδια Pt, Ir ή άνθρακα. Εάν χρησιμοποιούνται διαλυτές άνοδοι, για παράδειγμα, άνοδος Cu, άνοδος Zn, τότε η ανοδική διαδικασία τροποποιείται σημαντικά, αφού η ίδια η άνοδος οξειδώνεται. Στην άνοδο, από 2 ανταγωνιστικές διεργασίες, συμβαίνει μια διαδικασία με χαμηλότερο δυναμικό: για την οξείδωση του χαλκού E0 = - 0,34 V, για την οξείδωση του ψευδαργύρου E0 = - 0,76 V και για την οξείδωση του ανιόντος Cl E0 = + 1,36 V.

Παράδειγμα 3.1. Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος CuCl2 με διαλυτή άνοδο:

Κάθοδος (-): άνοδος Cu (+):

Cu2+ + 2ē → Cu0 Cu0 - 2ē → Cu2+

Έτσι, συμβαίνει ένα είδος εξευγενισμού της ανόδου του χαλκού: διαλύεται, οι ακαθαρσίες παραμένουν στον χώρο της ανόδου και ο καθαρός χαλκός εναποτίθεται στην κάθοδο. Σε αυτή την περίπτωση, το ανιόν του χλωρίου δεν οξειδώνεται, αλλά συσσωρεύεται στον χώρο της ανόδου.

Παράδειγμα 3.2. Ηλεκτρόλυση υδατικού διαλύματος άλατος KCl με άνοδο Cu:

Άνοδος Cu (+): Cu0 - 2ē → Cu2+

Στην κάθοδο, το υδρογόνο αρχίζει αρχικά να μειώνεται από το νερό, αλλά η εμφάνιση του Cu2+ στο διάλυμα καθιστά ανταγωνιστικές δύο αντιδράσεις καθοδικής αναγωγής:

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

Cu2+ + 2ē → Cu0 E0 = + 0,34 V

Ως αποτέλεσμα, αυτό που χαρακτηρίζεται από υψηλότερο δυναμικό προχωρά κυρίως, δηλ. η αναγωγή του Cu2+ σε Cu0.

Έτσι, στην περίπτωση αυτή, η άνοδος Cu θα διαλυθεί: Cu0 - 2ē → Cu2+, και στην κάθοδο τα κατιόντα χαλκού που σχηματίζονται θα μειωθούν: Cu2+ + 2ē → Cu0. Το άλας KCl χρειάζεται μόνο για την αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του διαλύματος και δεν συμμετέχει άμεσα στις διεργασίες οξειδοαναγωγής.

Ανάθεση για ανεξάρτητη εργασία.Εξετάστε την ηλεκτρόλυση του CuSO4 με μια άνοδο Cu, του Na2SO4 με μια άνοδο Cu.

Χλωρίωση

Η χρήση του υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) οφείλεται στη χημική του ικανότητα να εξουδετερώνει έναν αριθμό επιβλαβών μικροοργανισμών. Οι βακτηριοκτόνες του ιδιότητες στοχεύουν στην καταστροφή ορισμένων επικίνδυνων μυκήτων και βακτηρίων.

Για να ληφθεί υποχλωριώδες νάτριο, είναι απαραίτητο να πραγματοποιηθεί η διαδικασία χλωρίωσης του υδροξειδίου του νατρίου (NaOH) χρησιμοποιώντας μοριακό χλώριο (Cl).

Η αρχή της δράσης του υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) είναι αρκετά απλή, καθώς αυτή η ουσία έχει υψηλές βιοκτόνες (βιοκτόνα - χημικοί παράγοντες σχεδιασμένοι για την καταπολέμηση επιβλαβών ή παθογόνων μικροοργανισμών). Όταν το υποχλωριώδες νάτριο (NaClO) εισέρχεται στο νερό, αρχίζει να αποσυντίθεται ενεργά, παράγοντας ενεργά σωματίδια με τη μορφή ριζών και οξυγόνου.Οι ρίζες υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) στρέφονται κατά των επιβλαβών μικροοργανισμών. Τα ενεργά σωματίδια του υποχλωριώδους νατρίου (NaClO) αρχίζουν να καταστρέφουν το εξωτερικό περίβλημα ή βιοφίλμ του μικροοργανισμού, οδηγώντας έτσι στον τελικό θάνατο διαφόρων παθογόνων μυκήτων, ιών και βακτηρίων.Η χημική σύνθεση του υποχλωριώδους νατρίου στοχεύει στην απολύμανση και την απολύμανση του νερού. Επομένως, αυτή η ουσία κατέχει σημαντική θέση σε πολλούς τομείς της ανθρώπινης ζωής. Παγκόσμιες μελέτες δείχνουν ότι το υποχλωριώδες νάτριο (NaClO) χρησιμοποιείται για απολύμανση στο 91% των περιπτώσεων, ενώ το υπόλοιπο 9% περιλαμβάνει υποχλωριώδες κάλιο ή λίθιο. Αλλά για να δώσει αυτή η ουσία αποτελέσματα και οφέλη στην καθημερινή ζωή, είναι απαραίτητο να παρακολουθείτε προσεκτικά τη συγκέντρωση του διαλύματος.
Η χλωρίωση αποδείχθηκε ότι ήταν ο απλούστερος και φθηνότερος τρόπος απολύμανσης του νερού, έτσι εξαπλώθηκε γρήγορα σε όλο τον κόσμο. Τώρα μπορούμε να πούμε ότι η παραδοσιακή μέθοδος απολύμανσης του πόσιμου νερού, αποδεκτή σε όλο τον κόσμο (σε 99 περιπτώσεις στις 100), είναι η χλωρίωση και σήμερα εκατοντάδες χιλιάδες τόνοι χλωρίου χρησιμοποιούνται ετησίως για τη χλωρίωση του νερού. Ρωσία περισσότερο από το 99% του νερού είναι χλωριωμένο και για τους σκοπούς αυτούς, χρησιμοποιούνται κατά μέσο όρο περίπου 100 χιλιάδες τόνοι χλωρίου ετησίως.

Στην τρέχουσα πρακτική της απολύμανσης του πόσιμου νερού, η χλωρίωση χρησιμοποιείται συχνότερα ως η πιο οικονομική και αποτελεσματική μέθοδος σε σύγκριση με άλλες γνωστές μεθόδους, καθώς είναι η μόνη μέθοδος που διασφαλίζει τη μικροβιολογική ασφάλεια του νερού σε οποιοδήποτε σημείο του δικτύου διανομής. οποιαδήποτε στιγμή λόγω της επακόλουθης επίδρασης του χλωρίου.
Είναι γνωστό ότι το χλώριο (Cl), όταν αντιδρά με το νερό, δεν σχηματίζει «νερό χλωρίου» (όπως πιστεύαμε προηγουμένως), αλλά υποχλωριώδες οξύ ( HClO) είναι η πρώτη ουσία που λαμβάνεται από χημικούς που περιείχε ενεργό χλώριο.
Από την εξίσωση αντίδρασης: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O,προκύπτει ότι θεωρητικά από 52,5 γρ. καθαρό HClOμπορείτε να πάρετε 71 γρ Cl2, δηλαδή το υποχλωριώδες οξύ περιέχει 135,2% ενεργό χλώριο. Αλλά αυτό το οξύ είναι ασταθές: η μέγιστη δυνατή συγκέντρωσή του σε διάλυμα δεν είναι μεγαλύτερη από 30%.
Το χλώριο διαλύεται εύκολα στο νερό, σκοτώνοντας όλα τα έμβια όντα σε αυτό. Όπως διαπιστώθηκε, μετά την ανάμειξη αερίου χλωρίου με νερό, επιτυγχάνεται μια ισορροπία σε ένα υδατικό διάλυμα:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Στη συνέχεια, λαμβάνει χώρα διάσταση (διάσπαση είναι η αποσύνθεση ενός σωματιδίου (μόριο, ρίζα, ιόν) σε πολλά απλούστερα σωματίδια) του προκύπτοντος υποχλωρίου οξέος HOCl ↔ H+ + OCl –
Η παρουσία υποχλωριώδους οξέος σε υδατικά διαλύματα χλωρίου και τα ανιόντα που προκύπτουν από τη διάστασή του OCl -έχουν ισχυρές βακτηριοκτόνες ιδιότητες (την ικανότητα να καταστρέφουν μικροοργανισμούς). Διαπιστώθηκε ότι το ελεύθερο υποχλωριώδες οξύ είναι σχεδόν 300 φορές πιο δραστικό από τα υποχλωριώδες ιόντα ClO -. Αυτό εξηγείται από τη μοναδική ικανότητα HClOδιεισδύουν στα βακτήρια μέσω των μεμβρανών τους. Επιπλέον, όπως έχουμε ήδη υποδείξει, το υποχλωριώδες οξύ είναι ευαίσθητο σε αποσύνθεση στο φως:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
με το σχηματισμό υδροχλωρικού οξέος και ατομικού (απλού) οξυγόνου (ως ενδιάμεση ουσία), που είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.

Διαδικασία χλωρίωσης.

Στο σταθμό επεξεργασίας νερού, το χλώριο παρέχεται σε υγροποιημένη κατάσταση σε εξειδικευμένα δοχεία διαφόρων χωρητικοτήτων, κυλίνδρους μικρού και μεσαίου όγκου. Αλλά το χλώριο σε αέρια μορφή χρησιμοποιείται για την απολύμανση του νερού. Το αέριο χλώριο λαμβάνεται από το υγρό χλώριο με εξάτμισή του σε εξατμιστήρες σπείρας, οι οποίοι είναι κάθετες κυλινδρικές συσκευές με πηνία τοποθετημένα μέσα από τα οποία διέρχεται υγρό χλώριο. Η δοσολογία του προκύπτοντος αερίου χλωρίου στο νερό πραγματοποιείται μέσω ειδικών συσκευών - χλωριωτών κενού.
Μετά την εισαγωγή χλωρίου στο υπό επεξεργασία νερό, πρέπει να εξασφαλίζεται καλή ανάμειξη με νερό και επαρκής διάρκεια επαφής του με το νερό (τουλάχιστον 30 λεπτά) πριν το νερό τροφοδοτηθεί στον καταναλωτή. Πρέπει να σημειωθεί ότι το νερό πρέπει να έχει ήδη προετοιμαστεί πριν από τη χλωρίωση και, κατά κανόνα, η χλωρίωση πραγματοποιείται συνήθως πριν το διαυγές νερό εισέλθει στη δεξαμενή καθαρού νερού, όπου εξασφαλίζεται ο απαραίτητος χρόνος επαφής.

Τα κύρια πλεονεκτήματα της χρήσης αερίου χλωρίου για την απολύμανση του νερού
είναι:

• χαμηλό κόστος της διαδικασίας απολύμανσης νερού.
• απλότητα της διαδικασίας χλωρίωσης.
• υψηλή ικανότητα απολύμανσης του αερίου χλωρίου.
• Το χλώριο επηρεάζει όχι μόνο τους μικροοργανισμούς, αλλά και οξειδώνει οργανικές και ανόργανες ουσίες.
• Το χλώριο εξαλείφει τις γεύσεις και τις οσμές του νερού, το χρώμα του και δεν αυξάνει τη θολότητα.

Ωστόσο, το χλώριο είναι μια εξαιρετικά τοξική ουσία που ανήκει στη δεύτερη κατηγορία κινδύνου.Το αέριο χλώριο είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας, υποστηρίζει την καύση πολλών οργανικών ουσιών και είναι επικίνδυνο για τη φωτιά κατά την επαφή με εύφλεκτες ουσίες. Οι σκόνες τερεβινθίνης, τιτανίου και μετάλλων σε ατμόσφαιρα χλωρίου μπορούν να αναφλεγούν αυθόρμητα σε θερμοκρασία δωματίου. Το χλώριο σχηματίζει εκρηκτικά μείγματα με το υδρογόνο.
Μερικές φορές το κόστος διασφάλισης της ασφάλειας κατά τη χλωρίωση υπερβαίνει το κόστος της πραγματικής χλωρίωσης του νερού.

Από αυτή την άποψη, η χρήση υποχλωριώδους νατρίου ως παράγοντα χλωρίου για τη χλωρίωση του νερού είναι μια καλή εναλλακτική λύση στο αέριο χλώριο.

Ηλεκτρόλυση

Η φθηνότερη, απλούστερη και ασφαλέστερη μέθοδος για την παραγωγή απολυμαντικών διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου είναι η ηλεκτρόλυση ενός υδατικού διαλύματος χλωριούχου νατρίου (NaCl) και η αλληλεπίδρασή του με αλκάλια στην ίδια συσκευή - έναν ηλεκτρολύτη.

Οι φωτογραφίες δείχνουν ηλεκτρόλυση. Δοσομετρική αντλία Seko για δοσομέτρηση υποχλωριώδους νατρίου και σφραγισμένη αντλία Argal για άντληση άλμης NaCl

Διατηρώντας όλα τα πλεονεκτήματα της μεθόδου χλωρίωσης χρησιμοποιώντας υγρό χλώριο, η απολύμανση με ηλεκτρολυτικό υποχλωριώδες νάτριο σάς επιτρέπει να αποφύγετε τις κύριες δυσκολίες μεταφοράς και αποθήκευσης τοξικού αερίου.
Η χρήση διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου χαμηλής συγκέντρωσης αυξάνει την ασφάλεια της διαδικασίας παραγωγής απολύμανσης νερού σε σύγκριση με το υγρό χλώριο και ένα διάλυμα υποχλωριώδους νατρίου υψηλής συγκέντρωσης.
Η πρώτη ύλη για την παραγωγή υποχλωριώδους νατρίου είναι το επιτραπέζιο αλάτι. Δεδομένου ότι το αντιδραστήριο χρησιμοποιείται απευθείας στο σημείο παραλαβής, δεν υπάρχει ανάγκη μεταφοράς.
Η τεχνολογική διαδικασία για την παραγωγή υποχλωριώδους νατρίου περιλαμβάνει τις ακόλουθες λειτουργίες:

• Παρασκευή κορεσμένου διαλύματος επιτραπέζιου αλατιού.
• Η κύρια διαδικασία για την παραγωγή υποχλωριώδους νατρίου είναι η ηλεκτρόλυση.

Κατά την ηλεκτρόλυση ενός διαλύματος χλωριούχου νατρίου, συμβαίνουν οι ακόλουθες αντιδράσεις:
στην κάθοδο: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (υδροξείδιο του νατρίου) + H2;
στην άνοδο: 2Cl - – 2e→Cl 2;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (υποχλωρώδες οξύ) + HCl.
Η συνολική αντίδραση μπορεί να παρουσιαστεί ως:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2 .

Δεδομένου ότι η διαδικασία οξείδωσης του υποχλωριώδους νατρίου με τον επακόλουθο σχηματισμό χλωριτών και χλωριόντων επιβραδύνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας, η ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται σε σχετικά χαμηλές θερμοκρασίες του διαλύματος άλατος εργασίας (20-25 C°).
Το αλάτι χύνεται σε ειδικά δοχεία - κορεστές μέσω συσκευής φόρτωσης. Η πρώτη ύλη για την παραγωγή διαλυμάτων υποχλωριώδους νατρίου χαμηλής συγκέντρωσης είναι το επιτραπέζιο αλάτι υψηλής ποιότητας ή «Extra». Το χυμένο νερό, περνώντας μέσα από το στρώμα αλατιού, σχηματίζει ένα κορεσμένο διάλυμα επιτραπέζιου αλατιού.
Για τον καθαρισμό ενός συμπυκνωμένου διαλύματος αλατιού, χρησιμοποιούνται χονδροειδή φίλτρα και αντικαταστάσιμα φίλτρα λεπτών φυσιγγίων πολυπροπυλενίου με απόδοση 5 microns.
Το κορεσμένο διάλυμα επιτραπέζιου αλατιού αντλείται στο μίξερ, όπου αραιώνεται με νερό βρύσης σε συγκέντρωση εργασίας (σύμφωνα με το SanPiN 2.1.4.1074-01) και στη συνέχεια στον ηλεκτρολύτη.
Η κύρια διαδικασία παραγωγής υποχλωριώδους νατρίου με ηλεκτρόλυση πραγματοποιείται σε εγκαταστάσεις που αποτελούνται από λουτρό ηλεκτρόλυσης και εναλλάκτη θερμότητας. Στους εναλλάκτες θερμότητας, ο ηλεκτρολύτης ψύχεται το καλοκαίρι (με νερό βρύσης) και το λειτουργικό διάλυμα αλατιού προθερμαίνεται το χειμώνα.
Στα λουτρά ηλεκτρόλυσης, τα ηλεκτρόδια τιτανίου επικαλύπτονται με διοξείδια ρουθηνίου και ιριδίου. Κατά τη διαδικασία της ηλεκτρόλυσης, ασβέστιο και μαγνήσιο εναποτίθενται στα ηλεκτρόδια, επομένως περιοδικά, καθώς σχηματίζονται αυτές οι εναποθέσεις, οι ηλεκτρολύτες πλένονται σε κλειστό κύκλωμα με διάλυμα υδροχλωρικού οξέος (HCl) 4%.
Στον ηλεκτρολύτη, πραγματοποιείται συνεχής ηλεκτρόλυση του διαλύματος άλατος εργασίας, με αποτέλεσμα υποχλωριώδες νάτριο. Ένα διάλυμα NaCl τριών τοις εκατό με σταθερό ογκομετρικό ρυθμό ροής 2,5 m3/h ρέει μέσω της μονάδας ηλεκτρόλυσης μέχρι να επιτευχθεί η επιθυμητή συγκέντρωση NaClO (0,8%). Το υποχλωριώδες νάτριο που σχηματίζεται σε ηλεκτρολύτες αποθηκεύεται σε ειδικές δεξαμενές για την παροχή τροφοδοσίας για τις ανάγκες των εγκαταστάσεων επεξεργασίας.
Το υποχλωριώδες νάτριο με συγκέντρωση τουλάχιστον 8 g/l ενεργού χλωρίου εισέρχεται στη δεξαμενή αποθήκευσης, από όπου αντλείται στις δοσομετρικές μονάδες που βρίσκονται κοντά στα σημεία εισόδου του αντιδραστηρίου. Από τα δοχεία, το υποχλωριώδες νάτριο τροφοδοτείται μέσω ενός συστήματος σωληνώσεων με αντλίες διανομής σε έναν αυτόματο δοσομετρικό σταθμό στο επεξεργασμένο νερό.

συμπέρασμα
Η χρήση διαλυμάτων χαμηλής συγκέντρωσης υποχλωριώδους νατρίου καθιστά δυνατή την αύξηση της ασφάλειας των διαδικασιών καθαρισμού του νερού στις εγκαταστάσεις ύδρευσης.

Ο συνδυασμός απολύμανσης επεξεργασμένου νερού με χαμηλής συγκέντρωσης υποχλωριώδες νάτριο (πρώτο στάδιο) με υπεριώδη ακτινοβολία πριν από την παροχή στο δίκτυο ύδρευσης της πόλης (δεύτερο στάδιο) εγγυάται την πλήρη συμμόρφωση της ποιότητας του νερού όσον αφορά τους μικροβιολογικούς δείκτες με τα τρέχοντα πρότυπα και την υψηλή επιδημιολογική του ασφάλεια.

Όταν εξετάζουμε την ηλεκτρόλυση των διαλυμάτων, δεν πρέπει να ξεχνάμε το γεγονός ότι, εκτός από τα ιόντα ηλεκτρολυτών, σε οποιοδήποτε υδατικό διάλυμα υπάρχουν επίσης ιόντα που είναι επίσης προϊόντα της διάστασης του νερού - H + και OH -. πεδίο, τα ιόντα υδρογόνου μετακινούνται προς την κάθοδο και τα ιόντα υδροξυλίου κινούνται προς την άνοδο. Έτσι, τόσο τα κατιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα κατιόντα υδρογόνου μπορούν να εκκενωθούν στην κάθοδο. Ομοίως, στην άνοδο, τόσο τα ανιόντα ηλεκτρολυτών όσο και τα ιόντα υδροξυλίου μπορούν να εκκενωθούν. Επιπλέον, τα μόρια του νερού μπορούν επίσης να υποστούν ηλεκτροχημική οξείδωση ή αναγωγή.

Τι είδους ηλεκτροχημικές διεργασίες θα συμβούν στα ηλεκτρόδια κατά τη διάρκεια της ηλεκτρόλυσης θα εξαρτηθεί πρωτίστως από την αναλογία των δυναμικών των ηλεκτροδίων των αντίστοιχων ηλεκτροχημικών συστημάτων. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων θα μειωθούν στην κάθοδο. Από πολλές πιθανές διαδικασίες, θα προχωρήσει αυτή της οποίας η εφαρμογή συνεπάγεται ελάχιστη κατανάλωση ενέργειας. Αυτό σημαίνει ότι οι οξειδωμένες μορφές ηλεκτροχημικών συστημάτων με το υψηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα μειωθούν στην κάθοδο και οι ανηγμένες μορφές συστημάτων με το χαμηλότερο δυναμικό ηλεκτροδίου θα οξειδωθούν στην άνοδο. Το υλικό του ηλεκτροδίου έχει ανασταλτική επίδραση στην εμφάνιση κάποιων ηλεκτροχημικών διεργασιών. τέτοιες περιπτώσεις προσδιορίζονται παρακάτω.

Κατά την εξέταση καθοδικών διεργασιών που συμβαίνουν κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων, είναι απαραίτητο να ληφθεί υπόψη το μέγεθος του δυναμικού της διαδικασίας αναγωγής ιόντων υδρογόνου. Αυτό το δυναμικό εξαρτάται από τη συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου και στην περίπτωση ουδέτερων διαλυμάτων (pH=7) έχει την τιμή
φ=-0,059*7=-0,41 V. Από εδώ είναι σαφές ότι εάν ο ηλεκτρολύτης σχηματίζεται από ένα μέταλλο του οποίου το δυναμικό ηλεκτροδίου είναι πολύ πιο θετικό από –0,41 V, τότε το μέταλλο θα απελευθερωθεί από το ουδέτερο διάλυμα στην κάθοδο . Τέτοια μέταλλα βρίσκονται στην περιοχή τάσης κοντά στο υδρογόνο (ξεκινώντας περίπου από τον κασσίτερο) και μετά από αυτό. Αντίθετα, στην περίπτωση των ηλεκτρολυτών, των οποίων το μέταλλο έχει δυναμικό σημαντικά πιο αρνητικό από –0,41 V, το μέταλλο δεν θα μειωθεί, αλλά θα απελευθερωθεί υδρογόνο. Τέτοια μέταλλα περιλαμβάνουν μέταλλα στην αρχή του εύρους τάσεων, περίπου μέχρι τιτάνιο. Τέλος, εάν το δυναμικό μετάλλου είναι κοντά στο –0,41 V (μέταλλα στο μεσαίο τμήμα της σειράς - Zn, Cr, Fe, Ni), τότε ανάλογα με τη συγκέντρωση του διαλύματος και τις συνθήκες ηλεκτρόλυσης, τόσο η μείωση του μετάλλου όσο και η εξέλιξη υδρογόνου είναι δυνατά. Συχνά παρατηρείται συνεκπομπή μετάλλου και υδρογόνου.

Η ηλεκτροχημική έκλυση υδρογόνου από όξινα διαλύματα συμβαίνει λόγω της εκκένωσης ιόντων υδρογόνου. Στην περίπτωση ουδέτερων ή αλκαλικών μέσων, είναι το αποτέλεσμα της ηλεκτροχημικής αναγωγής του νερού:

2H 2 O + 2e - =H 2 + 2OH -

Έτσι, η φύση της καθοδικής διαδικασίας κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων καθορίζεται κυρίως από τη θέση του αντίστοιχου μετάλλου στη σειρά τάσης. Σε ορισμένες περιπτώσεις, το pH του διαλύματος, η συγκέντρωση μεταλλικών ιόντων και άλλες συνθήκες ηλεκτρόλυσης έχουν μεγάλη σημασία.

Όταν εξετάζουμε ανοδικές διεργασίες, θα πρέπει να λαμβάνεται υπόψη ότι το υλικό της ανόδου μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Από αυτή την άποψη, γίνεται διάκριση μεταξύ ηλεκτρόλυσης με αδρανή άνοδο και ηλεκτρόλυσης με ενεργή άνοδο. Μια αδρανής άνοδος είναι αυτή της οποίας το υλικό δεν υφίσταται οξείδωση κατά την ηλεκτρόλυση. Ενεργή άνοδος είναι αυτή της οποίας το υλικό μπορεί να οξειδωθεί κατά την ηλεκτρόλυση. Ο γραφίτης, ο άνθρακας και η πλατίνα χρησιμοποιούνται συχνά ως υλικά για αδρανείς ανόδους.

Σε μια αδρανή άνοδο, κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων αλκαλίων, οξέων που περιέχουν οξυγόνο και των αλάτων τους, καθώς και υδροφθορικού οξέος και φθοριούχων, λαμβάνει χώρα ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με την απελευθέρωση οξυγόνου. Ανάλογα με το pH του διαλύματος, αυτή η διαδικασία συμβαίνει διαφορετικά και μπορεί να γραφτεί με διαφορετικές εξισώσεις. Σε ένα αλκαλικό μέσο, ​​η εξίσωση έχει τη μορφή

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

και σε όξινο ή ουδέτερο:

2H 2 O =O 2 + 4H + + 4e -

Στις περιπτώσεις που εξετάζουμε, η ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού είναι η πιο ενεργειακά ευνοϊκή διαδικασία. Τα ανιόντα που περιέχουν οξυγόνο είτε δεν μπορούν να οξειδωθούν είτε η οξείδωσή τους συμβαίνει σε πολύ υψηλά δυναμικά. Για παράδειγμα, το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO 4 2-

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

είναι ίσο με 2.010 V, το οποίο υπερβαίνει σημαντικά το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του νερού (1.228 V). Το τυπικό δυναμικό οξείδωσης του ιόντος F- έχει ακόμη μεγαλύτερη τιμή (2,87 V).

Κατά την ηλεκτρόλυση υδατικών διαλυμάτων οξέων χωρίς οξυγόνο και των αλάτων τους (εκτός από HF και φθοριούχα), τα ανιόντα απορρίπτονται στην άνοδο. Συγκεκριμένα, κατά την ηλεκτρόλυση διαλυμάτων HI, HBr, HCl και των αλάτων τους, το αντίστοιχο αλογόνο απελευθερώνεται στην άνοδο. Σημειώστε ότι η απελευθέρωση χλωρίου κατά την ηλεκτρόλυση του HCl και των αλάτων του έρχεται σε αντίθεση με τη σχετική θέση των συστημάτων

2Cl - =2Cl + 2e - (φ=1,359 V)

2H 2 O =O 2 + 4H + + 4e - (φ = 1,228 V)

στο εύρος των τυπικών δυναμικών ηλεκτροδίων. Αυτή η ανωμαλία σχετίζεται με μια σημαντική υπέρταση της δεύτερης από αυτές τις δύο διεργασίες ηλεκτροδίων - το υλικό της ανόδου έχει ανασταλτική επίδραση στη διαδικασία απελευθέρωσης οξυγόνου.

Στην περίπτωση μιας ενεργής ανόδου, ο αριθμός των ανταγωνιστικών διεργασιών οξείδωσης αυξάνεται σε τρεις: ηλεκτροχημική οξείδωση του νερού με απελευθέρωση οξυγόνου, εκκένωση του ανιόντος (δηλαδή η οξείδωσή του) και ηλεκτροχημική οξείδωση του μετάλλου της ανόδου (η λεγόμενη ανοδική διάλυση του μετάλλου). Από αυτές τις πιθανές διαδικασίες, αυτή που είναι ενεργειακά πιο ευνοϊκή θα προχωρήσει. Εάν το μέταλλο ανόδου βρίσκεται σε μια σειρά τυπικών δυναμικών νωρίτερα από τα δύο άλλα ηλεκτροχημικά συστήματα, τότε θα παρατηρηθεί ανοδική διάλυση του μετάλλου. Διαφορετικά, θα απελευθερωθεί οξυγόνο ή θα εκκενωθεί ανιόν.

Ας εξετάσουμε μερικές τυπικές περιπτώσεις ηλεκτρόλυσης υδατικών διαλυμάτων.

Ηλεκτρόλυση διαλύματος CuCl 2 με αδρανή άνοδο. Ο χαλκός βρίσκεται μετά το υδρογόνο στη σειρά τάσης. Επομένως, ιόντα Cu 2+ θα εκκενωθούν στην κάθοδο και θα απελευθερωθεί μεταλλικός χαλκός. Τα ιόντα χλωρίου θα εκκενωθούν στην άνοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος χλωριούχου mel (II):

Κάθοδος ← Cu 2+ 2Cl - → Άνοδος

Cu 2+ + 2e - =Cu 2Cl - =2Cl + 2e -

Ηλεκτρόλυση διαλύματος K 2 SO 4 με αδρανή άνοδο. Δεδομένου ότι το κάλιο είναι πολύ προγενέστερο από το υδρογόνο στη σειρά τάσης, το υδρογόνο θα απελευθερωθεί στην κάθοδο και το OH - θα συσσωρευτεί. Στην άνοδο, θα απελευθερωθεί οξυγόνο και θα συσσωρευτούν ιόντα Η+. Ταυτόχρονα, τα ιόντα K+ θα εισέλθουν στον χώρο της καθόδου και τα ιόντα SO 4 2- θα εισέλθουν στον χώρο της ανόδου. Έτσι, το διάλυμα σε όλα του τα μέρη θα παραμείνει ηλεκτρικά ουδέτερο. Ωστόσο, το αλκάλιο θα συσσωρευτεί στον χώρο της καθόδου και το οξύ θα συσσωρευτεί στον ανοδικό χώρο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος θειικού καλίου:

Κάθοδος ← 4K + 2SO 4 2- → Άνοδος

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

KOH 4H=2H 2 2O=O 2 H 2 SO 4

Ηλεκτρόλυση διαλύματος NiSO 4 με άνοδο νικελίου. Το τυπικό δυναμικό του νικελίου (-0,250 V) είναι ελαφρώς μεγαλύτερο από -0,41 V. Επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση ενός ουδέτερου διαλύματος NiSO 4 στην κάθοδο, συμβαίνει κυρίως η εκκένωση ιόντων Ni 2+ και η απελευθέρωση μετάλλου. Στην άνοδο, συμβαίνει η αντίθετη διαδικασία - οξείδωση του μετάλλου, καθώς το δυναμικό του νικελίου είναι πολύ μικρότερο από το δυναμικό οξείδωσης του νερού, και ακόμη περισσότερο το δυναμικό οξείδωσης του ιόντος SO 4 2-. Έτσι, σε αυτή την περίπτωση, η ηλεκτρόλυση καταλήγει στη διάλυση του μετάλλου της ανόδου και στον διαχωρισμό του στην κάθοδο.

Σχέδιο ηλεκτρόλυσης διαλύματος θειικού νικελίου:

Κάθοδος ← Ni 2+ SO 4 2- → Άνοδος

Ni 2+ + 2e - =Ni Ni=Ni 2+ + 2e -

Αυτή η διαδικασία χρησιμοποιείται για τον ηλεκτροχημικό καθαρισμό του νικελίου.

Οι νόμοι του Faraday

1. Ο νόμος του Faraday.

Η μάζα της ουσίας που απελευθερώνεται στο ηλεκτρόδιο όταν ένα ηλεκτρικό ρεύμα διέρχεται από το διάλυμα του ηλεκτρολύτη είναι ευθέως ανάλογη με την ποσότητα του ηλεκτρισμού.

Όπου ∆m είναι η ποσότητα της ουσίας που αντέδρασε. Q – ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας. k e – συντελεστής αναλογικότητας, που δείχνει πόσο μια ουσία αντέδρασε κατά τη διέλευση μιας μονάδας ποσότητας ηλεκτρικής ενέργειας. Η ποσότητα k ονομάζεται ηλεκτροχημικό ισοδύναμο.

k=M/(N A z│e│)

όπου z είναι το σθένος του ιόντος. M είναι η μοριακή μάζα της ουσίας που απελευθερώνεται στο ηλεκτρόδιο. Το N A είναι η σταθερά του Avogadro. │e│= 1,6 10 -19 Cl.

2. Ο νόμος του Faraday.

Σύμφωνα με τον δεύτερο νόμο του Faraday, για μια ορισμένη ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που πέρασε, η αναλογία των μαζών των αντιδρώντων ουσιών είναι ίση με την αναλογία των χημικών τους ισοδυνάμων:

∆m 1 /A 1 =∆m 2 /A 2 =∆m 3 /A 3 =const

Το χημικό ισοδύναμο ενός στοιχείου ισούται με την αναλογία του μέρους της μάζας του στοιχείου που προσθέτει ή αντικαθιστά στις χημικές ενώσεις μία ατομική μάζα υδρογόνου ή το μισό της ατομικής μάζας του οξυγόνου προς το 1/12 της μάζας του C 12 άτομο. Η έννοια του «χημικού ισοδύναμου» ισχύει επίσης για τις ενώσεις. Έτσι, το χημικό ισοδύναμο ενός οξέος είναι αριθμητικά ίσο με τη μοριακή του μάζα διαιρούμενη με τη βασικότητα (τον αριθμό των ιόντων υδρογόνου), το χημικό ισοδύναμο μιας βάσης είναι η μοριακή του μάζα διαιρούμενη με την οξύτητα (για μια ανόργανη βάση - ο αριθμός του υδροξυλίου ομάδες), το χημικό ισοδύναμο ενός άλατος είναι η μοριακή του μάζα, διαιρούμενη με το άθροισμα των φορτίων κατιόντων ή ανιόντων.