Когато разглеждаме електролизата на разтвори, не трябва да губим от поглед факта, че в допълнение към електролитните йони във всеки воден разтвор има и йони, които все още са продукти на дисоциацията на вода - Н + и ОН -. поле, водородните йони се придвижват към катода, а хидроксилните към анода. По този начин, както електролитните катиони, така и водородните катиони могат да бъдат разредени на катода. По същия начин, в анода, както електролитните аниони, така и хидроксилните йони могат да бъдат разредени. В допълнение, водните молекули също могат да претърпят електрохимично окисление или редукция.
Какви електрохимични процеси ще протичат на електродите по време на електролиза, ще зависи преди всичко от съотношението на електродните потенциали на съответните електрохимични системи. Това означава, че окислените форми на електрохимичните системи ще бъдат редуцирани на катода. От няколко възможни процесище продължи такъв, чието изпълнение е свързано с минимални разходиенергия. Това означава, че окислените форми на електрохимичните системи с най-висок електроден потенциал ще бъдат редуцирани на катода, докато редуцираните форми на системите с най-нисък електроден потенциал ще бъдат окислени на анода. Електродният материал има инхибиторен ефект върху протичането на някои електрохимични процеси; такива случаи са разгледани по-долу.
Като се имат предвид катодните процеси, протичащи по време на електролизата на водни разтвори, е необходимо да се вземе предвид стойността на потенциала на процеса на редукция на водородни йони. Този потенциал зависи от концентрацията на водородните йони и в случай на неутрални разтвори (рН=7) има стойност
φ \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V. От това става ясно, че ако електролитът е образуван от метал, чийто електроден потенциал е много по-положителен от -0,41 V, тогава металът ще бъде освободен от неутралния разтвор при катод. Такива метали са в поредица от напрежения близо до водорода (започвайки приблизително от калай) и след него. Напротив, в случай на електролити, чийто метал има потенциал много по-отрицателен от –0,41 V, металът няма да се редуцира, но ще се отдели водород. Такива метали включват метали в началото на поредица от напрежения, приблизително до титан. И накрая, ако потенциалът на метала е близо до –0,41 V (метали в средната част на серията Zn, Cr, Fe, Ni), тогава, в зависимост от концентрацията на разтвора и условията на електролиза, е възможно както редукция на метал, така и отделяне на водород; често има съвместно освобождаване на метал и водород.
Електрохимичното отделяне на водород от киселинни разтвори възниква в резултат на отделянето на водородни йони. В случай на неутрална или алкална среда, това е резултат от електрохимичната редукция на водата:
2H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
По този начин естеството на катодния процес по време на електролиза на водни разтвори се определя главно от позицията на съответния метал в поредицата от напрежения. В някои случаи голямо значениеимат pH на разтвора, концентрация на метални йони и други условия на електролиза.
Когато се разглеждат анодни процеси, трябва да се има предвид, че анодният материал може да се окисли по време на електролиза. В тази връзка се разграничават електролиза с инертен анод и електролиза с активен анод. Анодът се нарича инертен, чийто материал не се подлага на окисляване по време на електролиза. Активният анод е анодът, чийто материал може да се окисли по време на електролиза. Като материали за инертни аноди по-често се използват графит, въглища и платина.
На инертен анод по време на електролиза на водни разтвори на алкали, кислородсъдържащи киселини и техните соли, както и флуороводородна киселина и флуориди, протича електрохимично окисление на водата с освобождаване на кислород. В зависимост от pH на разтвора, този процес протича по различен начин и може да се запише в различни уравнения. В алкална среда уравнението има формата
4OH - \u003d O 2 + 2H 2 O + 4e -
и в кисела или неутрална:
2H 2 O \u003d O 2 + 4H + + 4e -
В разглежданите случаи електрохимичното окисляване на водата е енергийно най-изгодният процес. Кислородсъдържащите аниони или не могат да се окисляват, или тяхното окисление протича при много високи потенциали. Например, стандартният окислителен потенциал на SO 4 2- йона
2SO 4 2- \u003d S 2 O 8 2- + 2e -
е 2,010 V, което е много по-високо от стандартния потенциал на окисление на водата (1,228 V). Стандартният окислителен потенциал на F йона е още по-голям (2,87 V).
По време на електролизата на водни разтвори на аноксикиселини и техните соли (с изключение на HF и флуориди), анионите се отделят на анода. По-специално, по време на електролиза на разтвори на HI, HBr, HCl и техните соли, съответният халоген се освобождава на анода. Обърнете внимание, че отделянето на хлор по време на електролизата на HCl и неговите соли противоречи на взаимното положение на системите
2Cl - \u003d 2Cl + 2e - (φ \u003d 1,359 V)
2H 2 O \u003d O 2 + 4H + + 4e - (φ \u003d 1,228 V)
в серия от стандартни електродни потенциали. Тази аномалия е свързана със значително пренапрежение на втория от тези два електродни процеса - анодният материал има инхибиторен ефект върху процеса на отделяне на кислород.
В случай на активен анод, броят на конкуриращите се окислителни процеси се увеличава до три: електрохимично окисление на водата с освобождаване на кислород, анионен разряд (т.е. неговото окисление) и електрохимично окисление на анодния метал (така нареченото анодно разтваряне на металът). От тези възможни процеси ще протече този, който е енергийно най-благоприятен. Ако анодният метал е разположен в поредица от стандартни потенциали по-рано от двете други електрохимични системи, тогава ще се наблюдава анодно разтваряне на метала. В противен случай ще има отделяне на кислород или анионен разряд.
Нека разгледаме няколко типични случая на електролиза на водни разтвори.
Електролиза на разтвор на CuCl 2 с инертен анод. Медта в поредицата от напрежения се намира след водорода; следователно на катода ще има изхвърляне на Cu 2+ йони и освобождаване на метална мед. В анода ще се изхвърлят хлоридни йони.
Схема на електролиза на разтвор на хлоридна верига (II):
Катод ← Cu 2+ 2Cl - → Анод
Cu 2+ + 2e - \u003d Cu 2Cl - \u003d 2Cl + 2e -
Електролиза на разтвор на K 2 SO 4 с инертен анод. Тъй като калият в поредицата от напрежения е много по-рано от водорода, водородът ще се отдели на катода и OH - ще се натрупа. На анода ще се освободи кислород и ще се натрупат H + йони. В същото време K + йони ще влязат в катодното пространство, а SO 4 2- йони в анодното пространство. Така разтворът във всичките си части ще остане електрически неутрален. Алкалите обаче ще се натрупат в катодното пространство, а киселината ще се натрупа в анодното пространство.
Схема на електролиза на разтвор на калиев сулфат:
Катод ← 4K + 2SO 4 2- → Анод
4H 2 O + 4e - \u003d 4OH - + 4H 2H 2 O \u003d 4H + + 2O + 4e -
KOH 4H \u003d 2H 2 2O \u003d O 2 H 2 SO 4
Електролиза на разтвор на NiSO 4 с никелов анод. Стандартният потенциал на никела (-0,250 V) е малко по-голям от -0,41 V; следователно, по време на електролизата на неутрален разтвор на NiSO 4 върху катода, йоните Ni 2+ се разреждат главно и металът се освобождава. При анода протича обратният процес - окисляването на метала, тъй като потенциалът на никела е много по-малък от потенциала на окисление на водата и още повече от потенциала на окисление на SO 4 2- йона. Така в този случай електролизата се свежда до разтваряне на анодния метал и отделянето му на катода.
Схема за електролиза на разтвор на никелов сулфат:
Катод ← Ni 2+ SO 4 2- → Анод
Ni 2+ + 2e - \u003d Ni Ni \u003d Ni 2+ + 2e -
Този процес се използва за електрохимично пречистване на никел.
Законите на Фарадей
1. Закон на Фарадей.
Масата на веществото, освободено върху електрода при преминаване на електрически ток през електролитния разтвор, е право пропорционална на количеството електричество.
Където ∆m е количеството на реагиралото вещество; Q е количеството електричество; k e - коефициент на пропорционалност, показващ колко вещество е реагирало по време на преминаването на единица електричество. Стойността k се нарича електрохимичен еквивалент.
k=M/(N A z│e│)
където z е валентността на йона; M е моларната маса на веществото, освободено върху електрода; N A е константата на Авогадро. │e│= 1,6 10 -19 Cl.
2. Закон на Фарадей.
Съгласно втория закон на Фарадей, при преминаване на определено количество електричество съотношението на масите на реагиралите вещества е равно на съотношението на техните химични еквиваленти:
∆m 1 /A 1 =∆m 2 /A 2 =∆m 3 /A 3 = const
Химическият еквивалент на елемент е равен на съотношението на частта от масата на елемента, която добавя или замества една атомна маса на водорода или половината от атомната маса на кислорода в химичните съединения към 1/12 от масата на C 12 атом. Понятието „химичен еквивалент“ е приложимо и за съединения. Така химичният еквивалент на киселина е числено равен на нейната моларна маса, разделена на основността (броя на водородните йони), химическият еквивалент на основата е нейната моларна маса, разделена на киселинността (за неорганична основа, на броя на хидроксилните групи), химичният еквивалент на солта е нейната моларна маса, разделена на сумата от зарядите на катионите или анионите.
Какво представлява електролизата? За по-лесно разбиране на отговора на този въпрос, нека си представим всеки източник на постоянен ток. За всеки източник на постоянен ток винаги можете да намерите положителен и отрицателен полюс:
Нека свържем към него две химически устойчиви електропроводими пластини, които ще наречем електроди. Плочата, свързана към положителния полюс, се нарича анод, а към отрицателния полюс се нарича катод:
Натриевият хлорид е електролит; когато се разтопи, той се разпада на натриеви катиони и хлоридни йони:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Очевидно отрицателно заредените хлорни аниони ще отидат към положително заредения електрод - анода, а положително заредените Na + катиони ще отидат към отрицателно заредения електрод - катода. В резултат на това както Na + катиони, така и Cl - аниони ще бъдат разредени, т.е. те ще станат неутрални атоми. Разрядът възниква чрез придобиване на електрони в случай на Na + йони и загуба на електрони в случай на Cl − йони. Тоест процесът протича на катода:
Na + + 1e − = Na 0 ,
И на анода:
Cl − − 1e − = Cl
Тъй като всеки хлорен атом има несдвоен електрон, тяхното единично съществуване е неблагоприятно и хлорните атоми се комбинират в молекула от два хлорни атома:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Така общо процесът, протичащ на анода, е по-правилно написан, както следва:
2Cl - - 2e - = Cl 2
Тоест имаме:
Катод: Na + + 1e − = Na 0
Анод: 2Cl - - 2e - = Cl 2
Нека обобщим електронния баланс:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Добавете лявата и дясната страна на двете уравнения половинчати реакции, получаваме:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Редуцираме два електрона по същия начин, както се прави в алгебрата, получаваме йонното уравнение на електролизата:
2NaCl (л.) => 2Na + Cl 2
От теоретична гледна точка случаят, разгледан по-горе, е най-простият, тъй като в стопилката на натриев хлорид сред положително заредените йони имаше само натриеви йони, а сред отрицателните - само хлорни аниони.
С други думи, нито Na + катиони, нито Cl - аниони са имали "конкуренти" за катода и анода.
А какво ще се случи например, ако вместо стопилка на натриев хлорид се пропусне ток през водния му разтвор? В този случай също се наблюдава дисоциация на натриев хлорид, но образуването на метален натрий във воден разтвор става невъзможно. Все пак знаем, че натрият, представител на алкалните метали, е изключително активен метал, който реагира много бурно с водата. Ако натрият не може да се редуцира при такива условия, тогава какво ще се редуцира на катода?
Нека си припомним структурата на водната молекула. Това е дипол, тоест има отрицателен и положителен полюс:
Благодарение на това свойство той е в състояние да „залепи“ както повърхността на катода, така и повърхността на анода:
Могат да се случат следните процеси:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
По този начин се оказва, че ако разгледаме разтвор на който и да е електролит, ще видим, че катионите и анионите, образувани по време на дисоциацията на електролита, се конкурират с водните молекули за редукция на катода и окисление на анода.
И така, какви процеси ще протичат на катода и на анода? Изхвърляне на йони, образувани по време на дисоциацията на електролита или окисление / редукция на водни молекули? Или може би всички тези процеси ще се появят едновременно?
В зависимост от вида на електролита, по време на електролизата на неговия воден разтвор са възможни различни ситуации. Например, катиони на алкални, алкалоземни метали, алуминий и магнезий просто не могат да бъдат редуцирани във водната среда, тъй като тяхната редукция би трябвало да доведе съответно до алкални, алкалоземни метали, алуминий или магнезий, т.е. метали, които реагират с вода.
В този случай е възможно само намаляването на водните молекули на катода.
Възможно е да запомните какъв процес ще протече на катода по време на електролизата на разтвор на всеки електролит, като следвате следните принципи:
1) Ако електролитът се състои от метален катион, който в свободно състояние при нормални условия реагира с вода, на катода протича следният процес:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Това се отнася за метали, които са в началото на редицата активност на Al, включително.
2) Ако електролитът се състои от метален катион, който в свободната си форма не реагира с вода, но реагира с неокисляващи киселини, протичат два процеса наведнъж, както редукция на метални катиони, така и водни молекули:
Me n+ + ne = Me 0
Тези метали включват тези между Al и H в серията активност.
3) Ако електролитът се състои от водородни катиони (киселина) или метални катиони, които не реагират с неокисляващи киселини, се възстановяват само електролитни катиони:
2H + + 2e - \u003d H 2 - в случай на киселина
Me n + + ne = Me 0 - в случай на сол
Междувременно на анода ситуацията е следната:
1) Ако електролитът съдържа аниони на безкислородни киселинни остатъци (с изключение на F -), тогава процесът на тяхното окисление се извършва на анода, водните молекули не се окисляват. Например:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- − 2e = S o
Флуорните йони не се окисляват на анода, тъй като флуорът не може да се образува във воден разтвор (реагира с вода)
2) Ако електролитът съдържа хидроксидни йони (алкали), те се окисляват вместо водни молекули:
4OH - - 4e - \u003d 2H 2 O + O 2
3) Ако електролитът съдържа киселинен остатък, съдържащ кислород (с изключение на органични киселинни остатъци) или флуориден йон (F -) на анода, протича процесът на окисляване на водните молекули:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
4) В случай на киселинен остатък от карбоксилна киселина върху анода протича следният процес:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Нека се упражним да пишем уравнения за електролиза за различни ситуации:
Пример #1
Напишете уравненията за процесите, протичащи на катода и анода по време на електролиза на стопилка от цинков хлорид, както и общото уравнение на електролизата.
Решение
Когато цинковият хлорид се разтопи, той се дисоциира:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -
Освен това трябва да се обърне внимание на факта, че стопилката на цинковия хлорид се подлага на електролиза, а не водният разтвор. С други думи, без опции, само редуцирането на цинковите катиони може да се случи на катода и окисляването на хлоридните йони на анода. няма водни молекули
Катод: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Анод: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl 2 \u003d Zn + Cl 2
Пример #2
Напишете уравненията за процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на цинков хлорид, както и общото уравнение на електролизата.
Тъй като в този случай водният разтвор се подлага на електролиза, тогава теоретично водните молекули могат да участват в електролизата. Тъй като цинкът е разположен в серията на активност между Al и H, това означава, че както редукцията на цинковите катиони, така и на водните молекули ще се случи на катода.
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Хлоридният йон е киселинният остатък на безкислородната киселина HCl, следователно в конкуренцията за окисляване на анода хлоридните йони „печелят“ над водните молекули:
2Cl - - 2e - = Cl 2
В този конкретен случай е невъзможно да се напише общото уравнение на електролизата, тъй като съотношението между водорода и цинка, отделени на катода, е неизвестно.
Пример #3
Напишете уравненията за процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на меден нитрат, както и общото уравнение на електролизата.
Медният нитрат в разтвор е в дисоциирано състояние:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Медта е в серията активност вдясно от водорода, тоест медните катиони ще бъдат редуцирани на катода:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Нитратен йон NO 3 - е киселинен остатък, съдържащ кислород, което означава, че при окисление на анода нитратните йони „губят“ в конкуренцията с водните молекули:
2H 2 O - 4e - \u003d O 2 + 4H +
По този начин:
Катод: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu 2+ + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4H +
Полученото в резултат на добавянето уравнение е йонното уравнение на електролизата. За да получите пълното уравнение на молекулярната електролиза, трябва да добавите 4 нитратни йона към лявата и дясната страна на полученото йонно уравнение като противойони. Тогава ще получим:
2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu 0 + O 2 + 4HNO 3
Пример #4
Напишете уравненията за процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на калиев ацетат, както и общото уравнение на електролизата.
Решение:
Калиевият ацетат във воден разтвор се дисоциира на калиеви катиони и ацетатни йони:
CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +
Калият е алкален метал, т.е. е в електрохимичната серия от напрежения в самото начало. Това означава, че неговите катиони не могат да се разреждат на катода. Вместо това водните молекули ще бъдат възстановени:
2H 2 O + 2e - \u003d 2OH - + H 2
Както бе споменато по-горе, киселинни остатъци карбоксилни киселини"победа" в състезанието за окисляване с водни молекули на анода:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
По този начин, обобщавайки електронния баланс и добавяйки двете уравнения на полуреакциите на катода и анода, получаваме:
Катод: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙1
Анод: 2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1
2H 2 O + 2CH 3 COO - \u003d 2OH - + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Получихме пълното уравнение на електролизата в йонна форма. Като добавим два калиеви йона към лявата и дясната страна на уравнението и ги добавим с противойони, получаваме пълното уравнение на електролизата в молекулярна форма:
2H 2 O + 2CH 3 COOK \u003d 2KOH + H 2 + CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Пример #5
Напишете уравненията за процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на сярна киселина, както и общото уравнение на електролизата.
Сярната киселина се разпада на водородни катиони и сулфатни йони:
H 2 SO 4 \u003d 2H + + SO 4 2-
Водородните катиони H + ще бъдат редуцирани на катода, а водните молекули ще бъдат окислени на анода, тъй като сулфатните йони са киселинни остатъци, съдържащи кислород:
Катод: 2Н + + 2e − = H 2 |∙2
Анод: 2H 2 O - 4e - = O 2 + 4H + |∙1
4H + + 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 + 4H +
Като редуцираме водородните йони в лявата, дясната и лявата страна на уравнението, получаваме уравнението за електролиза на воден разтвор на сярна киселина:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2
Както се вижда, електролизата на воден разтвор на сярна киселина се свежда до електролиза на вода.
Пример #6
Напишете уравненията за процесите, протичащи на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор на натриев хидроксид, както и общото уравнение на електролизата.
Дисоциация на натриев хидроксид:
NaOH = Na + + OH -
Само водните молекули ще бъдат редуцирани на катода, тъй като натрият е силно активен метал, и само хидроксидните йони на анода:
Катод: 2H 2 O + 2e − = 2OH − + H 2 |∙2
Анод: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H 2 O + 4OH - \u003d 4OH - + 2H 2 + O 2 + 2H 2 O
Нека редуцираме две водни молекули отляво и отдясно и 4 хидроксидни йона и стигаме до заключението, че както в случая със сярната киселина, електролизата на воден разтвор на натриев хидроксид се свежда до електролиза на вода.
Когато се разглежда електролизата на водни разтвори, трябва да се има предвид, че в допълнение към електролитните йони във всеки воден разтвор има и йони, които са продукти на дисоциацията на водата H + и OH -.
В електрическо поле водородните йони се движат към катода, а ОН йоните се движат към анода. По този начин, както електролитните катиони, така и водородните катиони могат да бъдат разредени на катода. По същия начин при анода могат да се разреждат както електролитни аниони, така и хидроксидни йони. В допълнение, водните молекули също могат да претърпят електрохимично окисление или редукция.
Кои електрохимични процеси ще протичат на електродите по време на електролиза ще зависят преди всичко от относителните стойности на електродните потенциали на съответните електрохимични системи. От няколкото възможни процеса ще протече този с минимален разход на енергия. Това означава, че окислените форми на електрохимичните системи с най-висок електроден потенциал ще бъдат редуцирани на катода, докато редуцираните форми на системите с най-нисък електроден потенциал ще бъдат окислени на анода. AT общ случайна анода тези атоми, молекули и йони, чиито потенциали са най-ниски при дадени условия, се окисляват по-лесно; на катода тези йони, молекули, атоми, чиито потенциали са най-високи, се редуцират по-лесно. Нека разгледаме катодните процеси, протичащи по време на електролизата на водни разтвори на соли. Тук е необходимо да се вземе предвид големината на електродния потенциал на процеса на редукция на водородни йони, който зависи от концентрацията на водородни йони. Знаем общото уравнение на потенциала на електрода за водородния електрод (раздел 2.3).
В случай на неутрални разтвори (pH=7), стойността на електродния потенциал на процеса на редукция на водородни йони е
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 V. |
1) по време на електролиза на солеви разтвори, съдържащи метални катиони, чийто електроден потенциал е много по-положителен от –0,41 V, металът ще се редуцира от неутрален разтвор на такъв електролит на катода. Такива метали са в серия от напрежения близо до водорода (започвайки приблизително от калай и след него);
2) по време на електролиза на солни разтвори, съдържащи метални катиони, чийто електроден потенциал е много по-отрицателен от -0,41 V, металът няма да се редуцира на катода, но ще се отдели водород. Такива метали включват алкални, алкалоземни, магнезий, алуминий до приблизително титан;
3) по време на електролиза на солни разтвори, съдържащи метални катиони, чийто електроден потенциал е близо до -0,41 V (метали от средната част на серията - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), след това в зависимост от концентрацията на солевия разтвор и условията на електролиза (плътност на тока, температура, състав на разтвора), е възможна както редукция на метал, така и отделяне на водород; понякога има съвместно отделяне на метал и водород.
Електрохимичното освобождаване на водород от киселинни разтвори възниква поради изхвърлянето на водородни йони:
2H + 2ē → 2H 0
2H 0 = З 2 .
В случай на неутрална или алкална среда, отделянето на водород възниква в резултат на електрохимичната редукция на водата:
HOH + ē → H 0 + ОХ –
з 0 + З 0 = З 2 ,
|
тогава 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
По този начин естеството на катодния процес по време на електролиза на водни разтвори се определя главно от позицията на съответния метал в серията от стандартни електродни потенциали на металите.
Ако воден разтвор, съдържащ катиони на различни метали, се подложи на електролиза, тогава тяхното освобождаване на катода, като правило, ще продължи в реда на намаляване на алгебричната стойност на електродния потенциал на метала. Например, от смес от катиони Ag +, Cu 2+ и Zn 2+ с достатъчно напрежение на клемите на електролизера, сребърни катиони (φ 0 \u003d +0,8 V), след това мед (φ 0 \u003d +0,34 V ) и накрая, цинк (φ 0 \u003d -0,76 V).
Електрохимичното отделяне на метали от смес от катиони се използва в инженерството и в количествения анализ. Като цяло способността за разреждане (приемане на електрони) за метални йони се определя от позицията на металите в серия от стандартни електродни потенциали. Колкото по-вляво е металът в поредицата от напрежения, толкова по-голям е неговият отрицателен потенциал или по-малко положителен потенциал, толкова по-трудно е за неговите йони да се разреждат. И така, от метални йони в поредица от напрежения най-лесно се разреждат тривалентни златни йони (при най-ниските напрежения на електрически ток), след това сребърни йони и т.н. Най-трудно (при най-високото напрежение на електрическия ток) е изхвърлянето на калиеви йони. Но стойността на потенциала на метала, както е известно, варира в зависимост от концентрацията на неговите йони в разтвора; по същия начин, лекотата на изхвърляне на йони от всеки метал варира в зависимост от тяхната концентрация: увеличаването на концентрацията улеснява изхвърлянето на йони, намаляването го затруднява. Следователно, по време на електролиза на разтвор, съдържащ йони на няколко метала, може да се окаже, че освобождаването на по-активен метал ще настъпи по-рано от освобождаването на по-малко активен (ако концентрацията на първия метален йон е значителна и второто е много ниско).
Нека разгледаме анодните процеси, протичащи по време на електролизата на водни разтвори на соли. Естеството на реакциите, протичащи на анода, зависи както от наличието на водни молекули, така и от веществото, от което е направен анодът. Трябва да се има предвид, че материалът на анода може да се окисли по време на електролиза. В тази връзка се прави разлика между електролиза с инертен (неразтворим) анод и електролиза с активен (разтворим) анод. Неразтворимите аноди са направени от въглища, графит, платина, иридий; разтворими аноди - от мед, сребро, цинк, кадмий, никел и други метали. На неразтворим анод по време на електролиза се окисляват аниони или водни молекули. По време на електролизата на водни разтвори на безкислородни киселини HI, HBr, HCl, H 2 S и техните соли (с изключение на HF и флуориди), анионите се освобождават в анода и се освобождава съответният халоген. Обърнете внимание, че отделянето на хлор по време на електролизата на HCl и неговите соли противоречи на взаимното положение на системите
2Cl – – 2ē →кл 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 з 2 О– 4ē →О 2 + 4 з + (φ 0 = +1,23 V)
в серия от стандартни електродни потенциали. Тази аномалия е свързана със значително пренапрежение на втория от тези два електродни процеса - анодният материал има инхибиторен ефект върху процеса на отделяне на кислород.
По време на електролизата на водни разтвори на соли, съдържащи аниони SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- и др., Както и флуороводород и флуориди, възниква електрохимично окисление на водата. В зависимост от pH на разтвора, този процес протича по различен начин и може да се запише в различни уравнения. В алкална среда уравнението има формата
4OH – – 4ē → 2H 2 О+О 2 , (pH > 7)
и в кисела или неутрална среда имаме
ХОХ– 2ē →О 0 + 2 з + (рН ≤ 7)
2 О 0 = О 2 ,
|
тогава 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 20 2 . |
В разглежданите случаи електрохимичното окисляване на водата е енергийно най-изгодният процес. Окисляването на кислородсъдържащите аниони става при много високи потенциали. Например, стандартният потенциал на окисление на SO 4 2- йон - 2ē → S 2 O 8 2- е 2,01 V, което значително надвишава стандартния потенциал на окисление на водата от 1,228 V.
2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).
Стандартният йонен окислителен потенциал F - е още по-важен
2F – – 2ē →Е 2 (φ 0 = 2 ,87 AT).
Като цяло, по време на електролизата на водни разтвори на соли, металните и водородните катиони едновременно се приближават до катода на електролизера, като всеки от тях „претендира“, че се редуцира поради електрони, идващи от катода. Как всъщност ще протече редукционният процес на катода? Отговорът може да бъде получен въз основа на редица напрежения на металите. В този случай, колкото по-малка е алгебричната стойност на стандартния електроден потенциал на метала, толкова по-слаби акцептори на електрони са техните катиони и толкова по-трудно е тяхното намаляване на катода. В тази връзка се разграничават три групи катиони според връзката им с електроредукция.
1. Катиони, характеризиращи се с висока активност на изтегляне на електрони (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). По време на електролизата на солите на тези катиони се получава почти пълна редукция на металните катиони; токов изход 100% или близо до него.
2. Катиони, характеризиращи се със средни стойности на способността за изтегляне на електрони (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). По време на електролиза на катода едновременно се редуцират катиони както на металните, така и на водните молекули, което води до намаляване на ефективността на тока на метала.
3. Катиони, показващи ниска способност за изтегляне на електрони (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). В този случай акцепторите на електрони към катода не са катиони от разглежданата група, а водни молекули. В този случай самите катиони остават непроменени във водния разтвор и ефективността на тока се доближава до нула.
Съотношението на различните аниони към електроокислението на анода
Анионите на безкислородните киселини и техните соли (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ и т.н.) задържат своите електрони по-слабо от водната молекула. Следователно, по време на електролизата на водни разтвори на съединения, съдържащи тези аниони, последните ще играят ролята на донори на електрони, те ще бъдат окислени и ще прехвърлят своите електрони към външната верига на електролизера.
Анионите на кислородните киселини (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- и др.) са в състояние да задържат своите електрони по-здраво от водните молекули. В този случай водата се окислява на анода, докато самите аниони остават непроменени.
В случай на разтворим анод, броят на окислителните процеси се увеличава до три:
1) електрохимично окисляване на вода с отделяне на кислород; 2) анионен разряд (т.е. неговото окисление); 3) електрохимично окисляване на анодния метал (анодно разтваряне на метала).
От възможните процеси ще протече този, който е енергийно най-изгоден. Ако анодният метал е разположен в поредица от стандартни потенциали по-рано от двете други електрохимични системи, тогава ще се наблюдава анодно разтваряне на метала. В противен случай ще има отделяне на кислород или анионен разряд. Не е установена близка последователност за отделянето на аниони. Чрез намаляване на способността да отдават електрони, най-често срещаните аниони са подредени както следва: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3- .
Нека разгледаме няколко типични случая на електролиза на водни разтвори.
Електролиза на разтвор на CuCl 2 с неразтворим анод
В поредица от напрежения медта се намира след водорода, така че Cu 2+ ще се разреди на катода и ще се освободи метална мед, а хлоридните йони ще се окислят до молекулярен хлор Cl 2 на анода.
|
катод (-) |
|
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2ē → Кл 2 |
Cu 2+ + 2 кл – → Cu 0 +Cl 2
CuCl 2 → Cu 0 +Cl 2
Изходен ток на метал (95-100%).
Електролиза на разтвор на NaNO 3
Тъй като натрият в поредицата от напрежения е много по-ранен от водорода, водата ще се разреди на катода. При анода водата също ще се изпуска.
|
катод (-) |
|
2 з 2 О+ 2ē →з 2 + 2 о – |
|
2H 2 O–4ē → 4H + + О 2 . |
Така на катода се отделя водород и се създава алкална среда, на анода се отделя кислород и в близост до анода се създава кисела среда. Ако анодното и катодното пространство не са отделени едно от друго, тогава разтворът във всичките си части ще остане електрически неутрален.
|
катод (-) |
|
|
2 з 2 О+ 2ē →з 2 + 2 о – |
|
|
2H 2 O–4ē → 4H + + О 2 . |
6H 2 O → 2H 2 + 4OH – + 4H + + О 2
6H 2 O → 2H 2 + О 2 + 4H 2 О
2 з 2 О → 2 з 2 + О 2
Текущият изход на метала е нула.
Следователно по време на електролизата на разтвора на NaNO 3 ще настъпи електролиза на вода. Ролята на солта NaNO 3 се свежда до увеличаване на електрическата проводимост на разтвора.
Електролиза на разтвор на FeSO 4
Реакции на катода (-) (редукция):
|
а) Fe 2+ + 2ē → Fe 0 |
едновременни реакции |
|
б) 2 з 2 О+ 2ē →з 2 + 2 о – . |
Реакция на анода (+) (окисление):
2H 2 O–4ē → 4H + + О 2 .
Текущата мощност на метала е средна.
Електролиза на разтвор на KJ с неразтворим анод
|
катод (-) |
|
|
2 з 2 О+ 2ē →з 2 + 2 о – |
|
|
2J – – 2ē → J 2 |
2 з 2 О + 2J – → з 2 + 2 о – + Дж 2 .
Крайното уравнение на реакцията за електролиза на разтвор KJ:
2KJ+2H 2 O→H 2 + Дж 2 + 2KOH.
Електролиза на разтвор на CuSO 4 с меден (разтворим) анод.
Стандартният потенциал на медта е +0,337 V, което е много по-високо от -0,41 V; следователно, по време на електролизата на разтвор на CuSO 4 на катода се получава разреждане на Cu 2+ йони и се освобождава метална мед. При анода протича обратният процес - окисляването на метала, тъй като медният потенциал е много по-малък от окислителния потенциал на водата (+1,228 V) и още повече - окислителния потенциал на SO 4 2- йон ( +2,01 V). Следователно в този случай електролизата се свежда до разтваряне на метала (медта) на анода и неговото отделяне на катода.
Схема на електролиза на разтвор на меден сулфат:
|
катод (-) |
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Този процес се използва за електрическо рафиниране на метали (така нареченото електролитно рафиниране).
ЕЛЕКТРОЛИЗА
Един от начините за получаване на метали е електролизата. Активните метали се срещат в природата само под формата на химични съединения. Как да се изолира от тези съединения в свободно състояние?
Разтворите и стопилките на електролитите провеждат електрически ток. Въпреки това, когато токът преминава през електролитен разтвор, химична реакция. Помислете какво ще се случи, ако две метални пластини се поставят в електролитен разтвор или стопилка, всяка от които е свързана към един от полюсите на източника на ток. Тези пластини се наричат електроди. Електрическият ток е движещ се поток от електрони. В резултат на факта, че електроните във веригата се движат от един електрод към друг, на един от електродите се появява излишък от електрони. Електроните имат отрицателен заряд, така че този електрод става отрицателно зареден. Нарича се катод. На другия електрод се създава липса на електрони и той е положително зареден. Този електрод се нарича анод. Електролитът в разтвор или стопилка се разпада на положително заредени йони - катиони и отрицателно заредени йони - аниони. Катионите се привличат към отрицателно зареден електрод - катод. Анионите се привличат към положително зареден електрод - анод. На повърхността на електродите може да възникне взаимодействие между йони и електрони.
Електролизата се отнася до процесите, които възникват, когато електрически ток преминава през разтвори или стопилки на електролити.
Процесите, протичащи по време на електролиза на разтвори и стопилки на електролити, са доста различни. Нека разгледаме и двата случая в детайли.
Електролиза на стопилка
Като пример, разгледайте електролизата на стопилка от натриев хлорид. В стопилката натриевият хлорид се разпада на йони Na+
и Cl - : NaCl = Na + + Cl -
Натриевите катиони се придвижват към повърхността на отрицателно зареден електрод - катод. На повърхността на катода има излишък от електрони. Следователно има прехвърляне на електрони от повърхността на електрода към натриеви йони. В същото време йони Na+ се превръщат в натриеви атоми, т.е. катионите се редуцират Na+ . Уравнение на процеса:
Na + + e - = Na
Хлоридни йони Cl - се придвижват към повърхността на положително зареден електрод - анода. На повърхността на анода се създава липса на електрони и електроните се прехвърлят от аниони Cl- към повърхността на електрода. В същото време отрицателно заредени йони Cl- се превръщат в хлорни атоми, които веднага се комбинират, за да образуват хлорни молекули C l2:
2C l - -2e - \u003d Cl 2
Хлоридните йони губят електрони, тоест се окисляват.
Нека напишем заедно уравненията на процесите, протичащи на катода и анода
Na + + e - = Na
2 C l - -2 e - \u003d Cl 2
Един електрон участва в процеса на редукция на натриеви катиони, а 2 електрона участват в процеса на окисление на хлорни йони. Трябва обаче да се спазва законът за запазване на електрическия заряд, тоест общият заряд на всички частици в разтвора трябва да бъде постоянен.Следователно броят на електроните, участващи в редукция на натриевите катиони, трябва да бъде равен на броя на електроните участващи в окисляването на хлоридните йони. Следователно умножаваме първото уравнение по 2:
Na + + e - \u003d Na 2
2C l - -2e - \u003d Cl 2 1
Събираме двете уравнения заедно и получаваме общото уравнение на реакцията.
2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (уравнение на йонна реакция), или
2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (уравнение на молекулярна реакция)
И така, в разглеждания пример виждаме, че електролизата е редокс реакция. На катода, редукция на положително заредени йони - катиони, на анода - окисление на отрицателно заредени йони - аниони. За да запомните кой процес къде се случва, можете да използвате "правилото T":
катод - катион - редукция.
Пример 2Електролиза на стопилка от натриев хидроксид.
Натриевият хидроксид в разтвор се дисоциира на катиони и хидроксидни йони.
катод (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)
На повърхността на катода натриевите катиони се редуцират и се образуват натриеви атоми:
катод (-) Na + +e à Na
Хидроксидните йони се окисляват на повърхността на анода, докато се освобождава кислород и се образуват водни молекули:
катод (-) Na + + e à Na
анод (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2
Броят на електроните, участващи в реакцията на редукция на натриевите катиони и в реакцията на окисление на хидроксидните йони, трябва да бъде еднакъв. Нека умножим първото уравнение по 4:
катод (-) Na + + e à Na 4
анод (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1
Събирайки двете уравнения заедно, получаваме уравнението за реакцията на електролиза:
4 NaOH до 4 Na + 2 H 2 O + O 2
Пример 3Помислете за електролизата на стопилката Al2O3
Използвайки тази реакция, алуминият се получава от боксит, естествено съединение, което съдържа много алуминиев оксид. Точката на топене на алуминиевия оксид е много висока (повече от 2000º C), така че към него се добавят специални добавки, понижаващи точката на топене до 800-900º C. В стопилката алуминиевият оксид се разпада на йони Al 3+ и O 2-. з катионите се редуцират на катодаАл 3+ , превръщайки се в алуминиеви атоми:
Al +3 e a Al
Анионите се окисляват на анодаО 2- превръщайки се в кислородни атоми. Кислородните атоми веднага се комбинират в O 2 молекули:
2 O 2- – 4 e à O 2
Броят на електроните, участващи в редукцията на алуминиевите катиони и окисляването на кислородните йони, трябва да бъде равен, така че умножаваме първото уравнение по 4, а второто по 3:
Al 3+ +3 e à Al 0 4
2 O 2- – 4 e à O 2 3
Нека съберем двете уравнения и ще получим
4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (уравнение на йонна реакция)
2 Al 2 O 3 до 4 Al + 3 O 2
Електролиза на разтвор
В случай на преминаване на електрически ток през воден разтвор на електролит, въпросът се усложнява от наличието на водни молекули в разтвора, които също могат да взаимодействат с електрони. Спомнете си, че във водната молекула водородните и кислородните атоми са свързани чрез полярна ковалентна връзка. Електроотрицателността на кислорода е по-голяма от електроотрицателността на водорода, така че споделените електронни двойки са изместени към кислородния атом. На кислородния атом възниква частичен отрицателен заряд, който се обозначава с δ-, а на водородните атоми има частичен положителен заряд, който се обозначава с δ+.
δ+
H-O δ-
│
H δ+
Поради това изместване на зарядите водната молекула има положителни и отрицателни "полюси". Следователно водните молекули могат да бъдат привлечени от положително зареден полюс към отрицателно зареден електрод - катод, и чрез отрицателен полюс - към положително зареден електрод - анод. На катода водните молекули могат да се редуцират и се отделя водород:
Окисляването на водните молекули може да настъпи на анода с освобождаване на кислород:
2 H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2
Следователно или електролитни катиони, или водни молекули могат да бъдат редуцирани на катода. Тези два процеса изглежда се конкурират един с друг. Какъв процес всъщност протича на катода зависи от естеството на метала. Дали металните катиони или водните молекули ще бъдат редуцирани на катода зависи от позицията на метала в серия от метални напрежения .
Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au
Ако металът е в серията напрежения вдясно от водорода, металните катиони се редуцират на катода и се освобождава свободен метал. Ако металът е в серията напрежения вляво от алуминия, водните молекули се редуцират на катода и се освобождава водород. И накрая, в случай на метални катиони от цинк до олово може да настъпи или отделяне на метал, или отделяне на водород, а понякога и водород, и метал се отделят едновременно. Като цяло това е доста сложен случай, много зависи от условията на реакцията: концентрацията на разтвора, силата на тока и други.
Един от двата процеса може да се случи и на анода - или окисление на електролитни аниони, или окисление на водни молекули. Кой процес действително се осъществява зависи от природата на аниона. По време на електролизата на соли на аноксикиселините или на самите киселини анионите се окисляват на анода. Единственото изключение е флуоридният йонФ- . При кислородсъдържащите киселини водните молекули се окисляват на анода и се отделя кислород.
Пример 1Нека разгледаме електролизата на воден разтвор на натриев хлорид.
Във воден разтвор на натриев хлорид ще има натриеви катиони Na + , хлорни аниони Cl - и водни молекули.
2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -
2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -
катод (-) 2 Na + ; 2 Н+; 2Н + + 2е а Н 0 2
анод (+) 2 Cl - ; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0
2NaCl + 2H 2 O до H 2 + Cl 2 + 2NaOH
химически дейност аниони едва ли намалява.
Пример 2Ами ако солта съдържа SO 4 2- ? Помислете за електролиза на разтвор на никелов сулфат ( II ). никелов сулфат ( II ) дисоциира на йони Ni 2+ и SO 4 2-:
NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-
H 2 O à H + + OH -
Никеловите катиони са между металните йони Al 3+ и Pb 2+ , заемайки средно положение в серията на напрежението, процесът на възстановяване на катода протича и по двете схеми:
2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
Анионите на кислородсъдържащите киселини не се окисляват на анода ( серия от анионна активност ), водните молекули се окисляват:
анод e à O 2 + 4H +
Нека напишем заедно уравненията на процесите, протичащи на катода и анода:
катод (-) Ni 2+ ; Н+; Ni 2+ + 2е а Ni 0
2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -
анод (+) SO42-; OH -; 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +
В процесите на редукция участват 4 електрона, а в процеса на окисляване също участват 4 електрона. Събирайки тези уравнения заедно, получаваме общото уравнение на реакцията:
Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + 2OH - + O 2 + 4 H +
От дясната страна на уравнението има едновременно Н + йони ио- , които се комбинират, за да образуват водни молекули:
H + + OH - à H 2 O
Следователно, от дясната страна на уравнението, вместо 4 H + йона и 2 йонао- пишем 2 водни молекули и 2 Н + йона:
Ni 2+ +2 H 2 O + 2 H 2 O à Ni 0 + H 2 +2 H 2 O + O 2 + 2 H +
Нека намалим две водни молекули от двете страни на уравнението:
Ni 2+ +2 H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2 H +
Това е кратко йонно уравнение. За да получите пълното йонно уравнение, трябва да добавите към двете части сулфатния йон SO 4 2- , образуван по време на дисоциацията на никелов сулфат ( II ) и не участва в реакцията:
Ni 2+ + SO 4 2- + 2H 2 O à Ni 0 + H 2 + O 2 + 2H + + SO 4 2-
Така по време на електролизата на разтвор на никелов сулфат ( II ) на катода се отделят водород и никел, а на анода - кислород.
NiSO 4 + 2H 2 O à Ni + H 2 + H 2 SO 4 + O 2
Пример 3 Напишете уравненията на процесите, протичащи по време на електролизата на воден разтвор на натриев сулфат с инертен анод.
Стандартен електроден потенциал на системата Na + + e = Na 0 е много по-отрицателен от потенциала на водния електрод в неутрална водна среда (-0,41 V). Следователно на катода ще настъпи електрохимична редукция на водата, придружена от отделяне на водород
2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -
и Na йони + идващи към катода ще се натрупват в съседната част на разтвора (катодно пространство).
На анода ще настъпи електрохимично окисление на водата, което ще доведе до освобождаване на кислород.
2 H 2 O - 4e à O 2 + 4 H +
тъй като съответстващи на тази система стандартен електроден потенциал (1,23 V) е значително по-нисък от стандартния електроден потенциал (2,01 V), който характеризира системата
2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.
Йони SO 4 2- движещи се към анода по време на електролиза ще се натрупат в анодното пространство.
Умножавайки уравнението на катодния процес по две и го добавяйки с уравнението на анодния процес, получаваме общото уравнение на процеса на електролиза:
6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +
Като се има предвид, че йоните се натрупват едновременно в катодното пространство и йоните в анодното пространство, общото уравнение на процеса може да бъде написано в следната форма:
6H 2 O + 2Na 2 SO 4 \u003d 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-
Така едновременно с отделянето на водород и кислород се образува натриев хидроксид (в катодното пространство) и сярна киселина (в анодното пространство).
Пример 4Електролиза на разтвор на меден сулфат ( II) CuSO4.
катод (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)
катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2
анод (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1
В разтвора остават Н + йони и SO 4 2- , тъй като се натрупва сярна киселина.
2CuSO 4 + 2H 2 O до 2Cu + 2H 2 SO 4 + O 2
Пример 5 Електролиза на разтвор на меден хлорид ( II) CuCl2.
катод (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)
катод (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0
анод (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2
И двете уравнения включват два електрона.
Cu 2+ + 2e à Cu 0 1
2Cl - --– 2e à Cl 2 1
Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (йонно уравнение)
CuCl 2 до Cu + Cl 2 (молекулно уравнение)
Пример 6 Електролиза на разтвор на сребърен нитрат AgNO3.
катод (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)
катод (-) Ag + + e à Ag 0
анод (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +
Ag + + e à Ag 0 4
2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1
4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + О 2 (йонно уравнение)
4 Ag + + 2 з 2 Оà 4 Ag 0 + 4 з + + О 2 + 4 НЕ 3 - (пълно йонно уравнение)
4 AgNO 3 + 2 з 2 Оà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + О 2 (молекулно уравнение)
Пример 7 Електролиза на разтвор на солна киселинаНС1.
катод (-)<-- з + + кл - à анод (+)
катод (-) 2з + + 2 дà з 2
анод (+) 2кл - – 2 дà кл 2
2 з + + 2 кл - à з 2 + кл 2 (йонно уравнение)
2 НС1à з 2 + кл 2 (молекулно уравнение)
Пример 8 Електролиза на разтвор на сярна киселиназ 2 ТАКА 4 .
Катод (-) <-- 2H + + SO 4 2- à анод (+)
катод (-)2Н+ + 2еà H2
анод(+) 2H 2 O - 4дà О2+4Н+
2Н+ + 2еà H 2 2
2H2O-4дà О2 + 4Н+1
4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H + + O 2
2H2Oà 2H2+O2
Пример 9. Електролиза на разтвор на калиев хидроксидKOH.
катод (-)<-- К + + о - à анод (+)
Калиевите катиони няма да бъдат редуцирани на катода, тъй като калият е в серията напрежения на металите вляво от алуминия, вместо това водните молекули ще бъдат редуцирани:
2H2O + 2eà Н 2 + 2ОН - 4ОН - -4еà 2H 2 O + O 2
катод(-)2H2O+2eà Н 2 + 2ОН - 2
анод(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1
4H 2 O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2
2 з 2 Оà 2 з 2 + О 2
Пример 10 Електролиза на разтвор на калиев нитратKNO 3 .
Катод (-) <-- K + + NO 3 - à анод (+)
2H2O + 2eà Н 2 + 2ОН - 2Н 2 О - 4дà О2+4Н+
катод(-)2H2O+2eà Н2 + 2ОН-2
анод(+) 2H 2 O - 4дà О2 + 4Н+1
4H2O + 2H2Oà 2Н2+4ОН-+4Н++ O2
2H2Oà 2H2+O2
При преминаване на електрически ток през разтвори на кислородсъдържащи киселини, алкали и соли на кислородсъдържащи киселини с метали, които са в реда на напрежението на металите, вляво от алуминия, практически се получава електролиза на водата. В този случай на катода се отделя водород, а на анода - кислород.
Изводи. При определяне на продуктите от електролизата на водни разтвори на електролити в най-простите случаи може да се ръководи от следните съображения:
1. Метални йони с малка алгебрична стойност на стандартния потенциал - отЛи + предиАл 3+ включително - имат много слаба тенденция да прикрепят отново електрони, отстъпвайки в това отношение на йониз + (см. Серия от активност на катиони). При електролизата на водни разтвори на съединения, съдържащи тези катиони, функцията на окислител на катода се изпълнява от йониз + , докато възстановявате по схемата:
2 з 2 О+ 2 дà з 2 + 2OH -
2. Метални катиони с положителни стойности на стандартните потенциали (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ и т.н.) имат по-голяма склонност да прикрепват електрони, отколкото йони. По време на електролизата на водни разтвори на техните соли, тези катиони излъчват функцията на окислител на катода, докато се редуцират до метал съгласно схемата, например:
Cu 2+ +2 дà Cu 0
3. По време на електролизата на водни разтвори на метални солиZn, Fe, CD, Niи други, заемащи средно положение между изброените групи в серията на напрежението, процесът на редукция на катода протича и по двете схеми. Масата на освободения метал в тези случаи не съответства на количеството протичащ електрически ток, част от който се изразходва за образуването на водород.
4. Във водни разтвори на електролити, едноатомни аниони (кл - , бр - , Дж - ), кислородсъдържащи аниони (НЕ 3 - , ТАКА 4 2- , PO 4 3- и други), както и хидроксилните йони на водата. От тях халидните йони имат по-силни редуциращи свойства, с изключение наЕ. йониозаемат междинно положение между тях и многоатомните аниони. Следователно, по време на електролизата на водни разтвориНС1, HBr, HJили техните соли върху анода, халидните йони се окисляват по схемата:
2 х - -2 дà х 2 0
При електролизата на водни разтвори на сулфати, нитрати, фосфати и др. функцията на редуциращия агент се изпълнява от йони, докато се окислява по схемата:
4 ХОХ – 4 дà 2 з 2 О + О 2 + 4 з +
.
Задачи.
У а дача 1. По време на електролизата на разтвор на меден сулфат на катода се отделят 48 g мед. Намерете обема на газа, отделен на анода, и масата на сярната киселина, образувана в разтвора.
Медният сулфат в разтвора не дисоциира нито един от йонитеC 2+ иС0 4 2 ".
CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 "
Нека напишем уравненията на процесите, протичащи на катода и анода. Cu катионите се редуцират на катода, електролизата на водата се извършва на анода:
Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12
2H 2 0-4e- = 4H + + 0 2 |1
Общо уравнение на електролизата:
2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (кратко йонно уравнение)
Добавете към двете страни на уравнението по 2 сулфатни йона, които се образуват по време на дисоциацията на меден сулфат, получаваме пълното йонно уравнение:
2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2
2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + 2H2SO4 + O2
Газът, отделен на анода, е кислород. В разтвора се образува сярна киселина.
Моларната маса на медта е 64 g / mol, изчисляваме количеството медно вещество:
Според уравнението на реакцията, когато 2 mol мед се отделят от анода, се освобождава 1 mol кислород. 0,75 mol мед се отделя на катода, нека x mol кислород се отделя на анода. Да направим пропорция:
2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375mol
На анода се отделя 0,375 mol кислород,
v(O2) = 0,375 mol.
Изчислете обема на отделения кислород:
V(O2) \u003d v (O2) "VM \u003d 0,375 mol" 22,4 l / mol \u003d 8,4 l
Според уравнението на реакцията, когато на катода се отделят 2 mol мед, в разтвора се образуват 2 mol сярна киселина, което означава, че ако на катода се отделят 0,75 mol мед, тогава се образува 0,75 mol сярна киселина в разтвора, v (H2SO4) = 0,75 mol . Изчислете моларната маса на сярната киселина:
M(H2SO4) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.
Изчислете масата на сярната киселина:
m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d = 0,75 mol = 98 g / mol = 73,5 g.
Отговор:На анода са отделени 8,4 литра кислород; В разтвора се образуват 73,5 g сярна киселина
Задача 2. Намерете обема на газовете, отделени на катода и анода по време на електролизата на воден разтвор, съдържащ 111,75 g калиев хлорид. Какво вещество се образува в разтвора? Намерете масата му.
Калиевият хлорид в разтвор се дисоциира на K+ и Cl йони:
2KS1 \u003d K + + Cl
Калиевите йони не се редуцират на катода; вместо това се редуцират водните молекули. Хлоридните йони се окисляват на анода и се отделя хлор:
2H2O + 2e "= H2 + 20H-|1
2SG-2e "= C12|1
Общо уравнение на електролизата:
2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (кратко йонно уравнение) Разтворът също съдържа K + йони, образувани по време на дисоциацията на калиев хлорид и не участващи в реакцията:
2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12
Нека пренапишем уравнението в молекулярна форма:
2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KOH
Водородът се отделя на катода, хлорът се отделя на анода и се образува калиев хидроксид в разтвор.
Разтворът съдържа 111,75 g калиев хлорид.
Изчислете моларната маса на калиев хлорид:
M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol
Изчислете количеството вещество калиев хлорид:
Според уравнението на реакцията при електролиза на 2 mol калиев хлорид се отделя 1 mol хлор. Нека електролизата на 1,5 mol калиев хлорид освободи x mol хлор. Да направим пропорция:
2/1=1,5/x, x=1,5 /2=0,75 mol
Ще се отделят 0,75 mol хлор, v (C! 2) \u003d 0,75 mol. Според уравнението на реакцията, когато 1 mol хлор се отделя на анода, 1 mol водород се освобождава на катода. Следователно, ако на анода се отделят 0,75 mol хлор, тогава на катода се отделят 0,75 mol водород, v(H2) = 0,75 mol.
Нека изчислим обема на хлора, отделен на анода:
V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol = 22,4 l / mol = 16,8 l.
Обемът на водорода е равен на обема на хлора:
Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 л.
Според уравнението на реакцията при електролизата на 2 mol калиев хлорид се образуват 2 mol калиев хидроксид, което означава, че при електролизата на 0,75 mol калиев хлорид се образуват 0,75 mol калиев хидроксид. Изчислете моларната маса на калиев хидроксид:
M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g / mol.
Изчислете масата на калиев хидроксид:
m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g / mol \u003d 42 g.
Отговор:На катода са отделени 16,8 литра водород, на анода са отделени 16,8 литра хлор и в разтвора се образуват 42 g калиев хидроксид.
Задача 3. При електролизата на разтвор от 19 g двувалентен метален хлорид на анода се отделят 8,96 литра хлор. Определете кой метален хлорид е бил подложен на електролиза. Изчислете обема на водорода, отделен на катода.
Означаваме неизвестния метал M, формулата на неговия хлорид е MC12. На анода хлоридните йони се окисляват и се отделя хлор. Условието казва, че водородът се отделя на катода, следователно водните молекули се редуцират:
2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1
2Cl -2e "= C12! 1
Общо уравнение на електролизата:
2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (кратко йонно уравнение)
Разтворът също така съдържа M2+ йони, които не се променят по време на реакцията. Пишем пълното уравнение на йонната реакция:
2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12
Нека пренапишем уравнението на реакцията в молекулярна форма:
MS12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12
Намерете количеството хлор, отделено на анода:
Според уравнението на реакцията по време на електролизата на 1 mol хлорид на неизвестен метал се отделя 1 mol хлор. Ако се отделят 0,4 mol хлор, тогава 0,4 mol метален хлорид се подлага на електролиза. Изчислете моларната маса на металния хлорид:
Моларната маса на хлорида на неизвестен метал е 95 g/mol. Има 35,5"2 = 71 g/mol на два хлорни атома. Следователно моларната маса на метала е 95-71 = 24 g/mol. Магнезият съответства на тази моларна маса.
Според уравнението на реакцията, за 1 мол хлор, отделен на анода, има 1 мол водород, отделен на катода. В нашия случай на анода се отделя 0,4 mol хлор, което означава, че на катода се отделя 0,4 mol водород. Изчислете обема на водорода:
V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol = 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.
Отговор:подложен на електролиза разтвор на магнезиев хлорид; На катода са отделени 8,96 литра водород.
*Задача 4. При електролизата на 200 g разтвор на калиев сулфат с концентрация 15% на анода се отделят 14,56 литра кислород. Изчислете концентрацията на разтвора в края на електролизата.
В разтвор на калиев сулфат водните молекули реагират както на катода, така и на анода:
2H20 + 2e "= H2 + 20H-|2
2H2O - 4e "= 4H+ + O2! 1
Нека съберем двете уравнения заедно:
6H2O \u003d 2H2 + 4OH "+ 4H + + O2, или
6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2, или
2H2O = 2H2 + 02
Всъщност по време на електролизата на разтвор на калиев сулфат се получава електролиза на вода.
Концентрацията на разтвореното вещество в разтвор се определя по формулата:
C=m(разтвор) 100% / m(разтвор)
За да се намери концентрацията на разтвора на калиев сулфат в края на електролизата, е необходимо да се знае масата на калиевия сулфат и масата на разтвора. Масата на калиев сулфат не се променя по време на реакцията. Изчислете масата на калиевия сулфат в първоначалния разтвор. Нека обозначим концентрацията на първоначалния разтвор като С
m(K2S04) = C2 (K2S04) m(разтвор) = 0,15 200 g = 30 g.
Масата на разтвора се променя по време на електролиза, тъй като част от водата се превръща във водород и кислород. Изчислете количеството освободен кислород:
(О 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol
Според уравнението на реакцията 1 мол кислород се образува от 2 мола вода. Нека при разлагането на x mol вода се отделят 0,65 mol кислород. Да направим пропорция:
1,3 mol вода се разлага, v(H2O) = 1,3 mol.
Изчислете моларната маса на водата:
M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g / mol.
Изчислете масата на разложената вода:
m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) \u003d 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.
Масата на разтвора на калиев сулфат намалява с 23,4 g и става равна на 200-23,4 = 176,6 g. Сега нека изчислим концентрацията на разтвора на калиев сулфат в края на електролизата:
С2 (K2 SO4)=m(K2 SO4) 100% / m(разтвор)=30g 100% / 176.6g=17%
Отговор:концентрацията на разтвора в края на електролизата е 17%.
* 3 задача 5. 188,3 g смес от натриев и калиев хлориди се разтварят във вода и през получения разтвор се пропуска електрически ток. По време на електролиза на катода са отделени 33,6 литра водород. Изчислете състава на сместа в тегловни проценти.
След разтваряне на смес от калиеви и натриеви хлориди във вода, разтворът съдържа K+, Na+ и Cl- йони. Нито калиевите йони, нито натриевите йони се редуцират на катода, водните молекули се редуцират. Хлоридните йони се окисляват на анода и се отделя хлор:
Нека пренапишем уравненията в молекулярна форма:
2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH
2NaCl + 2H2O = H2 + C12 + 2NaOH
Нека обозначим количеството вещество калиев хлорид, съдържащо се в сместа, x mol, и количеството вещество натриев хлорид, y mol. Според уравнението на реакцията при електролизата на 2 mol натриев или калиев хлорид се отделя 1 mol водород. Следователно по време на електролиза x mol калиев хлорид се образува x / 2 или 0,5x mol водород, а по време на електролиза y mol натриев хлорид е 0,5y mol водород. Намерете количеството водород, отделено по време на електролизата на сместа:
Нека съставим уравнението: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5
Изчислете моларни масикалиеви и натриеви хлориди:
M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol
M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol
Масата x mol калиев хлорид е:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.
Масата на мол натриев хлорид е:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.
Масата на сместа е 188,3 g, правим второто уравнение:
74,5x + 58,5y = 188,3
И така, решаваме система от две уравнения с две неизвестни:
0,5(x + y)= 1,5
74.5x + 58.5y = 188.3g
От първото уравнение изразяваме x:
x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,
x = 3-y
Замествайки тази стойност на x във второто уравнение, получаваме:
74,5-(3-y) + 58,5y = 188,3
223,5-74,5y + 58,5y = 188,3
-16y = -35,2
y \u003d 2,2 100% / 188,3g \u003d 31,65%
Изчислете масовата част на натриевия хлорид:
w(NaCl) = 100% - w(KCl) = 68,35%
Отговор:сместа съдържа 31,65% калиев хлорид и 68,35% натриев хлорид.
Хлориране
Използването на натриев хипохлорит (NaClO) се дължи на химичната му способност да неутрализира редица вредни микроорганизми. Неговите бактерицидни свойства са насочени към унищожаването на редица опасни гъбички и бактерии.
За да се получи натриев хипохлорит, е необходимо да се извърши процесът на хлориране на натриев хидроксид (NaOH) с помощта на молекулен хлор (Cl).
Принципът на действие на натриевия хипохлорит (NaClO) е доста прост, тъй като това вещество има висока биоцидност (биоцид - химикали, предназначени за борба с вредни или патогенни микроорганизми) свойства. Когато натриевият хипохлорит (NaClO) попадне във водата, той започва активно да се разлага, образувайки активни частици под формата на радикали и кислород.Радикалите на натриевия хипохлорит (NaClO) са насочени срещу вредните микроорганизми. Активните частици натриев хипохлорит (NaClO) започват да разрушават външната обвивка или биофилма на микроорганизма, като по този начин това води до окончателната смърт на различни патогенни гъбички, вируси и бактерии.Химичният състав на натриевия хипохлорит е насочен към обеззаразяване и дезинфекция на водата . Следователно това вещество заема важно място в много области на човешкия живот. Световни проучвания показват, че натриевият хипохлорит (NaClO) се използва за дезинфекция в 91% от случаите, останалите 9% включват калиев или литиев хипохлорит. Но за да може това вещество да даде резултати и ползи в ежедневието, е необходимо внимателно да се следи концентрацията на разтвора.
Хлорирането се оказа най-лесният и евтин начин за дезинфекция на вода, така че бързо се разпространи по целия свят. Сега можем да кажем, че традиционният метод за дезинфекция пия вода, приет в целия свят (в 99 случая от 100), е хлориране, а днес стотици хиляди тонове хлор се използват годишно за хлориране на водата.Например, в Русия повече от 99% от водата се подлага на хлориране и за тези цели около 100 хиляди тона хлор.
В съвременната практика за дезинфекция на питейната вода хлорирането се използва най-често като най-икономичен и ефективен методв сравнение с всички други познати методи, тъй като това е единственият начин да се гарантира микробиологичната безопасност на водата във всяка точка на разпределителната мрежа по всяко време поради последействието на хлора.
Добре известно е, че хлорът (Cl), реагирайки с вода, не образува "хлорна вода" (както се смяташе преди), а хипохлорна киселина ( HClO) - първото вещество, получено от химиците, което съдържа активен хлор.
От уравнението на реакцията: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O,следва, че теоретично от 52,5 g. HClOможете да получите 71 g Cl2, тоест хипохлорната киселина съдържа 135,2% активен хлор. Но тази киселина е нестабилна: максималната й възможна концентрация в разтвора е не повече от 30%.
Хлорът се разтваря лесно във вода, убивайки всички живи същества в нея. Както беше установено след смесване на газообразен хлор с вода, във воден разтвор се установява равновесие:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
След това настъпва дисоциация (дисоциацията е разпадането на частица (молекула, радикал, йон) на няколко по-прости частици) на образуваната хипохлорна киселина HOCl ↔ H+ + OCl –
Наличието на хипохлорна киселина във водни разтвори на хлор и аниони, получени в резултат на нейната дисоциация OSl -имат силни бактерицидни свойства (това е способността да унищожават микроорганизмите). Оказа се, че свободната хипохлориста киселина е почти 300 пъти по-активна от хипохлоритните йони. ClO-. Това се обяснява с уникалната способност HClOпроникват в бактериите през техните мембрани. В допълнение, както вече посочихме, хипохлорната киселина е обект на разлагане на светлина:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
с образуването на солна киселина и атомен (синглет) кислород (като междинен продукт), който е най-силният окислител.
Процес на хлориране.
В пречиствателната станция хлорът се доставя във втечнено състояние в специализирани контейнери с различна вместимост, бутилки с малък и среден обем. Но хлорът в газообразно състояние се използва за дезинфекция на водата. Газообразният хлор се получава от течен хлор чрез изпаряването му в серпентини изпарители, които представляват вертикални цилиндрични апарати със серпентини, поставени вътре, през които преминава течен хлор. Дозирането на получения газообразен хлор във водата се извършва чрез специални устройства - вакуумни хлоратори.
След въвеждането на хлор в пречистената вода трябва да се осигури добро смесване с водата и достатъчна продължителност на контакта му с водата (най-малко 30 минути), преди водата да бъде доставена на потребителя. Трябва да се отбележи, че водата преди хлорирането трябва вече да е подготвена и по правило хлорирането обикновено се извършва преди избистрената вода да влезе в резервоара. чиста вода, където е предвидено необходимото време за контакт.
Основните предимства на използването на хлорен газ за дезинфекция на вода
са:
- ниска цена на процеса на дезинфекция на водата;
- лекота на извършване на процеса на хлориране;
- висока дезинфекцираща способност на газообразния хлор;
- хлорът засяга не само микроорганизмите, но и окислява органични и неорганични вещества;
- хлорът елиминира вкусовете и миризмите на водата, нейния цвят, не допринася за увеличаване на мътността.
Хлорът обаче е мощен отровно веществопринадлежащ към втория клас на опасност.Газообразният хлор е силен окислител, който подпомага горенето на много органична материя, запалими при контакт с горими вещества. Терпентин, титан и метални прахове в атмосфера на хлор са способни на самозапалване при стайна температура. Хлорът образува експлозивни смеси с водорода.
Понякога разходите за осигуряване на безопасността на хлорирането надвишават разходите за действителното хлориране на водата.
В това отношение използването на натриев хипохлорит като хлорен агент при хлорирането на вода е добра алтернатива на газообразния хлор.
Електролиза
Най-евтиният, прост и безопасен метод е получаването на дезинфекционни разтвори на натриев хипохлорит чрез електролиза на воден разтвор на натриев хлорид (NaCl) и взаимодействието му с алкали в същия апарат - електролизатор. 
Снимките показват електролизера. Дозираща помпа Seko за дозиране на натриев хипохлорит и херметично затворена помпа Argal за изпомпване на солен разтвор на NaCl
Като запазва всички предимства на хлорирането с течен хлор, електролитното обеззаразяване с натриев хипохлорит избягва основните трудности при транспортирането и съхранението на токсичен газ.
Използването на ниско концентрирани разтвори на натриев хипохлорит повишава безопасността на процеса на дезинфекция на водата в сравнение с течния хлор и силно концентрирания разтвор на натриев хипохлорит.
Солта е суровина за производството на натриев хипохлорит. Тъй като реагентът се използва директно на мястото на получаване, няма нужда от транспортиране.
Технологичният процес за производство на натриев хипохлорит включва следните операции:
- Приготвяне на наситен разтвор трапезна сол.
- Основният процес за получаване на натриев хипохлорит чрез електролиза.
По време на електролизата на разтвор на натриев хлорид протичат следните реакции:
на катода: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (натриев хидроксид) + H2;
на анода: 2Cl - - 2е→Cl 2 ;
Cl 2 + 2H 2 O → 2HClO (хипохлориста киселина) + HCl.
Общата реакция може да бъде представена като:
NaCl + H 2 O → NaClO + H 2.
Тъй като процесът на окисляване на натриев хипохлорит с последващо образуване на хлорити и хлорати се забавя с понижаване на температурата, електролизата се извършва при относително ниски температуриработен солен разтвор (20–25 С°).
Солта се изсипва в специални контейнери - сатуратори през зареждащото устройство. Суровината за производството на нискоконцентрирани разтвори на натриев хипохлорит е хранителна трапезна сол от най-висок клас или "Екстра". Излятата вода, преминавайки през слоя сол, образува наситен разтвор на готварска сол.
За пречистване на концентриран солен разтвор се използват груби филтри и сменяеми фини филтри от полипропиленови патрони с производителност 5 микрона.
Наситен разтвор на готварска сол се изпомпва в миксера, където се извършва разреждане вода от чешматадо работната концентрация (съгласно SanPiN 2.1.4.1074-01), а след това - в електролизера.
Основният процес на получаване на натриев хипохлорит чрез електролиза се извършва в инсталации, състоящи се от електролиза и топлообменник. В топлообменниците електролитът се охлажда през лятото (с чешмяна вода), а през зимата работният солен разтвор се загрява предварително.
В електролизните вани титаниевите електроди са покрити с рутениев и иридиев диоксид. В процеса на електролиза върху електродите се образуват калциеви и магнезиеви отлагания, поради което периодично, когато се образуват тези отлагания, електролизерите се промиват в затворен кръг с 4% разтвор на солна киселина (HCl).
В електролизера се извършва непрекъсната електролиза на работния солен разтвор, в резултат на което се получава натриев хипохлорит. 3% разтвор на NaCl при постоянен обемен дебит от 2,5 m3/h протича през инсталацията за електролиза, докато се достигне желаната концентрация на NaClO (0,8%). Образуваният в електролизерите натриев хипохлорит се съхранява в специални резервоари за осигуряване на резерв за нуждите на пречиствателните съоръжения.
Натриевият хипохлорит с концентрация на активен хлор най-малко 8 g/l постъпва в резервоара за съхранение, откъдето се изпомпва към дозиращи устройства, разположени в близост до точките за впръскване на реагента. От резервоарите натриевият хипохлорит се подава по тръбопроводна система чрез дозиращи помпи към автоматична дозираща станция в пречистената вода.
Заключение
Използването на нискоконцентрирани разтвори на натриев хипохлорит подобрява безопасността на процесите на пречистване на водата във водопроводните съоръжения.
Комбинация от дезинфекция на пречистена вода с ниско концентриран натриев хипохлорит (първи етап) с ултравиолетово облъчванепреди подаване към градската водопроводна мрежа (втори етап) гарантира пълно съответствие на качеството на водата по микробиологични показатели с действащите стандарти и нейната висока епидемиологична безопасност.
