Pri uvažovaní o elektrolýze roztokov netreba zabúdať na skutočnosť, že v každom vodnom roztoku sú okrem iónov elektrolytu aj ióny, ktoré sú ešte produktmi disociácie vody - H + a OH -. poli sa vodíkové ióny presunú na katódu a hydroxyl na anódu. Na katóde sa teda môžu vybíjať katióny elektrolytov aj katióny vodíka. Podobne na anóde môžu byť vybité elektrolytové anióny aj hydroxylové ióny. Okrem toho môžu molekuly vody tiež podliehať elektrochemickej oxidácii alebo redukcii.
To, aký druh elektrochemických procesov bude prebiehať na elektródach počas elektrolýzy, bude závisieť predovšetkým od pomeru elektródových potenciálov príslušných elektrochemických systémov. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémov budú na katóde redukované. Od viacerých možné procesy bude postupovať jeden, s realizáciou ktorého je spojené minimálne náklady energie. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémov s najvyšším elektródovým potenciálom budú redukované na katóde, zatiaľ čo redukované formy systémov s najnižším elektródovým potenciálom budú oxidované na anóde. Materiál elektród má inhibičný účinok na priebeh niektorých elektrochemických procesov; o takýchto prípadoch sa hovorí nižšie.
Vzhľadom na katódové procesy prebiehajúce pri elektrolýze vodných roztokov je potrebné vziať do úvahy hodnotu potenciálu procesu redukcie vodíkových iónov. Tento potenciál závisí od koncentrácie vodíkových iónov a v prípade neutrálnych roztokov (рН=7) má hodnotu
φ \u003d -0,059 * 7 \u003d -0,41 V. Z toho je zrejmé, že ak je elektrolyt tvorený kovom, ktorého elektródový potenciál je oveľa kladnejší ako -0,41 V, potom sa kov uvoľní z neutrálneho roztoku pri katóda. Takéto kovy sú v sérii napätí blízko vodíka (začínajúc približne od cínu) a za ním. Naopak, v prípade elektrolytov, ktorých kov má potenciál oveľa zápornejší ako –0,41 V, sa kov nezredukuje, ale uvoľní sa vodík. Medzi takéto kovy patria kovy začiatku série napätí, približne až po titán. Nakoniec, ak je potenciál kovu blízky –0,41 V (kovy v strednej časti radu Zn, Cr, Fe, Ni), potom v závislosti od koncentrácie roztoku a podmienok elektrolýzy je možná redukcia kovu aj vývoj vodíka; často dochádza k spoločnému uvoľňovaniu kovu a vodíka.
Elektrochemický vývoj vodíka z kyslých roztokov nastáva v dôsledku vybíjania vodíkových iónov. V prípade neutrálnych alebo alkalických médií je to výsledok elektrochemickej redukcie vody:
2H20 + 2e - \u003d H2 + 2OH -
Povaha katódového procesu počas elektrolýzy vodných roztokov je teda určená predovšetkým polohou zodpovedajúceho kovu v sérii napätí. V niektorých prípadoch veľký význam majú pH roztoku, koncentráciu kovových iónov a iné podmienky elektrolýzy.
Pri zvažovaní anódových procesov je potrebné mať na pamäti, že materiál anódy môže počas elektrolýzy oxidovať. V tomto ohľade sa rozlišuje elektrolýza s inertnou anódou a elektrolýza s aktívnou anódou. Anóda sa nazýva inertná, ktorej materiál počas elektrolýzy nepodlieha oxidácii. Aktívna anóda je anóda, ktorej materiál môže byť pri elektrolýze oxidovaný. Ako materiály pre inertné anódy sa častejšie používa grafit, uhlie a platina.
Na inertnej anóde počas elektrolýzy vodných roztokov zásad, kyselín obsahujúcich kyslík a ich solí, ako aj kyseliny fluorovodíkovej a fluoridov dochádza k elektrochemickej oxidácii vody s uvoľňovaním kyslíka. V závislosti od pH roztoku tento proces prebieha rôzne a možno ho zapísať do rôznych rovníc. V alkalickom prostredí má rovnica tvar
4OH - \u003d O2 + 2H20 + 4e -
a v kyslom alebo neutrálnom stave:
2H20 \u003d O2 + 4H + + 4e -
V uvažovaných prípadoch je elektrochemická oxidácia vody energeticky najvýhodnejším procesom. Anióny obsahujúce kyslík sa buď nedajú oxidovať, alebo k ich oxidácii dochádza pri veľmi vysokých potenciáloch. Napríklad štandardný oxidačný potenciál iónu SO 4 2-
2SO 4 2- \u003d S 2 O 8 2- + 2e -
je 2,010 V, čo je oveľa viac ako štandardný potenciál oxidácie vody (1,228 V). Štandardný oxidačný potenciál iónu F je ešte väčší (2,87 V).
Pri elektrolýze vodných roztokov anoxických kyselín a ich solí (okrem HF a fluoridov) sa na anóde vybíjajú anióny. Najmä počas elektrolýzy roztokov HI, HBr, HCl a ich solí sa na anóde uvoľňuje zodpovedajúci halogén. Všimnite si, že uvoľňovanie chlóru pri elektrolýze HCl a jej solí je v rozpore so vzájomnou polohou systémov
2Cl - \u003d 2Cl + 2e - (φ \u003d 1,359 V)
2H20 \u003d O2 + 4H + + 4e - (φ \u003d 1,228 V)
v sérii štandardných elektródových potenciálov. Táto anomália je spojená s výrazným prepätím druhého z týchto dvoch elektródových procesov – materiál anódy má inhibičný účinok na proces vývoja kyslíka.
V prípade aktívnej anódy sa počet konkurenčných oxidačných procesov zvyšuje na tri: elektrochemická oxidácia vody s uvoľňovaním kyslíka, aniónový výboj (tj. jeho oxidácia) a elektrochemická oxidácia kovu anódy (tzv. anodické rozpúšťanie kov). Z týchto možných procesov bude prebiehať ten, ktorý je energeticky najpriaznivejší. Ak je anódový kov umiestnený v sérii štandardných potenciálov skôr ako oba ostatné elektrochemické systémy, potom bude pozorované anodické rozpúšťanie kovu. V opačnom prípade dôjde k vývoju kyslíka alebo aniónovému výboju.
Uvažujme o niekoľkých typických prípadoch elektrolýzy vodných roztokov.
Elektrolýza roztoku CuCl 2 s inertnou anódou. Meď v sérii napätí sa nachádza za vodíkom; preto na katóde dôjde k vybitiu iónov Cu 2+ a uvoľneniu kovovej medi. Na anóde budú vybíjané chloridové ióny.
Schéma elektrolýzy roztoku chloridového vlákna (II):
Katóda ← Cu 2+ 2Cl - → Anóda
Cu 2+ + 2e - \u003d Cu 2Cl - \u003d 2Cl + 2e -
Elektrolýza roztoku K 2 SO 4 s inertnou anódou. Pretože draslík v sérii napätí je oveľa skôr ako vodík, vodík sa uvoľní na katóde a bude sa hromadiť OH -. Na anóde sa bude uvoľňovať kyslík a budú sa hromadiť ióny H +. Súčasne sa do katódového priestoru dostanú ióny K + a do anódového priestoru ióny SO 4 2-. Riešenie tak zostane vo všetkých jeho častiach elektricky neutrálne. Zásady sa však budú hromadiť v katódovom priestore a kyselina sa bude hromadiť v anodickom priestore.
Schéma elektrolýzy roztoku síranu draselného:
Katóda ← 4K + 2SO 4 2- → Anóda
4H20 + 4e - \u003d 4OH - + 4H 2H20 \u003d 4H++ 2O + 4e -
KOH 4H \u003d 2H22O \u003d O2H2SO4
Elektrolýza roztoku NiSO 4 s niklovou anódou. Štandardný potenciál niklu (-0,250 V) je o niečo väčší ako -0,41 V; preto sa pri elektrolýze neutrálneho roztoku NiSO 4 na katóde hlavne vybíjajú ióny Ni 2+ a uvoľňuje sa kov. Na anóde prebieha opačný proces - oxidácia kovu, pretože potenciál niklu je oveľa menší ako oxidačný potenciál vody a ešte viac oxidačný potenciál iónu SO 4 2-. V tomto prípade sa teda elektrolýza redukuje na rozpustenie anódového kovu a jeho oddelenie na katóde.
Schéma elektrolýzy roztoku síranu nikelnatého:
Katóda ← Ni 2+ SO 4 2- → Anóda
Ni 2+ + 2e - \u003d Ni Ni \u003d Ni 2+ + 2e -
Tento proces sa používa na elektrochemické čistenie niklu.
Faradayove zákony
1. Faradayov zákon.
Hmotnosť látky uvoľnenej na elektróde pri prechode elektrického prúdu cez roztok elektrolytu je priamo úmerná množstvu elektriny.
kde ∆m je množstvo zreagovanej látky; Q je množstvo elektriny; k e - koeficient proporcionality, ktorý ukazuje, ako veľmi látka reagovala pri prechode jednotky elektriny. Hodnota k sa nazýva elektrochemický ekvivalent.
k=M/(N A z│e│)
kde z je iónová valencia; M je molárna hmotnosť látky uvoľnenej na elektróde; N A je Avogadrova konštanta. │e│= 1,6 10-19 Cl.
2. Faradayov zákon.
Podľa druhého Faradayovho zákona sa pri prejdení určitého množstva elektriny pomer hmotností zreagovaných látok rovná pomeru ich chemických ekvivalentov:
∆m 1 /A 1 = ∆m 2 /A 2 = ∆m 3 /A 3 = konšt.
Chemický ekvivalent prvku sa rovná pomeru časti hmotnosti prvku, ktorá pridáva alebo nahrádza jednu atómovú hmotnosť vodíka alebo polovicu atómovej hmotnosti kyslíka v chemických zlúčeninách, k 1/12 hmotnosti C 12 atóm. Pojem „chemický ekvivalent“ sa vzťahuje aj na zlúčeniny. Chemický ekvivalent kyseliny sa teda číselne rovná jej molárnej hmotnosti vydelenej zásaditosťou (počet vodíkových iónov), chemický ekvivalent zásady je jej molárna hmotnosť vydelená kyslosťou (pre anorganickú zásadu počtom hydroxylových skupín). skupiny), chemickým ekvivalentom soli je jej molárna hmotnosť vydelená súčtom nábojov katiónov alebo aniónov.
Čo je elektrolýza? Pre jednoduchšie pochopenie odpovede na túto otázku si predstavme akýkoľvek zdroj jednosmerného prúdu. Pre každý zdroj jednosmerného prúdu môžete vždy nájsť kladný a záporný pól:
Pripojme k nemu dve chemicky odolné elektricky vodivé dosky, ktoré budeme nazývať elektródy. Doska spojená s kladným pólom sa nazýva anóda a so záporným pólom sa nazýva katóda:
Chlorid sodný je elektrolyt; keď sa topí, disociuje sa na sodné katióny a chloridové ióny:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Je zrejmé, že záporne nabité anióny chlóru pôjdu na kladne nabitú elektródu - anódu a kladne nabité katióny Na + na záporne nabitú elektródu - katódu. V dôsledku toho sa vybijú katióny Na + aj anióny Cl -, to znamená, že sa stanú neutrálnymi atómami. K výboju dochádza akvizíciou elektrónov v prípade iónov Na + a stratou elektrónov v prípade iónov Cl −. To znamená, že proces prebieha na katóde:
Na + + 1e − = Na 0,
A na anóde:
Cl − − 1e − = Cl
Pretože každý atóm chlóru má nepárový elektrón, ich jediná existencia je nepriaznivá a atómy chlóru sa spájajú do molekuly dvoch atómov chlóru:
Сl∙ + ∙Cl \u003d Cl 2
Celkovo je teda proces vyskytujúci sa na anóde správnejšie napísaný takto:
2Cl-2e- = Cl2
To znamená, že máme:
Katóda: Na + + 1e − = Na 0
Anóda: 2Cl - - 2e - = Cl2
Zhrňme si elektronickú bilanciu:
Na + + 1e − = Na 0 |∙2
2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1<
Pridajte ľavú a pravú stranu oboch rovníc polovičné reakcie, dostaneme:
2Na + + 2e − + 2Cl − − 2e − = 2Na 0 + Cl 2
Redukujeme dva elektróny rovnakým spôsobom, ako sa to robí v algebre, dostaneme iónovú rovnicu elektrolýzy:
2NaCl (1.) => 2Na + Cl 2
Z teoretického hľadiska je vyššie uvedený prípad najjednoduchší, pretože v tavenine chloridu sodného boli medzi kladne nabitými iónmi iba ióny sodíka a medzi zápornými iba anióny chlóru.
Inými slovami, ani Na + katióny, ani Cl − anióny nemali „konkurentov“ pre katódu a anódu.
A čo sa stane napríklad, ak namiesto taveniny chloridu sodného prejde jeho vodným roztokom prúd? V tomto prípade je tiež pozorovaná disociácia chloridu sodného, ale tvorba kovového sodíka vo vodnom roztoku je nemožná. Veď vieme, že sodík, zástupca alkalických kovov, je mimoriadne aktívny kov, ktorý veľmi búrlivo reaguje s vodou. Ak za takýchto podmienok nie je možné redukovať sodík, čo sa potom zníži na katóde?
Spomeňme si na štruktúru molekuly vody. Je to dipól, to znamená, že má záporný a kladný pól:
Vďaka tejto vlastnosti je schopný „prilepiť“ povrch katódy aj povrch anódy:
Môžu prebiehať nasledujúce procesy:
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
2H20 - 4e - \u003d 02 + 4H+
Ukazuje sa teda, že ak vezmeme do úvahy roztok akéhokoľvek elektrolytu, uvidíme, že katióny a anióny vznikajúce pri disociácii elektrolytu súťažia s molekulami vody o redukciu na katóde a oxidáciu na anóde.
Aké procesy teda budú prebiehať na katóde a na anóde? Vybíjanie iónov vznikajúcich pri disociácii elektrolytu alebo oxidácii/redukcii molekúl vody? Alebo možno všetky tieto procesy prebehnú súčasne?
V závislosti od typu elektrolytu sú možné rôzne situácie počas elektrolýzy jeho vodného roztoku. Napríklad katióny alkalických kovov, kovov alkalických zemín, hliníka a horčíka sa vo vodnom prostredí jednoducho redukovať nedajú, pretože ich redukciou by mali byť alkalické kovy, kovy alkalických zemín, hliník alebo horčík, t.j. kovy, ktoré reagujú s vodou.
V tomto prípade je možná len redukcia molekúl vody na katóde.
Je možné si zapamätať, aký proces bude prebiehať na katóde počas elektrolýzy roztoku akéhokoľvek elektrolytu, a to podľa nasledujúcich zásad:
1) Ak elektrolyt pozostáva z kovového katiónu, ktorý vo voľnom stave za normálnych podmienok reaguje s vodou, prebieha na katóde tento proces:
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
Týka sa to kovov, ktoré sú na začiatku série aktivity Al vrátane.
2) Ak elektrolyt pozostáva z kovového katiónu, ktorý vo voľnej forme nereaguje s vodou, ale reaguje s neoxidačnými kyselinami, prebiehajú naraz dva procesy, a to ako redukcia katiónov kovov, tak aj molekúl vody:
Me n+ + ne = Me 0
Tieto kovy zahŕňajú kovy medzi Al a H v sérii aktivít.
3) Ak elektrolyt pozostáva z vodíkových katiónov (kyselín) alebo katiónov kovov, ktoré nereagujú s neoxidačnými kyselinami, obnovia sa iba katióny elektrolytu:
2H + + 2e - \u003d H2 - v prípade kyseliny
Me n + + ne = Me 0 - v prípade soli
Na anóde je medzitým situácia nasledovná:
1) Ak elektrolyt obsahuje anióny bezkyslíkatých zvyškov kyselín (okrem F -), tak proces ich oxidácie prebieha na anóde, molekuly vody nie sú oxidované. Napríklad:
2Cl - - 2e \u003d Cl 2
S 2- − 2e = S o
Fluoridové ióny sa na anóde neoxidujú, pretože fluór nie je schopný tvoriť vo vodnom roztoku (reaguje s vodou)
2) Ak elektrolyt obsahuje hydroxidové ióny (alkálie), oxidujú sa namiesto molekúl vody:
4OH - - 4e - \u003d 2H20 + O2
3) Ak elektrolyt obsahuje na anóde zvyšok kyseliny s obsahom kyslíka (okrem zvyškov organických kyselín) alebo fluoridový ión (F -), prebieha proces oxidácie molekúl vody:
2H20 - 4e - \u003d 02 + 4H+
4) V prípade kyslého zvyšku karboxylovej kyseliny na anóde prebieha nasledujúci proces:
2RCOO - - 2e - \u003d R-R + 2CO 2
Precvičme si písanie rovníc elektrolýzy pre rôzne situácie:
Príklad č. 1
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy taveniny chloridu zinočnatého, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Riešenie
Keď sa chlorid zinočnatý roztopí, disociuje:
ZnCl 2 \u003d Zn 2+ + 2Cl -
Ďalej je potrebné venovať pozornosť skutočnosti, že je to tavenina chloridu zinočnatého, ktorá podlieha elektrolýze, a nie vodný roztok. Inými slovami, bez možnosti môže nastať iba redukcia katiónov zinku na katóde a oxidácia chloridových iónov na anóde. žiadne molekuly vody
Katóda: Zn 2+ + 2e − = Zn 0 |∙1
Anóda: 2Cl − − 2e − = Cl 2 |∙1
ZnCl2 \u003d Zn + Cl2
Príklad č. 2
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku chloridu zinočnatého, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Pretože v tomto prípade je vodný roztok podrobený elektrolýze, teoreticky sa molekuly vody môžu zúčastniť elektrolýzy. Keďže zinok sa nachádza v sérii aktivít medzi Al a H, znamená to, že na katóde dôjde k redukcii katiónov zinku aj molekúl vody.
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
Zn 2+ + 2e − = Zn 0
Chloridový ión je kyslý zvyšok bezkyslíkatej kyseliny HCl, preto v súťaži o oxidáciu na anóde „vyhrávajú“ chloridové ióny nad molekulami vody:
2Cl-2e- = Cl2
V tomto konkrétnom prípade nie je možné napísať celkovú rovnicu elektrolýzy, pretože pomer medzi vodíkom a zinkom uvoľneným na katóde nie je známy.
Príklad č. 3
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku dusičnanu meďnatého, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Dusičnan meďnatý v roztoku je v disociovanom stave:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Meď je v sérii aktivít napravo od vodíka, to znamená, že katióny medi budú na katóde redukované:
Cu 2+ + 2e − = Cu 0
Dusičnanový ión NO 3 - je kyslý zvyšok obsahujúci kyslík, čo znamená, že pri oxidácii na anóde dusičnanové ióny „strácajú“ v konkurencii s molekulami vody:
2H20 - 4e - \u003d 02 + 4H+
Touto cestou:
Katóda: Cu 2+ + 2e − = Cu 0 |∙2
2Cu2+ + 2H20 = 2Cu0 + 02 + 4H+
Rovnica získaná ako výsledok sčítania je iónová rovnica elektrolýzy. Ak chcete získať úplnú rovnicu molekulárnej elektrolýzy, musíte pridať 4 dusičnanové ióny na ľavú a pravú stranu výslednej iónovej rovnice ako protiióny. Potom dostaneme:
2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu0 + O2 + 4HN03
Príklad č. 4
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku octanu draselného, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Riešenie:
Octan draselný vo vodnom roztoku disociuje na draselné katióny a acetátové ióny:
CH 3 COOK \u003d CH 3 COO − + K +
Draslík je alkalický kov, t.j. je v elektrochemickom rade napätí na samom začiatku. To znamená, že jeho katióny sa nemôžu vybiť na katóde. Namiesto toho sa obnovia molekuly vody:
2H20 + 2e - \u003d 2OH - + H2
Ako bolo uvedené vyššie, zvyšky kys karboxylové kyseliny„vyhrať“ v súťaži o oxidáciu molekulami vody na anóde:
2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2
Zhrnutím elektronických váh a pridaním dvoch rovníc polovičných reakcií na katóde a anóde teda dostaneme:
Katóda: 2H20 + 2e − = 2OH − + H2 |∙1
Anóda: 2CH 3 COO - - 2e - \u003d CH 3 -CH 3 + 2CO 2 | ∙ 1
2H20 + 2CH3COO - \u003d 2OH - + H2 + CH3-CH3 + 2CO2
Získali sme úplnú rovnicu elektrolýzy v iónovej forme. Pridaním dvoch draselných iónov na ľavú a pravú stranu rovnice a ich pridaním s protiiónmi dostaneme úplnú rovnicu elektrolýzy v molekulárnej forme:
2H2O + 2CH3 COOK \u003d 2KOH + H2 + CH3-CH3 + 2CO2
Príklad č. 5
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku kyseliny sírovej, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Kyselina sírová sa disociuje na vodíkové katióny a síranové ióny:
H2SO4 \u003d 2H+ + SO4 2-
Vodíkové katióny H + budú redukované na katóde a molekuly vody budú oxidované na anóde, pretože síranové ióny sú zvyšky kyselín obsahujúce kyslík:
Katóda: 2H + + 2e − = H2 |∙2
Anóda: 2H20 - 4e - = 02 + 4H + |∙1
4H + + 2H20 \u003d 2H2 + O2 + 4H +
Redukciou vodíkových iónov na ľavej, pravej a ľavej strane rovnice dostaneme rovnicu pre elektrolýzu vodného roztoku kyseliny sírovej:
2H20 \u003d 2H2 + O2
Ako je možné vidieť, elektrolýza vodného roztoku kyseliny sírovej sa redukuje na elektrolýzu vody.
Príklad č. 6
Napíšte rovnice pre procesy prebiehajúce na katóde a anóde počas elektrolýzy vodného roztoku hydroxidu sodného, ako aj všeobecnú rovnicu elektrolýzy.
Disociácia hydroxidu sodného:
NaOH = Na + + OH -
Na katóde sa redukujú iba molekuly vody, pretože sodík je vysoko aktívny kov a na anóde iba hydroxidové ióny:
Katóda: 2H20 + 2e − = 2OH − + H2 |∙2
Anóda: 4OH − − 4e − = O 2 + 2H 2 O |∙1
4H20 + 4OH - \u003d 4OH - + 2H2 + O2 + 2H20
Redukujme dve molekuly vody vľavo a vpravo a 4 hydroxidové ióny a dospejeme k záveru, že ako v prípade kyseliny sírovej sa elektrolýza vodného roztoku hydroxidu sodného redukuje na elektrolýzu vody.
Pri uvažovaní o elektrolýze vodných roztokov treba mať na pamäti, že okrem iónov elektrolytu sú v akomkoľvek vodnom roztoku aj ióny, ktoré sú produktmi disociácie vody H + a OH -.
V elektrickom poli sa vodíkové ióny pohybujú smerom ku katóde a OH ióny sa pohybujú smerom k anóde. Na katóde sa teda môžu vybíjať katióny elektrolytov aj katióny vodíka. Podobne na anóde môžu byť vybité elektrolytové anióny aj hydroxidové ióny. Okrem toho môžu molekuly vody tiež podliehať elektrochemickej oxidácii alebo redukcii.
Ktoré elektrochemické procesy budú prebiehať na elektródach počas elektrolýzy, bude závisieť predovšetkým od relatívnych hodnôt elektródových potenciálov príslušných elektrochemických systémov. Z viacerých možných procesov bude prebiehať ten s minimálnou spotrebou energie. To znamená, že oxidované formy elektrochemických systémov s najvyšším elektródovým potenciálom budú redukované na katóde, zatiaľ čo redukované formy systémov s najnižším elektródovým potenciálom budú oxidované na anóde. IN všeobecný prípad na anóde sa ľahšie oxidujú tie atómy, molekuly a ióny, ktorých potenciály sú za daných podmienok najnižšie, na katóde sa ľahšie redukujú tie ióny, molekuly, atómy, ktorých potenciály sú najvyššie. Uvažujme o katódových procesoch vyskytujúcich sa počas elektrolýzy vodných roztokov solí. Tu je potrebné vziať do úvahy veľkosť elektródového potenciálu procesu redukcie vodíkových iónov, ktorý závisí od koncentrácie vodíkových iónov. Poznáme všeobecnú rovnicu elektródového potenciálu pre vodíkovú elektródu (časť 2.3).
V prípade neutrálnych roztokov (pH=7) je hodnota elektródového potenciálu procesu redukcie vodíkových iónov
|
φ = –0,059 . 7 = -0,41 V. |
1) pri elektrolýze soľných roztokov obsahujúcich katióny kovov, ktorých elektródový potenciál je oveľa kladnejší ako –0,41 V, bude kov redukovaný z neutrálneho roztoku takéhoto elektrolytu na katóde. Takéto kovy sú v sérii napätí blízko vodíka (začínajúc približne od cínu a po ňom);
2) pri elektrolýze soľných roztokov obsahujúcich katióny kovov, ktorých elektródový potenciál je oveľa zápornejší ako -0,41 V, sa kov na katóde neredukuje, ale uvoľňuje sa vodík. Takéto kovy zahŕňajú alkalické kovy, kovy alkalických zemín, horčík, hliník až po približne titán;
3) pri elektrolýze roztokov solí obsahujúcich katióny kovov, ktorých elektródový potenciál je blízky -0,41 V (kovy strednej časti série - Zn, Cr, Fe, Cd, Ni), potom v závislosti od koncentrácie soľného roztoku a podmienok elektrolýzy (prúdová hustota, teplota, zloženie roztoku) je možná redukcia kovu aj vývoj vodíka; niekedy dochádza k spoločnému uvoľňovaniu kovu a vodíka.
Elektrochemické uvoľňovanie vodíka z kyslých roztokov nastáva v dôsledku výboja vodíkových iónov:
2H + 2 hodiny → 2 hodiny 0
2H 0 = H 2 .
V prípade neutrálnych alebo alkalických médií nastáva vývoj vodíka ako výsledok elektrochemickej redukcie vody:
HOH + ē → H 0 + OH –
H 0 + H 0 = H 2 ,
|
potom 2HON + 2ē → H 2 + 2OH – |
Povaha katódového procesu pri elektrolýze vodných roztokov je teda určená predovšetkým polohou zodpovedajúceho kovu v sérii štandardných elektródových potenciálov kovov.
Ak je vodný roztok obsahujúci katióny rôznych kovov podrobený elektrolýze, potom bude ich uvoľňovanie na katóde spravidla prebiehať v poradí znižovania algebraickej hodnoty elektródového potenciálu kovu. Napríklad zo zmesi katiónov Ag +, Cu 2+ a Zn 2+ s dostatočným napätím na svorkách elektrolyzéra, katióny striebra (φ 0 \u003d +0,8 V), potom medi (φ 0 \u003d +0,34 V ) a nakoniec zinok (φ 0 \u003d -0,76 V).
Elektrochemická separácia kovov zo zmesi katiónov sa používa v inžinierstve a v kvantitatívnej analýze. Vo všeobecnosti je schopnosť vybíjať (pripájať elektróny) pre ióny kovov určená polohou kovov v sérii štandardných elektródových potenciálov. Čím viac vľavo je kov v sérii napätí, tým väčší je jeho záporný potenciál alebo čím menej kladný potenciál, tým ťažšie sa jeho ióny vybíjajú. Takže z kovových iónov v sérii napätí sa najľahšie vybijú trojmocné ióny zlata (pri najnižšom napätí elektrického prúdu), potom ióny striebra atď. Najťažšie (pri najvyššom napätí elektrického prúdu) je vybíjanie iónov draslíka. Ale hodnota potenciálu kovu, ako je známe, sa mení v závislosti od koncentrácie jeho iónov v roztoku; rovnakým spôsobom sa ľahkosť vypúšťania iónov každého kovu mení v závislosti od ich koncentrácie: zvýšenie koncentrácie uľahčuje vypúšťanie iónov, zníženie sťažuje. Preto sa počas elektrolýzy roztoku obsahujúceho ióny niekoľkých kovov môže stať, že uvoľnenie aktívnejšieho kovu nastane skôr ako uvoľnenie menej aktívneho kovu (ak je koncentrácia prvého iónu kovu významná a druhá je veľmi nízka).
Uvažujme o anodických procesoch vyskytujúcich sa počas elektrolýzy vodných roztokov solí. Povaha reakcií prebiehajúcich na anóde závisí od prítomnosti molekúl vody a od látky, z ktorej je anóda vyrobená. Treba mať na pamäti, že materiál anódy môže počas elektrolýzy oxidovať. V tomto smere sa rozlišuje elektrolýza s inertnou (nerozpustnou) anódou a elektrolýza s aktívnou (rozpustnou) anódou. Nerozpustné anódy sú vyrobené z uhlia, grafitu, platiny, irídia; rozpustné anódy - z medi, striebra, zinku, kadmia, niklu a iných kovov. Na nerozpustnej anóde pri elektrolýze dochádza k oxidácii aniónov alebo molekúl vody. Pri elektrolýze vodných roztokov bezkyslíkatých kyselín HI, HBr, HCl, H 2 S a ich solí (okrem HF a fluoridov) sa na anóde vybíjajú anióny a uvoľňuje sa zodpovedajúci halogén. Všimnite si, že uvoľňovanie chlóru pri elektrolýze HCl a jej solí je v rozpore so vzájomnou polohou systémov
2Cl – – 2ē →Cl 2 (φ 0 = +1,36 V)
2 H 2 O– 4ē →O 2 + 4 H + (φ 0 = +1,23 V)
v sérii štandardných elektródových potenciálov. Táto anomália je spojená s výrazným prepätím druhého z týchto dvoch elektródových procesov – materiál anódy má inhibičný účinok na proces vývoja kyslíka.
Pri elektrolýze vodných roztokov solí obsahujúcich anióny SO 4 2-, SO 3 2-, NO 3 -, PO 4 3- atď., ako aj fluorovodík a fluoridy, dochádza k elektrochemickej oxidácii vody. V závislosti od pH roztoku tento proces prebieha rôzne a možno ho zapísať do rôznych rovníc. V alkalickom prostredí má rovnica tvar
40H – – 4 h → 2 h 2 O+O 2 , (pH > 7)
a v kyslom alebo neutrálnom médiu máme
HOH– 2ē →O 0 + 2 H + (pH ≤ 7)
2 O 0 = O 2 ,
|
potom 2H 2 О – 4ē → 4Н + + 20 2 . |
V uvažovaných prípadoch je elektrochemická oxidácia vody energeticky najvýhodnejším procesom. Oxidácia aniónov obsahujúcich kyslík nastáva pri veľmi vysokých potenciáloch. Napríklad štandardný oxidačný potenciál iónu SO 4 2- - 2ē → S 2 O 8 2- je 2,01 V, čo výrazne prevyšuje štandardný oxidačný potenciál vody 1,228 V.
2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H + (φ 0 = 1,228 V).
Štandardný oxidačný potenciál iónov F - je ešte dôležitejší
2F – – 2ē →F 2 (φ 0 = 2 ,87 IN).
Vo všeobecnosti sa počas elektrolýzy vodných roztokov solí katióny kovov a vodíka súčasne približujú ku katóde elektrolyzéra, pričom každý z nich „tvrdí“, že je znížený v dôsledku elektrónov prichádzajúcich z katódy. Ako bude vlastne prebiehať proces redukcie na katóde? Odpoveď možno získať na základe množstva napätí kovov. V tomto prípade platí, že čím menšia je algebraická hodnota štandardného elektródového potenciálu kovu, tým slabším akceptorom elektrónov sú ich katióny a tým ťažšie je ich redukcia na katóde. V tomto ohľade sa rozlišujú tri skupiny katiónov podľa ich vzťahu k elektroredukcii.
1. Katióny vyznačujúce sa vysokou aktivitou odoberania elektrónov (Cu 2+, Hg 2+, Ag+, Au 3+, Pt 2+, Pt 4+). Počas elektrolýzy solí týchto katiónov nastáva takmer úplná redukcia katiónov kovov; aktuálny výstup 100 % alebo blízko neho.
2. Katióny charakterizované priemernými hodnotami schopnosti priťahovať elektróny (Mn 2+, Zn 2+, Cr 3+, Fe 2+, Ni 2+, Sn 2+, Pb 2+). Pri elektrolýze na katóde sa súčasne redukujú katióny molekúl kovu aj vody, čo vedie k zníženiu prúdovej účinnosti kovu.
3. Katióny vykazujúce nízku schopnosť priťahovať elektróny (K +, Ca 2+, Mg 2+, Al 3+). V tomto prípade akceptory elektrónov na katóde nie sú katióny uvažovanej skupiny, ale molekuly vody. V tomto prípade samotné katióny zostávajú vo vodnom roztoku nezmenené a prúdová účinnosť sa blíži k nule.
Pomer rôznych aniónov k elektrooxidácii na anóde
Anióny bezkyslíkatých kyselín a ich soli (Cl ¯, Br ¯, J ¯, S 2-, CN¯ atď.) držia svoje elektróny slabšie ako molekula vody. Preto počas elektrolýzy vodných roztokov zlúčenín obsahujúcich tieto anióny budú tieto hrať úlohu donorov elektrónov, budú oxidované a prenesú svoje elektróny do vonkajšieho okruhu elektrolyzéra.
Anióny kyslíkatých kyselín (NO 3 ¯, SO 4 2-, PO 4 3- atď.) sú schopné držať svoje elektróny pevnejšie ako molekuly vody. V tomto prípade dochádza k oxidácii vody na anóde, zatiaľ čo samotné anióny zostávajú nezmenené.
V prípade rozpustnej anódy sa počet oxidačných procesov zvýši na tri:
1) elektrochemická oxidácia vody s uvoľňovaním kyslíka; 2) aniónový výboj (t.j. jeho oxidácia); 3) elektrochemická oxidácia kovu anódy (anodické rozpúšťanie kovu).
Z možných procesov prebehne ten, ktorý je energeticky najpriaznivejší. Ak je anódový kov umiestnený v sérii štandardných potenciálov skôr ako oba ostatné elektrochemické systémy, potom bude pozorované anodické rozpúšťanie kovu. V opačnom prípade dôjde k vývoju kyslíka alebo aniónovému výboju. Pre vypúšťanie aniónov nebola stanovená žiadna tesná sekvencia. Znížením schopnosti darovať elektróny sú najbežnejšie anióny usporiadané takto: S 2-, J ¯, Br ¯, Cl ¯, OH¯, H 2 O, SO 4 2-, NO 3 ¯, CO 3 2- , PO 4 3-.
Uvažujme o niekoľkých typických prípadoch elektrolýzy vodných roztokov.
Elektrolýza roztoku CuCl 2 s nerozpustnou anódou
V sérii napätí sa meď nachádza za vodíkom, takže na katóde sa vybije Cu 2+ a uvoľní sa kovová meď a na anóde sa oxidujú chloridové ióny na molekulárny chlór Cl 2.
|
Katóda (-) |
|
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
|
2Cl – – 2ē → Cl 2 |
Cu 2+ + 2 Cl – → Cu 0 +Cl 2
CuCl 2 → Cu 0 +Cl 2
Kovový prúdový výstup (95-100%).
Elektrolýza roztoku NaNO 3
Pretože sodík v sérii napätí je oveľa skorší ako vodík, voda sa vybije na katóde. Na anóde bude tiež vypúšťaná voda.
|
Katóda (-) |
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
Na katóde sa teda uvoľňuje vodík a vzniká alkalické prostredie, na anóde sa uvoľňuje kyslík a v blízkosti anódy vzniká kyslé prostredie. Ak anódový a katódový priestor nie sú od seba oddelené, potom roztok vo všetkých jeho častiach zostane elektricky neutrálny.
|
Katóda (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 . |
6H 2 O -> 2H 2 + 40H – + 4H + +O 2
6H 2 O -> 2H 2 +O 2 + 4H 2 O
2 H 2 O → 2 H 2 + O 2
Aktuálny výstup kovu je nulový.
Preto pri elektrolýze roztoku NaNO 3 dôjde k elektrolýze vody. Úloha soli NaN03 sa znižuje na zvýšenie elektrickej vodivosti roztoku.
Elektrolýza roztoku FeSO 4
Reakcie na katóde (-) (redukcia):
|
ale) Fe 2+ + 2ē → Fe 0 |
simultánne reakcie |
|
b) 2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – . |
Reakcia na anóde (+) (oxidácia):
2H 2 O–4ē → 4H + +O 2 .
Súčasný výkon kovu je priemerný.
Elektrolýza roztoku KJ nerozpustnou anódou
|
Katóda (-) |
|
|
2 H 2 O+ 2ē →H 2 + 2 Oh – |
|
|
2J – – 2ē → J 2 |
2 H 2 O + 2J – → H 2 + 2 Oh – + J 2 .
Výsledná reakčná rovnica pre elektrolýzu roztoku KJ:
2KJ+2H 2 O→H 2 + J 2 + 2 KOH.
Elektrolýza roztoku CuSO 4 s medenou (rozpustnou) anódou.
Štandardný potenciál medi je +0,337 V, čo je oveľa viac ako -0,41 V; preto pri elektrolýze roztoku CuSO 4 na katóde nastáva výboj iónov Cu 2+ a uvoľňuje sa kovová meď. Na anóde prebieha opačný proces - oxidácia kovu, pretože potenciál medi je oveľa menší ako oxidačný potenciál vody (+1,228 V), a ešte viac - oxidačný potenciál iónu SO 4 2- ( +2,01 V). Následne sa v tomto prípade elektrolýza redukuje na rozpustenie kovu (medi) anódy a jeho oddelenie na katóde.
Schéma elektrolýzy roztoku síranu meďnatého:
|
Katóda (-) |
|
Cu 2+ + 2ē → Cu 0 |
|
Cu 0 – 2ē → Cu 2+ . |
Tento proces sa používa na elektrickú rafináciu kovov (tzv. elektrolytická rafinácia).
ELEKTROlýza
Jedným zo spôsobov získavania kovov je elektrolýza. Aktívne kovy sa v prírode vyskytujú iba vo forme chemických zlúčenín. Ako izolovať z týchto zlúčenín vo voľnom stave?
Roztoky a taveniny elektrolytov vedú elektrický prúd. Keď však prúd prechádza cez roztok elektrolytu, chemické reakcie. Zvážte, čo sa stane, ak sa do roztoku elektrolytu alebo taveniny umiestnia dve kovové dosky, z ktorých každá je pripojená k jednému z pólov zdroja prúdu. Tieto dosky sa nazývajú elektródy. Elektrický prúd je pohybujúci sa prúd elektrónov. V dôsledku toho, že sa elektróny v obvode pohybujú z jednej elektródy na druhú, na jednej z elektród sa objaví prebytok elektrónov. Elektróny majú záporný náboj, takže táto elektróda sa nabije záporne. Nazýva sa katóda. Na druhej elektróde vzniká nedostatok elektrónov a je kladne nabitá. Táto elektróda sa nazýva anóda. Elektrolyt v roztoku alebo tavenine disociuje na kladne nabité ióny - katióny a záporne nabité ióny - anióny. Katióny sú priťahované k záporne nabitej elektróde - katóde. Anióny sú priťahované ku kladne nabitej elektróde - anóde. Na povrchu elektród môže dôjsť k interakcii medzi iónmi a elektrónmi.
Elektrolýza sa vzťahuje na procesy, ktoré sa vyskytujú, keď elektrický prúd prechádza cez roztoky alebo taveniny elektrolytov.
Procesy vyskytujúce sa počas elektrolýzy roztokov a tavenín elektrolytov sú úplne odlišné. Pozrime sa podrobne na oba tieto prípady.
Elektrolýza taveniny
Ako príklad uvažujme elektrolýzu taveniny chloridu sodného. V tavenine sa chlorid sodný disociuje na ióny Na+
a Cl - : NaCl = Na + + Cl -
Katióny sodíka sa pohybujú na povrchu záporne nabitej elektródy - katódy. Na povrchu katódy je prebytok elektrónov. Preto dochádza k prenosu elektrónov z povrchu elektródy na ióny sodíka. Zároveň ióny Na+ sa premieňajú na atómy sodíka, to znamená, že katióny sa redukujú Na+ . Procesná rovnica:
Na+ + e- = Na
Chloridové ióny Cl - presunúť na povrch kladne nabitej elektródy - anódy. Na povrchu anódy vzniká nedostatok elektrónov a elektróny sa prenášajú z aniónov Cl- na povrch elektródy. Zároveň negatívne nabité ióny Cl- sa premieňajú na atómy chlóru, ktoré sa okamžite spájajú a vytvárajú molekuly chlóru C l2:
2C l - -2e - \u003d Cl 2
Chloridové ióny strácajú elektróny, to znamená, že sú oxidované.
Napíšme spolu rovnice procesov prebiehajúcich na katóde a anóde
Na+ + e- = Na
2 C l - -2 e - \u003d Cl 2
Jeden elektrón sa zúčastňuje procesu redukcie sodíkových katiónov a 2 elektróny sa podieľajú na procese oxidácie iónov chlóru. Treba však dodržať zákon zachovania elektrického náboja, to znamená, že celkový náboj všetkých častíc v roztoku musí byť konštantný. Preto sa počet elektrónov podieľajúcich sa na redukcii sodíkových katiónov musí rovnať počtu elektrónov podieľa sa na oxidácii chloridových iónov. Preto prvú rovnicu vynásobíme 2:
Na + + e - \u003d Na 2
2C l - -2e - \u003d Cl 2 1
Sčítame obe rovnice a dostaneme všeobecnú rovnicu pre reakciu.
2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (rovnica iónovej reakcie), príp
2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (rovnica molekulárnej reakcie)
Takže v uvažovanom príklade vidíme, že elektrolýza je redoxná reakcia. Na katóde redukcia kladne nabitých iónov - katiónov, na anóde - oxidácia záporne nabitých iónov - aniónov. Aby ste si zapamätali, ktorý proces sa kde deje, môžete použiť „pravidlo T“:
katóda – katión – redukcia.
Príklad 2Elektrolýza taveniny hydroxidu sodného.
Hydroxid sodný v roztoku disociuje na katióny a hydroxidové ióny.
Katóda (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)
Na povrchu katódy sa redukujú sodné katióny a tvoria sa atómy sodíka:
katóda (-) Na + +e à Na
Hydroxidové ióny sa oxidujú na povrchu anódy, pričom sa uvoľňuje kyslík a tvoria sa molekuly vody:
katóda (-) Na + + e à Na
anóda (+)4OH - - 4e à 2 H20 + O2
Počet elektrónov zapojených do redukčnej reakcie sodíkových katiónov a do oxidačnej reakcie hydroxidových iónov by mal byť rovnaký. Vynásobme teda prvú rovnicu 4:
katóda (-) Na + + e à Na 4
anóda (+)4 OH - – 4 e à 2 H 2 O + O 2 1
Po spojení oboch rovníc dostaneme rovnicu pre reakciu elektrolýzy:
4 NaOH à 4 Na + 2 H20 + O2
Príklad 3Zvážte elektrolýzu taveniny Al203
Pomocou tejto reakcie sa hliník získava z bauxitu, prírodnej zlúčeniny, ktorá obsahuje veľa oxidu hlinitého. Teplota topenia oxidu hlinitého je veľmi vysoká (viac ako 2000 °C), preto sa k nemu pridávajú špeciálne prísady, ktoré znižujú bod topenia na 800-900 °C. V tavenine sa oxid hlinitý disociuje na ióny Al3+ a O2-. H katióny sú redukované na katóde Al 3+ , ktorý sa mení na atómy hliníka:
Al +3 e a Al
Anióny sa oxidujú na anóde O 2- premena na atómy kyslíka. Atómy kyslíka sa okamžite spoja do molekúl O2:
2 O 2- – 4 e à O 2
Počet elektrónov zapojených do redukcie katiónov hliníka a oxidácie kyslíkových iónov musí byť rovnaký, takže prvú rovnicu vynásobíme 4 a druhú 3:
Al 3+ +3 e à Al 0 4
2 O 2- – 4 e à O 2 3
Pridajme obe rovnice a dostaneme
4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 + 3 O 2 0 (rovnica iónovej reakcie)
2 Al 2 O 3 à 4 Al + 3 O 2
Elektrolýza roztoku
V prípade prechodu elektrického prúdu cez vodný roztok elektrolytu je záležitosť komplikovaná prítomnosťou molekúl vody v roztoku, ktoré môžu tiež interagovať s elektrónmi. Pripomeňme, že v molekule vody sú atómy vodíka a kyslíka spojené polárnou kovalentnou väzbou. Elektronegativita kyslíka je väčšia ako elektronegativita vodíka, takže zdieľané elektrónové páry sú posunuté smerom k atómu kyslíka. Čiastočný záporný náboj vzniká na atóme kyslíka, označuje sa δ- a na atómoch vodíka má čiastočne kladný náboj, označuje sa δ+.
δ+
H-O 5-
│
H 5+
Vďaka tomuto posunu nábojov má molekula vody kladné a záporné „póly“. Preto môžu byť molekuly vody priťahované kladne nabitým pólom k záporne nabitej elektróde - katóde a záporným pólom - ku kladne nabitej elektróde - anóde. Na katóde môžu byť molekuly vody redukované a vodík sa uvoľňuje:
Oxidácia molekúl vody môže nastať na anóde s uvoľňovaním kyslíka:
2H20 - 4e - \u003d 4H++02
Preto môžu byť na katóde redukované buď katióny elektrolytu alebo molekuly vody. Zdá sa, že tieto dva procesy si navzájom konkurujú. Aký proces skutočne prebieha na katóde závisí od povahy kovu. To, či sa na katóde redukujú kovové katióny alebo molekuly vody, závisí od polohy kovu séria kovových napätí .
Li K Na Ca Mg Al ¦¦ Zn Fe Ni Sn Pb (H 2) ¦¦ Cu Hg Ag Au
Ak je kov v sérii napätia napravo od vodíka, katióny kovov sa na katóde redukujú a voľný kov sa uvoľňuje. Ak je kov v sérii napätia naľavo od hliníka, molekuly vody sa na katóde redukujú a uvoľňuje sa vodík. Nakoniec, v prípade kovových katiónov od zinku po olovo môže nastať vývoj kovu alebo vodíka a niekedy sa vodík aj kov vyvíjajú súčasne. Vo všeobecnosti ide o dosť komplikovaný prípad, veľa závisí od reakčných podmienok: koncentrácia roztoku, sila prúdu a iné.
Na anóde môže nastať aj jeden z dvoch procesov – buď oxidácia aniónov elektrolytu, alebo oxidácia molekúl vody. Ktorý proces skutočne prebieha, závisí od povahy aniónu. Pri elektrolýze solí anoxických kyselín alebo samotných kyselín dochádza k oxidácii aniónov na anóde. Jedinou výnimkou je fluoridový ión F- . V prípade kyselín s obsahom kyslíka dochádza k oxidácii molekúl vody na anóde a uvoľneniu kyslíka.
Príklad 1Pozrime sa na elektrolýzu vodného roztoku chloridu sodného.
Vo vodnom roztoku chloridu sodného budú sodné katióny Na +, anióny chlóru Cl - a molekuly vody.
2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -
2H 2 О а 2 H + + 2 OH -
katóda (-)2Na+; 2H+; 2Н + + 2е а Н 0 2
anóda (+)2Cl-; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0
2NaCl + 2H20 à H2 + Cl2 + 2NaOH
Chemický činnosť anióny sotva klesá.
Príklad 2Čo ak soľ obsahuje SO 4 2- ? Zvážte elektrolýzu roztoku síranu nikelnatého ( II ). síran nikelnatý ( II ) disociuje na ióny Ni2+ a SO42-:
NiSO 4 à Ni 2+ + SO 4 2-
H 2 O à H + + OH -
Katióny niklu sú medzi kovovými iónmi Al 3+ a Pb 2+ , ktorá zaberá strednú polohu v sérii napätia, proces obnovy na katóde prebieha podľa oboch schém:
2 H20 + 2e - \u003d H2 + 2OH -
Anióny kyselín obsahujúcich kyslík nie sú na anóde oxidované ( séria aktivity aniónov ), molekuly vody sa oxidujú:
anóda e à 02 + 4H+
Napíšme spolu rovnice procesov prebiehajúcich na katóde a anóde:
katóda (-) Ni2+; H+; Ni 2+ + 2е а Ni 0
2 H20 + 2e - \u003d H2 + 2OH -
anóda (+) S042-; OH-;2H20-4 e a 02 + 4H+
Na redukčných procesoch sa podieľajú 4 elektróny a na oxidačnom procese sa podieľajú aj 4 elektróny. Po spojení týchto rovníc dostaneme všeobecnú reakčnú rovnicu:
Ni2+ +2 H20 + 2 H20 à Ni0 + H2 + 2OH - + O2 + 4 H +
Na pravej strane rovnice sú súčasne ióny H + a oh- , ktoré sa spájajú a vytvárajú molekuly vody:
H+ + OH - à H20
Preto na pravej strane rovnice namiesto 4 iónov H+ a 2 iónov oh- píšeme 2 molekuly vody a 2 ióny H +:
Ni2+ +2 H20 + 2 H20 à Ni0 + H2 +2 H20 + O2 + 2 H +
Zredukujme dve molekuly vody na oboch stranách rovnice:
Ni2+ +2 H20 à Ni0 + H2 + O2 + 2 H +
Toto je krátka iónová rovnica. Ak chcete získať úplnú iónovú rovnicu, musíte do oboch častí pridať síranový ión SO 4 2- vznikajúce počas disociácie síranu nikelnatého ( II ) a nezúčastňuje sa na reakcii:
Ni2+ + S042- + 2H20 à Nio + H2 + O2 + 2H + + SO4 2-
Počas elektrolýzy roztoku síranu nikelnatého ( II ) vodík a nikel sa uvoľňujú na katóde a kyslík sa uvoľňuje na anóde.
NiS04 + 2H20 à Ni + H2 + H2S04 + O2
Príklad 3 Napíšte rovnice procesov prebiehajúcich počas elektrolýzy vodného roztoku síranu sodného s inertnou anódou.
Štandardný elektródový potenciál systému Na + + e = Na 0 je oveľa negatívnejšia ako potenciál vodnej elektródy v neutrálnom vodnom prostredí (-0,41 V), preto na katóde dôjde k elektrochemickej redukcii vody sprevádzanej vývojom vodíka
2H 2 О а 2 H + + 2 OH -
a Na ióny + prichádzajúce ku katóde sa bude hromadiť v priľahlej časti roztoku (katódový priestor).
Na anóde dôjde k elektrochemickej oxidácii vody, čo vedie k uvoľneniu kyslíka.
2H20 - 4e à 02 + 4 H+
pretože zodpovedá tomuto systému štandardný elektródový potenciál (1,23 V) je výrazne nižší ako štandardný elektródový potenciál (2,01 V), ktorý charakterizuje systém
2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.
Ióny SO 4 2- pohybujúce sa smerom k anóde počas elektrolýzy sa budú hromadiť v anódovom priestore.
Vynásobením rovnice katódového procesu dvoma a jej pridaním k rovnici anódového procesu dostaneme celkovú rovnicu procesu elektrolýzy:
6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +
Ak vezmeme do úvahy, že ióny sú súčasne akumulované v katódovom priestore a ióny v anódovom priestore, môže byť celková rovnica procesu napísaná v nasledujúcom tvare:
6H20 + 2Na2S04 \u003d 2H2 + 4Na + + 4OH - + O2 + 4H + + 2SO4 2-
Súčasne s uvoľňovaním vodíka a kyslíka teda vzniká hydroxid sodný (v katódovom priestore) a kyselina sírová (v anódovom priestore).
Príklad 4Elektrolýza roztoku síranu meďnatého ( II) CuS04.
Katóda (-)<-- Cu 2+ + SO 4 2- à анод (+)
katóda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2
anóda (+) 2H20 - 4e à O2 + 4H + 1
Ióny H + zostávajú v roztoku a SO 4 2- , pretože kyselina sírová sa hromadí.
2CuSO4 + 2H20 à 2Cu + 2H2S04 + O2
Príklad 5 Elektrolýza roztoku chloridu meďnatého ( II) CuCl2.
Katóda (-)<-- Cu 2+ + 2Cl - à анод (+)
katóda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0
anóda (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2
Obe rovnice zahŕňajú dva elektróny.
Cu 2+ + 2e à Cu 0 1
2Cl - - - 2e à Cl 2 1
Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (iónová rovnica)
CuCl2 à Cu + Cl2 (molekulárna rovnica)
Príklad 6 Elektrolýza roztoku dusičnanu strieborného AgNO3.
Katóda (-)<-- Ag + + NO 3 - à Анод (+)
katóda (-) Ag + + e à Ag 0
anóda (+) 2H20 - 4e à 02 + 4H+
Ag + + e à Ag 0 4
2H20 - 4e à 02 + 4H + 1
4 Ag + + 2 H 2 O à 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 (iónová rovnica)
4 Ag + + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 H + + O 2 + 4 NIE 3 - (úplná iónová rovnica)
4 AgNO 3 + 2 H 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (molekulárna rovnica)
Príklad 7 Elektrolýza roztoku kyseliny chlorovodíkovejHCl.
Katóda (-)<-- H + + Cl - à anóda (+)
katóda (-) 2H + + 2 eà H 2
anóda (+) 2Cl - – 2 eà Cl 2
2 H + + 2 Cl - à H 2 + Cl 2 (iónová rovnica)
2 HClà H 2 + Cl 2 (molekulárna rovnica)
Príklad 8 Elektrolýza roztoku kyseliny sírovejH 2 SO 4 .
Katóda (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anóda (+)
katóda (-)2H++ 2eà H2
anóda(+) 2H20 - 4eà 02+4H+
2H++ 2eà H 2 2
2H20-4eà 02 + 4H+1
4H+ + 2H20à 2H2 + 4H+ + 02
2H20à 2H2+02
Príklad 9. Elektrolýza roztoku hydroxidu draselnéhoKOH.
Katóda (-)<-- K + + Oh - à anóda (+)
Katióny draslíka sa na katóde neznížia, pretože draslík je v napäťovej sérii kovov naľavo od hliníka, namiesto toho sa znížia molekuly vody:
2H20 + 2eà H2 + 2OH - 4OH - -4eà 2H20 + 02
katóda(-)2H20+2eà H2 + 2OH-2
anóda(+) 4OH - - 4eà 2H20 + 02 1
4H20 + 4OH -à 2H2 + 4OH - + 2H20 + 02
2 H 2 Oà 2 H 2 + O 2
Príklad 10 Elektrolýza roztoku dusičnanu draselnéhoKNO 3 .
Katóda (-) <-- K + + NO 3 - à anóda (+)
2H20 + 2eà H2 + 2OH - 2H20 - 4eà 02+4H+
katóda(-)2H20+2eà H2 + 2OH-2
anóda(+) 2H20 - 4eà 02 + 4H+1
4H20 + 2H20à 2H2+4OH-+4H++ O2
2H20à 2H2+02
Pri prechode elektrického prúdu cez roztoky kyselín obsahujúcich kyslík, zásad a solí kyselín obsahujúcich kyslík s kovmi, ktoré sú v napäťovej sérii kovov, vľavo od hliníka, prakticky dochádza k elektrolýze vody. V tomto prípade sa vodík uvoľňuje na katóde a kyslík na anóde.
Závery. Pri určovaní produktov elektrolýzy vodných roztokov elektrolytov sa v najjednoduchších prípadoch možno riadiť nasledujúcimi úvahami:
1. Kovové ióny s malou algebraickou hodnotou štandardného potenciálu - odLi + predtýmAl 3+ vrátane - majú veľmi slabý sklon k opätovnému pripájaniu elektrónov, čím sa v tomto ohľade stávajú iónmiH + (cm. Séria aktivity katiónov). Počas elektrolýzy vodných roztokov zlúčenín obsahujúcich tieto katióny plnia funkciu oxidačného činidla na katóde iónmiH + , pri obnove podľa schémy:
2 H 2 O+ 2 eà H 2 + 2OH -
2. Kovové katióny s kladnými hodnotami štandardných potenciálov (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ atď.) majú väčšiu tendenciu pripájať elektróny ako ióny. Počas elektrolýzy vodných roztokov ich solí tieto katióny emitujú na katóde funkciu oxidačného činidla, pričom sa redukujú na kov podľa schémy, napríklad:
Cu 2+ +2 eà Cu 0
3. Pri elektrolýze vodných roztokov solí kovovZn, Fe, CD, Nia ďalšie, ktoré zaberajú strednú polohu medzi uvedenými skupinami v napäťovej sérii, proces redukcie na katóde prebieha podľa oboch schém. Hmotnosť uvoľneného kovu v týchto prípadoch nezodpovedá množstvu pretekajúceho elektrického prúdu, ktorého časť sa minie na tvorbu vodíka.
4. Vo vodných roztokoch elektrolytov monatomické anióny (Cl - , Br - , J - ), anióny obsahujúce kyslík (NIE 3 - , SO 4 2- , PO 4 3- a ďalšie), ako aj hydroxylové ióny vody. Z nich majú halogenidové ióny silnejšie redukčné vlastnosti, s výnimkouF. iónyOhzaujímajú strednú polohu medzi nimi a polyatomickými aniónmi. Preto pri elektrolýze vodných roztHCl, HBr, HJalebo ich soli na anóde sa oxidujú halogenidové ióny podľa schémy:
2 X - -2 eà X 2 0
Pri elektrolýze vodných roztokov síranov, dusičnanov, fosforečnanov atď. funkciu redukčného činidla vykonávajú ióny, pričom sa oxidujú podľa schémy:
4 HOH – 4 eà 2 H 2 O + O 2 + 4 H +
.
Úlohy.
W ale dacha 1. Pri elektrolýze roztoku síranu meďnatého sa na katóde uvoľnilo 48 g medi. Nájdite objem plynu uvoľneného na anóde a hmotnosť kyseliny sírovej vytvorenej v roztoku.
Síran meďnatý v roztoku nedisociuje žiadne iónyC 2+ aS0 4 2 ".
CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 "
Zapíšme si rovnice procesov prebiehajúcich na katóde a anóde. Na katóde dochádza k redukcii katiónov Cu, na anóde dochádza k elektrolýze vody:
Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12
2H20-4e- = 4H++ 0 2 |1
Všeobecná rovnica elektrolýzy:
2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (krátka iónová rovnica)
Pridajte na obe strany rovnice 2 síranové ióny, ktoré sa tvoria počas disociácie síranu meďnatého, dostaneme úplnú iónovú rovnicu:
2Cu2+ + 2S042" + 2H20 = 2Cu + 4H+ + 2SO4 2" + O2
2CuSO4 + 2H20 = 2Cu + 2H2S04 + O2
Plyn uvoľnený na anóde je kyslík. V roztoku sa tvorí kyselina sírová.
Molárna hmotnosť medi je 64 g / mol, vypočítame množstvo medenej látky:
Podľa reakčnej rovnice, keď sa z anódy uvoľnia 2 mol medi, uvoľní sa 1 mol kyslíka. Na katóde sa uvoľnilo 0,75 mol medi, na anóde nech sa uvoľní x mol kyslíka. Urobme pomer:
2/1=0,75/x, x=0,75*1/2=0,375 mol
Na anóde sa uvoľnilo 0,375 mol kyslíka,
v(02) = 0,375 mol.
Vypočítajte objem uvoľneného kyslíka:
V(O2) \u003d v (O2) "VM \u003d 0,375 mol" 22,4 l / mol \u003d 8,4 l
Podľa reakčnej rovnice, keď sa na katóde uvoľnia 2 móly medi, v roztoku vzniknú 2 móly kyseliny sírovej, čo znamená, že ak sa na katóde uvoľní 0,75 mólu medi, vznikne 0,75 mólu kyseliny sírovej. v roztoku, v (H2SO4) = 0,75 mol. Vypočítajte molárnu hmotnosť kyseliny sírovej:
M(H2S04) = 2-1+32+16-4 = 98 g/mol.
Vypočítajte hmotnosť kyseliny sírovej:
m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d \u003d \u003d 0,75 mol \u003d 98 g / mol \u003d 73,5 g.
odpoveď: Na anóde sa uvoľnilo 8,4 litra kyslíka; V roztoku sa vytvorilo 73,5 g kyseliny sírovej
Úloha 2. Zistite objem plynov uvoľnených na katóde a anóde pri elektrolýze vodného roztoku s obsahom 111,75 g chloridu draselného. Aká látka vzniká v roztoku? Nájdite jeho hmotnosť.
Chlorid draselný v roztoku disociuje na ióny K+ a Cl:
2KS1 \u003d K + + Cl
Draselné ióny sa na katóde neredukujú, ale redukujú sa molekuly vody. Chloridové ióny sa oxidujú na anóde a uvoľňuje sa chlór:
2H20 + 2e"= H2 + 20H-|1
2SG-2e "= C12|1
Všeobecná rovnica elektrolýzy:
2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (krátka iónová rovnica) Roztok obsahuje aj ióny K +, ktoré sa vytvorili počas disociácie chloridu draselného a nezúčastňujú sa reakcie:
2K+ + 2Cl + 2H20 = H2 + 2K+ + 2OH" + C12
Prepíšme rovnicu do molekulárnej formy:
2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH
Na katóde sa uvoľňuje vodík, na anóde sa uvoľňuje chlór a v roztoku sa tvorí hydroxid draselný.
Roztok obsahoval 111,75 g chloridu draselného.
Vypočítajte molárnu hmotnosť chloridu draselného:
M(KCI) = 39 + 35,5 = 74,5 g/mol
Vypočítajte množstvo látky chloridu draselného:
Podľa reakčnej rovnice sa pri elektrolýze 2 mol chloridu draselného uvoľní 1 mol chlóru. Necháme elektrolýzou 1,5 mol chloridu draselného uvoľniť x mol chlóru. Urobme pomer:
2/1 = 1,5/x, x = 1,5/2 = 0,75 mol
Uvoľní sa 0,75 mol chlóru, v (C! 2) \u003d 0,75 mol. Podľa reakčnej rovnice, keď sa na anóde uvoľní 1 mol chlóru, na katóde sa uvoľní 1 mol vodíka. Ak sa teda na anóde uvoľní 0,75 mol chlóru, na katóde sa uvoľní 0,75 mol vodíka, v(H2) = 0,75 mol.
Vypočítajme objem chlóru uvoľneného na anóde:
V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 16,8 l.
Objem vodíka sa rovná objemu chlóru:
Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 l.
Podľa reakčnej rovnice pri elektrolýze 2 mol chloridu draselného vzniknú 2 mol hydroxidu draselného, čo znamená, že pri elektrolýze 0,75 mol chloridu draselného vznikne 0,75 mol hydroxidu draselného. Vypočítajte molárnu hmotnosť hydroxidu draselného:
M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g/mol.
Vypočítajte hmotnosť hydroxidu draselného:
m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g/mol \u003d 42 g.
odpoveď: Na katóde sa uvoľnilo 16,8 litra vodíka, na anóde 16,8 litra chlóru a v roztoku vzniklo 42 g hydroxidu draselného.
Úloha 3. Pri elektrolýze roztoku 19 g chloridu dvojmocného kovu na anóde sa uvoľnilo 8,96 litra chlóru. Určite, ktorý chlorid kovu bol podrobený elektrolýze. Vypočítajte objem vodíka uvoľneného na katóde.
Neznámy kov označujeme M, vzorec jeho chloridu je MC12. Na anóde sa oxidujú chloridové ióny a uvoľňuje sa chlór. Podmienka hovorí, že vodík sa uvoľňuje na katóde, preto sa molekuly vody redukujú:
2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1
2Cl-2e"= C12! 1
Všeobecná rovnica elektrolýzy:
2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH "+ C12 (krátka iónová rovnica)
Roztok obsahuje aj ióny M2+, ktoré sa počas reakcie nemenia. Napíšeme úplnú rovnicu iónovej reakcie:
2SG + M2+ + 2H2O = H2 + M2+ + 2OH- + C12
Prepíšme reakčnú rovnicu do molekulárnej formy:
MS12 + 2H20 - H2 + M(OH)2 + C12
Zistite množstvo chlóru uvoľneného na anóde:
Podľa reakčnej rovnice sa pri elektrolýze 1 mólu chloridu neznámeho kovu uvoľní 1 mól chlóru. Ak sa uvoľnilo 0,4 molu chlóru, potom sa 0,4 molu chloridu kovu podrobilo elektrolýze. Vypočítajte molárnu hmotnosť chloridu kovu:
Molárna hmotnosť chloridu neznámeho kovu je 95 g/mol. Na dva atómy chlóru pripadá 35,5"2 = 71 g/mol. Preto je molárna hmotnosť kovu 95-71 = 24 g/mol. Tejto molárnej hmotnosti zodpovedá horčík.
Podľa reakčnej rovnice na 1 mól chlóru uvoľneného na anóde pripadá 1 mól vodíka uvoľneného na katóde. V našom prípade sa na anóde uvoľnilo 0,4 mol chlóru, čiže na katóde sa uvoľnilo 0,4 mol vodíka. Vypočítajte objem vodíka:
V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.
odpoveď: podrobený elektrolýze roztoku chloridu horečnatého; Na katóde sa uvoľnilo 8,96 litra vodíka.
*Úloha 4. Pri elektrolýze 200 g roztoku síranu draselného s koncentráciou 15% sa na anóde uvoľnilo 14,56 litra kyslíka. Vypočítajte koncentráciu roztoku na konci elektrolýzy.
V roztoku síranu draselného reagujú molekuly vody na katóde aj na anóde:
2H20 + 2e"= H2 + 20H-|2
2H20 - 4e" = 4H+ + 02! 1
Dajme obe rovnice dokopy:
6H2O \u003d 2H2 + 4OH" + 4H + + O2 alebo
6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2, alebo
2H20 = 2H2 + 02
V skutočnosti počas elektrolýzy roztoku síranu draselného dochádza k elektrolýze vody.
Koncentrácia rozpustenej látky v roztoku je určená vzorcom:
C = m (rozpustená látka) 100 % / m (roztok)
Na zistenie koncentrácie roztoku síranu draselného na konci elektrolýzy je potrebné poznať hmotnosť síranu draselného a hmotnosť roztoku. Hmotnosť síranu draselného sa počas reakcie nemení. Vypočítajte hmotnosť síranu draselného v počiatočnom roztoku. Označme koncentráciu počiatočného roztoku ako C
m(K2S04) = C2 (K2S04) m(roztok) = 0,15 200 g = 30 g.
Hmotnosť roztoku sa počas elektrolýzy mení, pretože časť vody sa mení na vodík a kyslík. Vypočítajte množstvo uvoľneného kyslíka:
(O 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol
Podľa reakčnej rovnice z 2 mólov vody vznikne 1 mól kyslíka. Pri rozklade x mol vody nech sa uvoľní 0,65 mol kyslíka. Urobme pomer:
Rozložilo sa 1,3 mol vody, v(H2O) = 1,3 mol.
Vypočítajte molárnu hmotnosť vody:
M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g/mol.
Vypočítajte hmotnosť rozloženej vody:
m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) \u003d 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.
Hmotnosť roztoku síranu draselného sa znížila o 23,4 g a rovnala sa 200-23,4 = 176,6 g. Vypočítajme teraz koncentráciu roztoku síranu draselného na konci elektrolýzy:
С2 (K2S04)=m(K2S04) 100 % / m (roztok) = 30 g 100 % / 176,6 g = 17 %
odpoveď: koncentrácia roztoku na konci elektrolýzy je 17 %.
* 3 úloha 5. 188,3 g zmesi chloridov sodných a draselných sa rozpustilo vo vode a cez výsledný roztok prechádzal elektrický prúd. Pri elektrolýze sa na katóde uvoľnilo 33,6 litra vodíka. Vypočítajte zloženie zmesi v hmotnostných percentách.
Po rozpustení zmesi chloridov draselných a sodných vo vode obsahuje roztok ióny K+, Na+ a Cl-. Na katóde sa neredukujú ani draselné anióny sodíka, redukujú sa molekuly vody. Chloridové ióny sa oxidujú na anóde a uvoľňuje sa chlór:
Prepíšme rovnice do molekulárnej formy:
2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH
2NaCl + 2H20 = H2 + C12 + 2NaOH
Označme množstvo látky chloridu draselného obsiahnutého v zmesi x mol a množstvo látky chloridu sodného y mol. Podľa reakčnej rovnice sa pri elektrolýze 2 mol chloridu sodného alebo draselného uvoľní 1 mol vodíka. Preto pri elektrolýze x mol chloridu draselného vzniká x/2 alebo 0,5x mol vodíka a pri elektrolýze y mol chloridu sodného je 0,5y mol vodíka. Nájdite množstvo vodíkovej látky uvoľnenej počas elektrolýzy zmesi:
Urobme rovnicu: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5
Vypočítať molárne hmotnosti chlorid draselný a sodný:
M(KCI) = 39 + 35,5 = 74,5 g/mol
M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol
Hmotnosť x mol chloridu draselného je:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.
Hmotnosť mólu chloridu sodného je:
m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.
Hmotnosť zmesi je 188,3 g, zostavíme druhú rovnicu:
74,5x + 58,5y = 188,3
Riešime teda systém dvoch rovníc s dvoma neznámymi:
0,5 (x + y) = 1,5
74,5x + 58,5r = 188,3g
Z prvej rovnice vyjadríme x:
x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,
x = 3-y
Dosadením tejto hodnoty x do druhej rovnice dostaneme:
74,5-(3-y) + 58,5y = 188,3
223,5-74,5r + 58,5r = 188,3
-16r = -35,2
y \u003d 2,2 100 % / 188,3 g \u003d 31,65 %
Vypočítajte hmotnostný zlomok chloridu sodného:
w(NaCl) = 100 % - w(KCI) = 68,35 %
odpoveď: zmes obsahuje 31,65 % chloridu draselného a 68,35 % chloridu sodného.
Chlorácia
Použitie chlórnanu sodného (NaClO) je spôsobené jeho chemickou schopnosťou neutralizovať množstvo škodlivých mikroorganizmov. Jeho baktericídne vlastnosti sú zamerané na ničenie množstva nebezpečných húb a baktérií.
Na získanie chlórnanu sodného je potrebné uskutočniť proces chlorácie hydroxidu sodného (NaOH) pomocou molekulárneho chlóru (Cl).
Princíp účinku chlórnanu sodného (NaClO) je pomerne jednoduchý, pretože táto látka má vysokú biocídnu (biocídnu - chemikálie, určené na boj proti škodlivým alebo patogénnym mikroorganizmom) vlastnosti. Keď sa chlórnan sodný (NaClO) dostane do vody, začne sa aktívne rozkladať, pričom vznikajú aktívne častice vo forme radikálov a kyslíka Radikály chlórnanu sodného (NaClO) sú namierené proti škodlivým mikroorganizmom. Aktívne častice chlórnanu sodného (NaClO) začnú ničiť vonkajší obal alebo biofilm mikroorganizmu, čo vedie ku konečnej smrti rôznych patogénnych húb, vírusov a baktérií Chemické zloženie chlórnanu sodného je zamerané na dekontamináciu a dezinfekciu vody . Preto táto látka zaujíma dôležité miesto v mnohých oblastiach ľudského života. Svetové štúdie ukazujú, že chlórnan sodný (NaClO) sa používa na dezinfekciu v 91 % prípadov, zvyšných 9 % zahŕňa chlórnan draselný alebo lítny. Aby však táto látka priniesla výsledky a výhody v každodennom živote, je potrebné starostlivo sledovať koncentráciu roztoku.
Chlórovanie sa ukázalo ako najjednoduchší a najlacnejší spôsob dezinfekcie vody, preto sa rýchlo rozšírilo do celého sveta. Teraz môžeme povedať, že tradičný spôsob dezinfekcie pitná voda, akceptovaný na celom svete (v 99 prípadoch zo 100), je chlórovanie a dnes sa na chlórovanie vody ročne spotrebujú státisíce ton chlóru. Napríklad v Rusku sa chlóruje viac ako 99 % vody. a na tieto účely asi 100 tisíc ton chlóru.
V súčasnej praxi dezinfekcie pitnej vody sa chlórovanie používa najčastejšie ako najekonomickejšie a efektívna metóda v porovnaní s akýmikoľvek inými známymi metódami, pretože je to jediný spôsob, ako zabezpečiť mikrobiologickú bezpečnosť vody v ktoromkoľvek bode distribučnej siete v akomkoľvek čase z dôvodu následného účinku chlóru.
Je dobre známe, že chlór (Cl) pri reakcii s vodou nevytvára „chlórovú vodu“ (ako sa predtým myslelo), ale kyselinu chlórnu ( HClO) - prvá látka získaná chemikmi, ktorá obsahovala aktívny chlór.
Z reakčnej rovnice: HClO + HCl ↔ Cl 2 + H 2 O, vyplýva, že teoreticky z 52,5 g. HClO môžete získať 71 g Cl2 to znamená, že kyselina chlórna obsahuje 135,2 % aktívneho chlóru. Táto kyselina je však nestabilná: jej maximálna možná koncentrácia v roztoku nie je väčšia ako 30%.
Chlór sa ľahko rozpúšťa vo vode a zabíja všetko živé v nej. Ako sa zistilo po zmiešaní plynného chlóru s vodou, vo vodnom roztoku sa vytvorí rovnováha:
Cl 2 + H 2 O ↔ HClO + HCl
Potom nastáva disociácia (disociácia je rozklad častice (molekuly, radikálu, iónu) na niekoľko jednoduchších častíc) vzniknutej kyseliny chlórnej HOCl ↔ H+ + OCl –
Prítomnosť kyseliny chlórnej vo vodných roztokoch chlóru a aniónov vznikajúcich jeho disociáciou OSl - majú silné baktericídne vlastnosti (to je schopnosť ničiť mikroorganizmy). Ukázalo sa, že voľná kyselina chlórna je takmer 300-krát aktívnejšia ako ióny chlórnanu. ClO-. To sa vysvetľuje jedinečnou schopnosťou HClO prenikajú baktériami cez ich membrány. Okrem toho, ako sme už uviedli, kyselina chlórna podlieha rozkladu na svetle:
2HClO → 2 1O 2 + 2HCl → O 2 + HCl
s tvorbou kyseliny chlorovodíkovej a atómového (singletového) kyslíka (ako medziproduktu), ktorý je najsilnejším oxidačným činidlom.
Proces chlórovania.
Na úpravňu vody sa chlór dodáva v skvapalnenom stave v špecializovaných nádobách rôznych objemov, malých a stredných tlakových fľašiach. Ale na dezinfekciu vody sa používa chlór v plynnom stave. Plynný chlór sa získava z kvapalného chlóru jeho odparovaním v špirálových odparovačoch, čo sú vertikálne valcové prístroje s špirálami umiestnenými vo vnútri, cez ktoré prechádza kvapalný chlór. Dávkovanie získaného plynného chlóru do vody sa uskutočňuje prostredníctvom špeciálnych zariadení - vákuových chlorátorov.
Po zavedení chlóru do upravovanej vody musí byť pred dodaním vody spotrebiteľovi dobre premiešaný s vodou a dostatočne dlhý čas kontaktu s vodou (najmenej 30 minút). Je potrebné poznamenať, že voda pred chlórovaním musí byť už pripravená a spravidla sa chlórovanie zvyčajne vykonáva pred vstupom vyčistenej vody do nádrže. čistá voda, kde je uvedený potrebný čas kontaktu.
Hlavné výhody použitia plynného chlóru na dezinfekciu vody
sú:
- nízke náklady na proces dezinfekcie vody;
- jednoduchosť vykonávania procesu chlórovania;
- vysoká dezinfekčná schopnosť plynného chlóru;
- chlór ovplyvňuje nielen mikroorganizmy, ale oxiduje aj organické a anorganické látky;
- chlór eliminuje chute a pachy vody, jej farbu, neprispieva k zvýšeniu zákalu.
Chlór je však silný jedovatá látka patriace do druhej triedy nebezpečnosti.Plynný chlór je silné okysličovadlo, ktoré podporuje horenie mnohých organickej hmoty, horľavý pri kontakte s horľavými látkami. Terpentínové, titánové a kovové prášky v atmosfére chlóru sú schopné samovznietenia pri izbovej teplote. Chlór tvorí s vodíkom výbušné zmesi.
Niekedy náklady na zaistenie bezpečnosti chlórovania prevyšujú náklady na samotné chlórovanie vody.
V tomto ohľade je použitie chlórnanu sodného ako chlórového činidla pri chlorácii vody dobrou alternatívou k plynnému chlóru.
Elektrolýza
Najlacnejšou, najjednoduchšou a najbezpečnejšou metódou je získanie dezinfekčných roztokov chlórnanu sodného elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného (NaCl) a jeho interakciou s alkáliou v tom istom prístroji - elektrolyzéri. 
Fotografie zobrazujú elektrolyzér. Dávkovacie čerpadlo Seko na dávkovanie chlórnanu sodného a hermeticky uzavreté čerpadlo Argal na čerpanie soľanky NaCl
Pri zachovaní všetkých výhod chlorácie kvapalným chlórom sa elektrolytická dekontaminácia chlórnanom sodným vyhýba veľkým ťažkostiam pri preprave a skladovaní toxického plynu.
Použitie nízko koncentrovaných roztokov chlórnanu sodného zvyšuje bezpečnosť procesu dezinfekcie vody v porovnaní s kvapalným chlórom a vysoko koncentrovaným roztokom chlórnanu sodného.
Soľ je surovinou na výrobu chlórnanu sodného. Keďže sa činidlo používa priamo na mieste príjmu, nie je potrebná preprava.
Technologický postup výroby chlórnanu sodného zahŕňa tieto operácie:
- Príprava nasýteného roztoku stolová soľ.
- Hlavný proces získavania chlórnanu sodného elektrolýzou.
Počas elektrolýzy roztoku chloridu sodného dochádza k nasledujúcim reakciám:
na katóde: 2Na + + 2е→2Na;
2Na + 2H2O→2NaOH (hydroxid sodný) + H2;
na anóde: 2Cl - - 2e—>Cl2;
Cl2 + 2H20 → 2HClO (kyselina chlórna) + HCl.
Celková reakcia môže byť vyjadrená ako:
NaCl + H20 → NaClO + H2.
Keďže proces oxidácie chlórnanu sodného s následnou tvorbou chloritanov a chlorečnanov sa s klesajúcou teplotou spomaľuje, elektrolýza prebieha pri relatívne nízke teploty pracovný soľný roztok (20–25 °C).
Soľ sa nasype do špeciálnych nádob - saturátorov cez nakladacie zariadenie. Surovinou na výrobu nízko koncentrovaných roztokov chlórnanu sodného je potravinárska kuchynská soľ najvyššej kvality alebo „Extra“. Naliata voda prechádzajúcou vrstvou soli vytvára nasýtený roztok kuchynskej soli.
Na čistenie koncentrovaného soľného roztoku sa používajú hrubé filtre a vymeniteľné polypropylénové patrónové jemné filtre s priepustnosťou 5 mikrónov.
Nasýtený roztok kuchynskej soli sa čerpá do mixéra, kde prebieha riedenie voda z vodovodu až po pracovnú koncentráciu (podľa SanPiN 2.1.4.1074-01) a potom - do elektrolyzéra.
Hlavný proces získavania chlórnanu sodného elektrolýzou sa vykonáva v zariadeniach pozostávajúcich z elektrolytického kúpeľa a výmenníka tepla. Vo výmenníkoch tepla sa elektrolyt v lete ochladzuje (vodou z vodovodu) a v zime sa pracovný soľný roztok predhrieva.
V elektrolytických kúpeľoch sú titánové elektródy potiahnuté oxidom ruténia a irídia. V procese elektrolýzy sa na elektródach vyskytujú usadeniny vápnika a horčíka, preto sa elektrolyzéry pravidelne, keď sa tieto usadeniny tvoria, preplachujú v uzavretom okruhu 4% roztokom kyseliny chlorovodíkovej (HCl).
V elektrolyzéri prebieha kontinuálna elektrolýza pracovného roztoku soli, ktorej výsledkom je chlórnan sodný. 3 % roztok NaCl pri konštantnom objemovom prietoku 2,5 m3/h prúdi zariadením na elektrolýzu, kým sa nedosiahne požadovaná koncentrácia NaClO (0,8 %). Chlórnan sodný vznikajúci v elektrolyzéroch sa skladuje v špeciálnych nádržiach, ktoré poskytujú rezervu pre potreby spracovateľských zariadení.
Chlórnan sodný s koncentráciou aktívneho chlóru minimálne 8 g/l vstupuje do zásobníka, odkiaľ je prečerpávaný do dávkovacích jednotiek umiestnených v blízkosti miest vstrekovania činidla. Z nádrží je chlórnan sodný privádzaný potrubným systémom dávkovacími čerpadlami do automatickej dávkovacej stanice do upravovanej vody.
Výkon
Použitie nízko koncentrovaných roztokov chlórnanu sodného zlepšuje bezpečnosť procesov úpravy vody vo vodárenských zariadeniach.
Kombinácia dezinfekcie upravenej vody nízko koncentrovaným chlórnanom sodným (prvý stupeň) s ultrafialové ožarovanie pred napájaním do mestskej vodovodnej siete (2. stupeň) garantuje úplný súlad kvality vody z hľadiska mikrobiologických ukazovateľov so súčasnými normami a jej vysokú epidemiologickú bezpečnosť.
