Elektrolityczna produkcja wapnia i jego stopów. Właściwości fizykochemiczne elektrolitu

Elektroliza jest reakcją redoks zachodzącą na elektrodach, gdy przez stopiony lub elektrolityczny roztwór przepływa stały prąd elektryczny.

Katoda jest środkiem redukującym, który przekazuje elektrony kationom.

Anoda jest utleniaczem, który przyjmuje elektrony z anionów.

Seria aktywności kationów:	Na+ , Mg 2+ , Al 3+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Sn 2+ , Pb 2+ , H+ , Cu 2+ , Ag + _____________________________→ Wzmocnienie siły utleniającej
Seria aktywności anionów:	I - , Br - , Cl - , OH - , NO 3 - , CO 3 2- , SO 4 2- ←__________________________________ Zwiększenie zdolności do regeneracji

Procesy zachodzące na elektrodach podczas elektrolizy stopów

(nie zależą od materiału elektrod i charakteru jonów).

1. Aniony są rozładowywane na anodzie ( Jestem - ; Oh-

A m - - m ē → A °; 4OH - - 4ē → O 2 + 2 H 2 O (procesy utleniania).

2. Kationy są rozładowywane na katodzie ( Me n + , H + ), zamieniając się w neutralne atomy lub cząsteczki:

Me n + + n ē → Me ° ; 2 H + + 2² → H 2 0 (procesy odzyskiwania).

Procesy zachodzące na elektrodach podczas elektrolizy roztworów

KATODA (-) Nie polegaj na materiale katody; zależą od położenia metalu w szeregu naprężeń	ANOD (+) Zależy od materiału anodowego i charakteru anionów.
	Anoda jest nierozpuszczalna (obojętna), tj. zrobiony z węgiel, grafit, platyna, złoto.	Anoda jest rozpuszczalna (aktywna), tj. zrobiony zCu, Ag, Zn, Ni, Fei inne metale (z wyjątkiemPt, Au)
1. Po pierwsze, kationy metali są przywracane, stojąc w szeregu napięć poh 2 : Me n+ +nē → Me°	1. Przede wszystkim utleniają się aniony kwasów beztlenowych (z wyjątkiemF - ): A m- - mē → A°	Aniony nie są utleniane. Atomy metalu anodowego są utleniane: Me° - nē → Me n+ Kationy Me n + idź do rozwiązania. Zmniejsza się masa anody.
2. Kationy metali o średniej aktywności, stojące pomiędzyGlin I h 2 , są odnawiane jednocześnie z wodą: Me n+ + nē →Me° 2H 2 O + 2² → H 2 + 2OH -	2. Aniony kwasów okso (WIĘC 4 2- , WSPÓŁ 3 2- ,..) I F - nie utleniają się, cząsteczki są utlenianeh 2 O : 2H 2 O - 4ē → O 2 + 4H +
3. Kationy metali aktywnych zLi zanim Glin (włącznie) nie są przywracane, ale cząsteczki są przywracaneh 2 O : 2 H 2 O + 2² → H 2 + 2OH -	3. Podczas elektrolizy roztworów alkalicznych jony ulegają utlenieniuOh- : 4OH - - 4ē → O 2 +2 H 2 O
4. Podczas elektrolizy roztworów kwasów następuje redukcja kationów H+: 2H + + 2² → H 2 0

ELEKTROLIZA STOPÓW

Ćwiczenie 1. Zrób schemat elektrolizy stopionego bromku sodu. (Algorytm 1.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
	NaBr → Na + + Br -
	K - (katoda): Na+, A + (anoda): Br -
	K + : Na + + 1ē → Na 0 (powrót do zdrowia), A +: 2 Br - - 2ē → Br 2 0 (utlenianie).
	2NaBr \u003d 2Na +Br 2

Zadanie 2. Zrób schemat elektrolizy stopionego wodorotlenku sodu. (Algorytm 2.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
	NaOH → Na + + OH -
2. Pokaż ruch jonów do odpowiednich elektrod	K - (katoda): Na+, A + (anoda): OH -.
3. Opracuj schematy procesów utleniania i redukcji	K - : Na + + 1ē → Na 0 (powrót do zdrowia), A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2 (utlenianie).
4. Wykonaj równanie elektrolizy stopionego metalu alkalicznego	4NaOH \u003d 4Na + 2H 2 O + O 2

Zadanie 3.Zrób schemat elektrolizy stopionego siarczanu sodu. (Algorytm 3.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
1. Ułóż równanie dysocjacji soli	Na 2 SO 4 → 2Na + + SO 4 2-
2. Pokaż ruch jonów do odpowiednich elektrod	K - (katoda): Na + A + (anoda): SO 4 2-
	K -: Na + + 1ē → Na 0, A +: 2SO 4 2- - 4ē → 2SO 3 + O 2
4. Zrób równanie elektrolizy stopionej soli	2Na 2 SO 4 \u003d 4Na + 2SO 3 + O 2

ELEKTROLIZA ROZTWORU

Ćwiczenie 1.Opracuj schemat elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu za pomocą elektrod obojętnych. (Algorytm 1.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
1. Ułóż równanie dysocjacji soli	NaCl → Na + + Cl -
	Jony sodu w roztworze nie są przywracane, więc woda jest przywracana. Jony chloru ulegają utlenieniu.
3. Opracuj wykresy procesów redukcji i utleniania	K -: 2H 2 O + 2² → H 2 + 2OH - A +: 2Cl - - 2² → Cl 2
	2NaCl + 2H2O \u003d H2 + Cl2 + 2NaOH

Zadanie 2.Narysuj schemat elektrolizy wodnego roztworu siarczanu miedzi ( II ) za pomocą elektrod obojętnych. (Algorytm 2.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
1. Ułóż równanie dysocjacji soli	CuSO 4 → Cu 2+ + SO 4 2-
2. Wybierz jony, które będą rozładowywane na elektrodach	Jony miedzi są redukowane na katodzie. Na anodzie w roztworze wodnym jony siarczanowe nie ulegają utlenieniu, więc woda jest utleniana.
3. Opracuj wykresy procesów redukcji i utleniania	K - : Cu 2+ + 2ē → Cu 0 A + : 2H 2 O - 4ē → O 2 +4H +
4. Zrób równanie elektrolizy wodnego roztworu soli	2CuSO4 + 2H2O \u003d 2Cu + O2 + 2H2SO4

Zadanie 3.Opracuj schemat elektrolizy wodnego roztworu wodnego roztworu wodorotlenku sodu za pomocą elektrod obojętnych. (Algorytm 3.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
1. Zrób równanie na dysocjację alkaliów	NaOH → Na + + OH -
2. Wybierz jony, które będą rozładowywane na elektrodach	Jony sodu nie mogą być redukowane, więc woda jest redukowana na katodzie. Jony wodorotlenkowe są utleniane na anodzie.
3. Opracuj wykresy procesów redukcji i utleniania	K -: 2 H 2 O + 2² → H 2 + 2 OH - A +: 4 OH - - 4ē → 2 H 2 O + O 2
4. Wykonaj równanie elektrolizy wodnego roztworu zasady	2 H 2 O \u003d 2 H 2 + O 2 , tj. elektroliza wodnego roztworu zasad sprowadza się do elektrolizy wody.

Pamiętać.W elektrolizie kwasów zawierających tlen (H 2 SO 4 itd.), zasady (NaOH, Ca (OH) 2 itd.) , sole metali aktywnych i kwasów zawierających tlen(K 2 SO 4 itd.) na elektrodach zachodzi elektroliza wody: 2 H 2 O \u003d 2 H 2 + O 2

Zadanie 4.Opracuj schemat elektrolizy wodnego roztworu azotanu srebra za pomocą anody wykonanej ze srebra, tj. anoda jest rozpuszczalna. (Algorytm 4.)

Sekwencjonowanie	Podejmowanie działań
1. Ułóż równanie dysocjacji soli	AgNO 3 → Ag + + NO 3 -
2. Wybierz jony, które będą rozładowywane na elektrodach	Jony srebra ulegają redukcji na katodzie, a anoda srebra zostaje rozpuszczona.
3. Opracuj wykresy procesów redukcji i utleniania	K-: Ag + + 1ē → Ag 0 ; A+: Ag 0 - 1ē→ Ag +
4. Zrób równanie elektrolizy wodnego roztworu soli	Ag + + Ag 0 = Ag 0 + Ag + elektroliza sprowadza się do przeniesienia srebra z anody na katodę.

^ ROZDZIAŁ 9. PRODUKCJA ELEKTROCHEMICZNA

9.1 Teoretyczne podstawy elektrolizy przemysłowej

Technologia produkcji elektrochemicznej uwzględnia procesy, w których główne reakcje zachodzą w środowisku bezpośredniej przemiany energii elektrycznej w energię chemiczną, bez pośredniego przekształcania energii w ciepło.

W tym celu stworzono specjalne metody i urządzenia technologiczne, oparte na teoretycznej elektrochemii i różniące się od metod stosowanych w innych dziedzinach technologii chemicznej. W elektrolizie pożądane reakcje można z reguły prowadzić z wysokim stopniem selektywności, co pozwala na otrzymanie produktu o stosunkowo niewielkich zanieczyszczeniach. Stopień użytecznego wykorzystania energii elektrycznej w elektrolizie jest stosunkowo duży.

Procesy technologiczne, które można przeprowadzić metodami elektrochemicznymi, w większości przypadków można przeprowadzić również innymi metodami chemicznymi.

Wybór technologii powinien być dokonany na podstawie porównawczej analizy techniczno-ekonomicznej, która uwzględnia ekonomikę produkcji, zasoby niezbędnych surowców, złożoność konstrukcji sprzętu i inne zagadnienia.

O zaletach techniczno-ekonomicznych metod elektrochemicznych decyduje fakt, że można je wykorzystać do uzyskania wystarczająco czystych produktów w stosunkowo prostych schematach technologicznych. Wady wiążą się z koniecznością wydatkowania drogiej formy energii (energia prądu stałego) i poniesienia kosztów na stworzenie źródeł do jej produkcji.

Metody elektrochemiczne znalazły zastosowanie do produkcji wodoru i tlenu, chloru, wodorotlenku sodu i potasu, związków tlenowych chloru, do elektrosyntezy substancji nieorganicznych, a także do syntezy substancji organicznych.

Metodą elektrochemiczną wytwarza się metale hydroelektrometalurgiczne, takie jak miedź, nikiel, cynk, kobalt, kadm, mangan, chrom, żelazo, srebro, złoto itp., a także proszki metali. Stosując elektrolizę roztopionych mediów można otrzymać glin, magnez, metale alkaliczne i ziem alkalicznych (sód, wapń), beryl, metale ziem rzadkich i ziem rzadkich, a także pierwiastkowy fluor.

W galwanotechnice metody elektrochemiczne stosuje się do miedziowania, niklowania, chromowania i innych powłok, w inżynierii mechanicznej - do anodowej obróbki mechanicznej produktów (wiercenie, cięcie, elektropolerowanie, precyzyjna obróbka skomplikowanych kształtów itp.).

Na podstawie procesów elektrochemicznych powstały chemiczne źródła prądu, takie jak baterie i ogniwa galwaniczne.

Reakcje elektrochemiczne zachodzą w aparatach zwanych elektrolizery. W nich przez elektrolity (roztwory lub stopione - przewodniki drugiego rodzaju) przepływa prąd stały z anody do katody. Reakcje utleniania zachodzą na anodzie, a reakcje redukcji na katodzie.

Zgodnie z prawami Faradaya ilość substancji uwalnianej na elektrodach jest proporcjonalna do ilości przepuszczonej energii elektrycznej. Na każdej elektrodzie może przebiegać kilka reakcji równolegle. Udział w całkowitej ilości przekazanej energii elektrycznej wydanej na daną reakcję to jej prąd wyjściowy.

praktycznie ważne wyjście prądowe dla reakcji głównej, co charakteryzuje doskonałość procesu. Szybkość reakcji w elektrochemii wynosi gęstość prądu - ilość energii elektrycznej, która przeszła w jednostce czasu przez powierzchnię jednostkową elektrody na jej granicy z elektrolitem.

W praktyce gęstość prądu określa się dzieląc jego siłę przez obszar geometryczny elektrody. Wyróżnić Szacowany I rzeczywista gęstość prądu, co jest określone nie przez geometrię, ale przez rzeczywistą powierzchnię elektrody. Ta ostatnia zależy od porowatości i topografii powierzchni (obecności wybrzuszeń i zagłębień) i praktycznie nie można jej określić. Oczywiście im bardziej rozwinięta powierzchnia elektrolitu, tym mniejsza jest rzeczywista gęstość prądu i tym bardziej różni się od obliczonej.

W zakładach przemysłowych reakcje elektrochemiczne zachodzą głównie reakcjami, które wymagają zużycia energii elektrycznej. Koszty te charakteryzują się skokiem potencjału, który występuje na styku elektroda-elektrolit. Jeżeli reakcja elektrodowa zachodzi w odwracalnych warunkach równowagi (z natężeniem prądu zbliżonym do zera), to skok potencjału między elektrodą a elektrolitem nazywamy potencjał równowagi. Potencjał równowagi podaje wartość skoku potencjału potrzebnego do rozpoczęcia reakcji.

ważna koncepcja „standardowy potencjał”. Jest to potencjał równowagi, zdefiniowany dla przypadku, gdy aktywność każdej substancji czynnej jest równa jeden. Potencjały standardowe podane są w tabelach referencyjnych. Biorąc pod uwagę rzeczywiste warunki i korzystając ze wzoru Nernsta, można z nich obliczyć potencjały równowagi.

Suma potencjałów równowagi na anodzie i katodzie nazywa się stres rozkładu. To przy tym napięciu, przy prądzie bliskim zeru oraz w warunkach odwracalności reakcji elektrodowych rozpoczyna się proces elektrolizy.

W praktyce przez elektrody przepływa niezerowy prąd, dlatego procesy elektrodowe przebiegają w warunkach nierównowagowych. Skok potencjału na granicy faz elektroda-elektrolit jest w tych przypadkach większy niż równowagowy i nazywa się potencjał elektrody. Niemożliwy jest eksperymentalny pomiar różnicy potencjałów między elektrodą a elektrolitem. Zamiast tego mierzy się różnicę potencjałów między danymi a standardowymi (np. standardową elektrodą wodorową) elektrodami. Ta różnica jest traktowana jako potencjał elektrody. Z tego sposobu ich definiowania wynika zasada znakowa dla potencjałów.

Nazywa się różnicę między potencjałem elektrody a jej potencjałem równowagi przepięcie. Im większa, tym wyższa jest rzeczywista gęstość prądu. Przepięcie na elektrodzie występuje również wtedy, gdy reakcje na niej zachodzące są nieodwracalne. Przepięcie jest proporcjonalne do energii, którą należy zużyć, aby przeprowadzić reakcję elektrodową z określoną szybkością.

Reakcja elektrodowa przechodzi przez następujące etapy:

1) dostarczanie reagujących substancji z elektrolitu do elektrod i usuwanie z nich produktów reakcji;

2) ruch elektronów między elektrodami i jonami;

3) reakcje wtórne na elektrodach (na przykład tworzenie cząsteczek wodoru i tlenu z atomów).

Aby proces przebiegał z określoną prędkością na elektrodach, na każdym etapie wymagana jest pewna ilość energii elektrycznej. W pierwszym etapie jest proporcjonalna do składowej stężenia przepięcia, lub polaryzacja stężenia.

Potencjały równowagi są obliczane na podstawie średniej aktywności (stężenia) reagentów w roztworze. Na elektrodach albo ćwiczą, albo ćwiczą, więc ich aktywność tam odbiega od przeciętnej.

Równowagowy potencjał reakcji obliczony z wartości rzeczywistej aktywności substancji na elektrodach różni się od potencjału obliczonego ze średniej aktywności. Różnica między nimi to polaryzacja stężenia. Jest proporcjonalna do pracy zatężania lub rozcieńczania roztworów od średniej wartości aktywności do rzeczywistej, która powstaje na elektrodach, a im większa, tym większa szybkość reakcji na elektrodach.

Pojawienie się drugiej składowej przepięcia zależy od dwóch pozostałych etapów procesu elektrodowego - fala chemiczna lub polaryzacja. Od strony energii wyjaśniono to następująco. Z kinetyki chemicznej wiadomo, że w reakcje wchodzą tylko cząsteczki aktywne o energiach powyżej pewnego poziomu (energia aktywacji).

Zwiększając skok potencjału na granicy elektroda-elektrolit wbrew równowagowej, można niejako obniżyć barierę energetyczną i tym samym zwiększyć udział cząstek aktywnych bez zmiany temperatury. W tej części istnieje analogia między procesami katalitycznymi i elektrochemicznymi. Dodatkowy skok potencjału wbrew równowadze (polaryzacja chemiczna) jest proporcjonalny do pracy wymaganej do aktywacji wymaganej liczby jonów lub cząsteczek, aby reakcja mogła przebiegać z określoną szybkością. Im wyższa szybkość reakcji, tym wyższa polaryzacja chemiczna.

Fizyczny obraz na elektrodach, który wyjaśnia występowanie polaryzacji chemicznej, jest rozważany w teorii podwójnej warstwy i związanej z nią teorii opóźnionego wyładowania. Teorie te pokazują, że wielkość polaryzacji chemicznej zależy od struktury podwójnej warstwy, która w dużej mierze zależy od składu roztworu i zdolności materiału elektrody do adsorpcji niektórych składników roztworu. Tak więc, dobierając skład roztworu i materiał elektrody, można kontrolować polaryzację chemiczną.

Rzeczywiste napięcie, które należy przyłożyć do zacisków ogniwa, wynosi napięcie elektrolizy - w celu przeprowadzenia reakcji z zadaną szybkością napięcie rozkładu jest większe o wielkość przepięć na elektrodach oraz o sumę strat w przewodach pierwszego i drugiego rodzaju.

Zużycie energii elektrycznej na jednostkę produktu jest wprost proporcjonalne do iloczynu napięcia elektrolizy i ilości energii elektrycznej potrzebnej do wytworzenia produktu (biorąc pod uwagę wydajność prądową). Z całkowitego zużycia energii elektrycznej tylko część przechodzi na energię chemiczną. Ta część jest proporcjonalna do napięcia, które nazywa się Napięcie Thompsona. Różni się od napięcia rozkładu z następującego powodu: energia elektryczna potrzebna do przebiegu procesu na elektrodach (w stałej temperaturze i w odwracalnych warunkach równowagi), proporcjonalna do napięcia rozkładu, nie w pełni odpowiada zmianie energia wewnętrzna systemu. Może się zdarzyć (w zależności od właściwości substancji biorących udział w reakcji), że jej część w trakcie reakcji zamieni się w ciepło, które przechodzi w energię wewnętrzną układu.

Różnica między napięciem elektrolizy a napięciem Thompsona jest proporcjonalna do nadmiaru ciepła wytwarzanego podczas elektrolizy. Jest to napięcie grzewcze lub składnik termiczny napięcia.

Udział całkowitego kosztu energii elektrycznej, przeniesiony w wyniku reakcji na energię wewnętrzną produktu docelowego, nazywa się produkcja energii.

Do głównych wskaźników technologicznych elektrolizy należą: wydajność bieżąca, współczynnik wykorzystania energii (produkcja energii) oraz współczynnik zużycia energii.

Wydajność prądowa (Wt,%) obliczana jest według wzoru:

V t \u003d (m f / m t) ∙ 100%, (9,1)

Gdzie: m f - ilość substancji faktycznie uzyskanej przez elektrolizę, kg; m t - ilość substancji, która powinna była zostać uwolniona zgodnie z prawem Faradaya, kg.

M t = k ∙ I∙ τ, (9.2)

Gdzie: I - aktualna siła, A; τ to czas elektrolizy, h; k jest elektrochemicznym odpowiednikiem uwolnionej substancji.

K = M/(F∙z), (9,3)

gdzie: F jest stałą Faradaya równą 96 500 C lub 26,8 Ah; z jest ładunkiem jonu uwolnionego na elektrodzie.

Współczynnik wykorzystania energii (V e, %) oblicza się według wzoru:

V e \u003d (Wt / W f) ∙ 100%, (9,4)

gdzie: W T - teoretyczne zużycie energii, kWh; W f - rzeczywiste zużycie energii, kW∙h.

W t/p = V t/p ∙ J ∙ τ / m t/p (9,5)

gdzie: V t - teoretyczne napięcie rozkładu, V; V p - rzeczywiste napięcie na elektrodach, V.

Teoretyczne zużycie energii elektrycznej (kWh/t) można również obliczyć za pomocą równania:

Wt = 10 3 ∙ V t / k (9,6)

Proces elektrolizy rozpoczyna się, gdy napięcie przyłożone do elektrolizera (V p) przekroczy o nieskończenie małą wartość (∆V) teoretyczne napięcie rozkładu (V t), tj. warunek zostanie dostarczony:

V p \u003d V t + ∆V (9,7)

Teoretyczne napięcie rozkładu na elektrodach kąpieli określa równanie:

V t \u003d E k - E a (9,8)

gdzie: E k jest rzeczywistym potencjałem wyładowania jonów na katodzie, V; E a - rzeczywisty potencjał wyładowania jonów na anodzie, V.

Rzeczywiste potencjały wyładowania jonów różnią się od ich równowagowych potencjałów wyładowania odpowiednio o wielkość przepięcia katody E k per i anody E a per, które zwiększają potencjały równowagi:

E k \u003d E k p + E k ln i E a \u003d E a p + E a ln (9,9)

Gdzie: E k p i E a p są równowagowymi potencjałami wyładowania kationu i anionu.

Potencjały równowagi wyładowania jonów są równe co do wielkości i przeciwne do znaku równowagi potencjałów elektrod: E k p \u003d - φ k i E a p \u003d - φ a, które można obliczyć za pomocą wzoru Nernsta:

φ k/a = φ 0 k/a ± R∙ T ∙Iga k/a /z ∙ F, (9.10)

Gdzie: φ 0 k / a - standardowy potencjał elektrody, V; r - uniwersalna stała gazowa, J/mol∙K; T to temperatura, K; znany jako - aktywność jonów w roztworze (stopie), mol/l; F jest stałą Faradaya równą 96500 Cul.; z jest ładunkiem jonu elektrolitu.

Wyjaśnienie warunku przedstawionego w 9.7 daje równanie „bilansu naprężeń”:

V p \u003d V t + J ∙∑R \u003d E k - E a + J (R e + R d + R tp) (9,11)

Gdzie: J - aktualna siła, A; R jest całkowitym oporem procesu elektrolizy, Ohm; R e - rezystancja elektrolitu, Ohm; R d - rezystancja przepony ogniwa, Ohm; R tp - rezystancja torów prądowych, Ohm.

^ PYTANIA KONTROLNE DO TEMATU 9.1

9-1 . Jakie procesy nazywamy procesami elektrochemicznymi i czym różnią się od procesów elektrotermicznych? Podaj przykłady obu.

9-2. Jakie są zalety elektrochemicznych metod otrzymywania substancji nad chemicznymi?

9-3. Wymień obszary zastosowań metod elektrochemicznych.

9-4 . Jaki jest stan procesu elektrolizy? Co to jest przepięcie i jak wpływa na sekwencję wyładowań jonów w elektrolizie?

9-5 . Wymień ilościowe cechy elektrolizy przemysłowej i podaj ich definicję.

^ PROBLEM DO TEMATU 9-1

9-1. Ile kwasu solnego teoretycznie można uzyskać z chloru elektrolitycznego i wodoru dziennie, jeśli prąd dostarczany do elektrolizera wynosi 1500 A. Udział masowy kwasu solnego w roztworze wynosi 37,23% (gęstość 1,19 g / ml). Wyraź swoją odpowiedź w kilogramach i litrach.

9-2. Z elektrolizera chloru przeponowego o obciążeniu 40 kA na dobę otrzymano płyn o objętości 10,6 m3 zawierający 130 kg/m3 wodorotlenku sodu. Określ wyjście alkaliczne według prądu.

9-3. Ile wanien powinno znajdować się w zakładzie rafinacji miedzi o wydajności 182,5 tys. ton/rok miedzi katodowej, jeśli wanny pracują z obciążeniem 12 kA, a wydajność prądowa dla miedzi wynosi 96%? Współczynnik wykorzystania kąpieli 0,96.

9-4. Wyznacz masy gazowego chloru i 50% roztworu wodorotlenku sodu wytworzonego przez elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu na dobę, jeśli prąd płynący przez ogniwo wynosi 150 kA, a wydajność prądowa 0,95.

9-5. Określ teoretyczne zużycie energii elektrycznej do produkcji 3 ton 85% wodorotlenku sodu i 3 ton gazowego chloru, jeśli teoretyczne napięcie elektrolizy wynosi 2,2 V.

9-6. Podczas elektrolizy stopionego 24 g pewnej substancji na anodzie uwolniło się 33,6 litra wodoru (n.o.). Określić substancję pobraną do elektrolizy oraz objętość 20% roztworu kwasu chlorowodorowego (gęstość 1,1 g/ml) wymaganą do reakcji.

9-7. Gdy prąd o natężeniu 1 A przepuszczano przez stopiony jakiś dwuskładnikowy związek nieorganiczny przez 8 godzin, otrzymano 2,068 g metalu. Jaki związek przeszedł elektrolizę, jeśli stosunek zawartych w nim składników wynosi 1: 0,145% wag.?

9-8. Po przepuszczeniu prądu 0,8 A przez 80 ml roztworu zawierającego mieszaninę AgNO 3 i Cu(NO 3) 2 przez 117 min na katodzie uwolniła się mieszanina metali o łącznej masie 3,0 g. Napisz równania elektrolizy dla każdej soli i wyznaczają stężenia molowe soli w roztworze wyjściowym, jeśli wiadomo, że na anodzie wydzieliły się gazy, a po zakończeniu elektrolizy roztwór nie zawiera jonów metali.

9-9. Podczas elektrolizy roztworu azotanu chromu(III) na katodzie uwolniło się 31,2 g chromu, który rozpuszczono w kwasie solnym. Roztwór pozostawiono na powietrzu, a następnie stopniowo dodano do niego 25% roztwór wodorotlenku sodu (gęstość 1,28 g/ml). Utworzony najpierw osad, a następnie całkowicie się rozpuścił. Ile ml roztworu wodorotlenku sodu zajęło rozpuszczenie osadu?

9-10. Zbadano dwie próbki dwuskładnikowego związku jakiegoś metalu. Pierwsza próbka ważąca 16 g została stopiona i poddana elektrolizie, która dała 26,312 litrów wodoru mierzonych na 720 mm. Hg i 31 o C. Druga próbka ważąca 37,23 g po wystawieniu na działanie wody dała 9,308 g wodoru. Ustaw wzór dla nieznanego związku i napisz równania dla trwających procesów.

9-11. Przez roztwór soli kwasu organicznego przez 5 h przepuszczano prąd o natężeniu 2 A. W wyniku elektrolizy na katodzie uwolniło się 12,195 g metalu, a na anodzie tlenek węgla (IV) i wodór. Określ, która sól została poddana elektrolizie.

9-12. Podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu z katodą rtęciową otrzymano amalgamat, który poddano działaniu wody. Do miareczkowania powstałego roztworu użyto 7,46 ml 0,5 M roztworu kwasu siarkowego. Określ siłę prądu przepływającego przez roztwór, jeśli czas elektrolizy wynosi 1 godzinę.

9-13. Wodny roztwór nieznanego azotanu metalu poddano elektrolizie. W tym przypadku na elektrodach platynowych uwolniono 3,78 g metalu i 196 ml tlenu (n.c.). Określ, który azotan metalu jest poddawany elektrolizie.

9-14. Wodny roztwór azotanu miedzi poddano elektrolizie za pomocą elektrod obojętnych (węglowych). Elektrody zważono po zakończeniu elektrolizy i godzinę po jej zakończeniu. Czy te masy będą takie same? Uzasadnij odpowiedź.

9-15. Określ wydajność energetyczną podczas elektrolizy tlenku glinu w kriolicie, jeśli teoretyczne napięcie elektrolizy wynosi 1,12 V, napięcie praktyczne wynosi 4,6 V, prąd wyjściowy metalu wynosi 0,8.

9-16. Oblicz stopień konwersji chlorku sodu w elektrolizerze, którego katolit zawiera wodorotlenek sodu 120 g/li chlorek sodu 190 g/l.

9-17 . Oblicz wydajność prądową ogniwa elektrolitycznego o natężeniu 14 000 A, jeśli w ciągu 24 godzin było 4000 litrów ługu elektrolitycznego zawierającego 120 g/l wodorotlenku sodu.

^ 9-18. Dla warunków problemu 10-17 Oblicz współczynnik wykorzystania energii, jeśli praktyczne napięcie rozkładu chlorku sodu wynosi 3,6 V, a prąd wyjściowy wynosi 96 %.

9-20. W fabryce instrumentów medycznych powierzchnia większości wyrobów pokryta jest warstwą niklu o grubości 5,0·10-5 mz elektrolitu na bazie NiSO 4 . Określić czas trwania elektrolizy do uzyskania powłoki o wymaganej grubości na pęsetach o powierzchni 4,3·10 -3 m 2 , jeżeli gęstość metalicznego niklu wynosi 8,9 t/m 3 a wydajność prądowa 9 6%. Prąd podczas elektrolizy 1,9 A.

^ 9.2. Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu

Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu stosowana jest w przemyśle do produkcji chloru, wodoru i wodorotlenku sodu.

Obecnie w przemyśle stosowane są dwie metody elektrolizy - przeponowa i rtęciowa. Głównym procesem w obu metodach jest elektroliza nasyconego roztworu chlorku sodu. W obu metodach procesy anodowe są podobne; ich głównym produktem jest gazowy chlor. Procesy katodowe są różne.

Na metoda membranowa stosuje się katodę stalową, do której doprowadzany jest roztwór chlorku sodu. Część chlorku sodu jest przekształcana w wodorotlenek sodu i uwalniany jest wodór. Chlorek sodu oddziela się od wodorotlenku sodu przez odparowanie roztworu. Jednocześnie ze względu na spadek rozpuszczalności wytrąca się. Produkt handlowy - roztwór wodorotlenku sodu o stężeniu 42-50% (wag.) zawiera 2-4% (wag.) chlorku sodu.

W elektroliza rtęciowa katoda rtęciowa. Jony sodu, rozładowując się na nim, tworzą amalgamat sodu. W oddzielnym aparacie - rozkładniku - amalgamat sodu rozkłada się wodą, tworząc wodór i roztwór wodorotlenku sodu. W urządzeniu do rozkładu można natychmiast otrzymać roztwór wodorotlenku sodu o handlowym stężeniu 42-50% (wag.) bez zanieczyszczeń chlorkiem sodu.

Roztwór soli (solanka) jest oczyszczany przed elektrolizą. Solanka oczyszczana jest z soli wapnia i magnezu. Oczyszczanie odbywa się poprzez wytrącanie zanieczyszczeń ściśle odmierzonymi odczynnikami strącającymi: zawiesiną sodową i mlekiem wapiennym.

Wytrącanie zanieczyszczeń następuje zgodnie z reakcjami:

Mg 2+ + Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + Mg (OH) 2 ↓

Ca 2 + + Na 2 CO 3 \u003d 2 Na + + CaCO 3 ↓

Oprócz oczyszczania chemicznego solanka jest uwalniana od zanieczyszczeń mechanicznych poprzez osadzanie i filtrowanie.

Produkcja membrany (rys. 9.1) obejmuje następujące etapy:

1) przygotowanie i oczyszczanie solanki. Na tym etapie rozpuszczana jest stała sól kuchenna, a solanka jest oczyszczana z jonów wapnia i magnezu. Przygotowana solanka jest wysyłana do elektrolizy;

2) elektroliza;

3) odparowanie roztworów elektrolitycznych. Na tym etapie słabe roztwory wodorotlenku sodu i chlorku sodu, otrzymane przez elektrolizę, odparowuje się do handlowego stężenia wodorotlenku sodu. Otrzymaną sól oddziela się od roztworu, rozpuszcza w wodzie i przenosi do etapu przygotowania solanki, gdzie solankę dodaje się do solanki wytworzonej ze świeżej soli;

4) usuwanie siarczanów. Na tym etapie otrzymuje się chlorek sodu, otrzymany w ostatnim etapie odparowywania roztworów elektrolitycznych i zawierający zwiększoną ilość siarczanów. Siarczan sodu jest izolowany z soli w postaci produktów handlowych. Oczyszczony roztwór soli przenosi się do etapu przygotowania solanki;

5) chłodzenie i suszenie chloru;

6) chłodzenie i suszenie wodoru.

Reakcje zachodzące w ogniwie przeponowym zależą od materiałów i konstrukcji ogniw, stężenia solanki, pH ośrodka, gęstości prądu, temperatury i zawartości jonów zawierających tlen.

Ryż. 9.1. Schemat strukturalny metody przeponowej:

1- przygotowanie i oczyszczanie solanki; 2 - elektroliza; 3 - odparowanie roztworów elektrolitycznych; 4 - usuwanie siarczków: 5 - chłodzenie, suszenie i sprężanie chloru; 6 - chłodzenie, suszenie i sprężanie wodoru.

W elektrolizerach przemysłowych anoda wykonana jest z grafitu, katoda z żelaza.

Na katodzie żelaznej głównym procesem jest wydzielanie wodoru:

2 H + + 2² \u003d H 2

2 H 2 O + 2² \u003d H 2 + 2 OH -

Wyładowanie jonów sodu jest niemożliwe, ponieważ potencjał równowagi wyładowania jonu sodu na katodzie żelaznej w obojętnym nasyconym roztworze chlorku sodu jest znacznie wyższy (-2,71 V) niż wodoru (-0,415 V).

Główna reakcja na anodzie grafitowej:

2 Cl - + 2ē \u003d C1 2

Oprócz tej reakcji na anodzie zachodzą reakcje uboczne:

2OH - - 2e\u003d 0,5 O 2 + H 2 O H 2 O - 2² \u003d 0,5 O 2 + 2 H +

Równowagowy potencjał elektrody wyładowania jonów wodorotlenkowych w obojętnym nasyconym roztworze chlorku sodu wynosi +0,82 V, a jonów chlorkowych +1,32 V. Dlatego tlen należy najpierw uwolnić na anodzie z niewielkim przepięciem.

Jak wiadomo z elektrochemii teoretycznej, reakcje elektrod równoległych zachodzą przy takich cząstkowych gęstościach prądu, które dają taki sam potencjał elektrody. Dlatego możemy napisać:

φ a \u003d φ (C1 2) + ψ (C1 2) \u003d φ (O 2) + ψ (O 2) (9,12)

Gdzie: φ a - potencjał anodowy, V; φ (С1 2 ), φ (О 2 ) - równowagowe potencjały uwalniania chloru i tlenu są określone wzorem Nernsta i zależą od stężenia (aktywności) jonów chloru lub wodorotlenków, a także od temperatury; ψ (С1 2 ), ψ (О 2) - przepięcie chloru i tlenu; wielkość przepięcia wzrasta wraz ze wzrostem gęstości prądu.

Przepięcie dla wydzielania chloru zmniejsza się wraz ze wzrostem temperatury w większym stopniu niż dla tlenu. Wraz ze wzrostem gęstości prądu proces na anodzie przesuwa się również w kierunku uwalniania chloru. Jak widać na ryc. 9.2, wraz ze wzrostem gęstości prądu, potencjał wydzielania chloru wzrasta w mniejszym stopniu niż tlenu. Jony podchlorynowe mogą być wyładowywane na anodzie. W rezultacie uwalniany jest tlen:

3 ClO - + 3 H 2 O - 6ē \u003d ClO 3 - + 1,5 O 2 + 2 Cl - + 3 H 2

Obecność jonów podchlorynowych jest spowodowana częściową hydrolizą chloru.

W elektrolizie przeponowej tlen jest zawsze uwalniany wraz z chlorem. Normalny poziom wydzielania tlenu jest określony przez ustalony reżim technologiczny (materiał anodowy, gęstość prądu, temperatura, skład solanki itp.). Najważniejszym warunkiem w tym przypadku jest normalna kwasowość anolitu (roztwór znajdujący się w przestrzeni anodowej).

Ryż. 9.2. Krzywe polaryzacji anody na graficie w 250°C w 22,6% (wag.) roztworze chlorku sodu:

1- uwalnianie chloru; 2 - uwolnienie tlenu.

Obecność jonów podchlorynowych i podchloranowych w elektrolicie może powodować reakcje uboczne na katodzie:

ClO 3 - + 3 H 2 \u003d 3 H 2 O + Cl - ClO - + H 2 \u003d H 2 O + Cl -

Zwiększenie zasadowości anolitu zwiększa intensywność wydzielania tlenu na anodzie. Dlatego proces elektrolizy w elektrolizerach przeponowych jest zbudowany w taki sposób, aby zminimalizować elektrolityczne przeniesienie jonu wodorotlenkowego na anodę. Można to osiągnąć poprzez użycie membrana filtrująca.

Membrana filtrująca wykonana jest w postaci porowatej przegrody oddzielającej przestrzenie katodową i anodową. Zapobiega mieszaniu się produktów elektrolizy. Przepływ anolitu w sposób ciągły przepływa przez niego z przestrzeni anodowej do katody.

Przepuszczalność membrany i stopień konwersji (w przybliżeniu) kontrolują stężenie wodorotlenku sodu w katolicie (elektrolit znajdujący się w przestrzeni katodowej). W praktyce w nowoczesnych elektrolizerach przemysłowych wartość graniczna stopnia konwersji odpowiada stężeniu wodorotlenku sodu w katolicie 140-150 g/l. Gdy stężenie alkaliów przekracza jego wartość, przebieg elektrolizy odbiega od normy.

Dane pokazujące zależność wydajności prądowej od stężenia alkaliów przedstawiono na ryc. 9.3. Podczas pracy z katolitem o stężeniu alkaliów powyżej 150 g/l następuje spadek wydajności prądowej.

Ryż. 9.3. Zależność prądu wyjściowego od stężenia wodorotlenku sodu w katolicie

Podwyższone temperatury elektrolizy i kondensacji chlorku sodu w elektrolicie zmniejszają rozpuszczalność chloru, co zmniejsza prawdopodobieństwo wystąpienia reakcji ubocznych, a tym samym zwiększa szybkość przepływu. Ponadto wzrost temperatury zwiększa przewodność elektryczną elektrolitu, zmniejszając w ten sposób napięcie w kąpieli. Dzięki temu zmniejsza się zużycie energii, dlatego elektrolizę roztworów chlorku sodu prowadzi się w temperaturze 70 - 80 °C.

Elektrolizery przemysłowe z przegrodą filtrującą znajdują szerokie zastosowanie w przemyśle.

Schemat nowoczesnego elektrolizera membranowego pokazano na ryc. 9.4. Obudowa ogniwa ^ 7 podzielony na dwie wnęki: anodę 4 i katodowy 5 przestrzeń. Anody grafitowe są umieszczone w przestrzeni anodowej. Przestrzenie anodowe i katodowe oddzielone są przesłoną, której podstawą jest katoda. 3 . Membrana zakrywa katodę od strony anody. Do przestrzeni anodowej podawana jest solanka - nasycony roztwór soli kuchennej.

Poziom anolitu jest powyżej górnej granicy przepony. Powstający na anodzie chlor jest gromadzony w przestrzeni gazowej nad poziomem anolitu. Stąd chlor jest odprowadzany do kolektora. Anolit, ze względu na różnicę poziomów cieczy w przestrzeniach anodowej i katodowej, przepływa przez membranę.

Wodór jest redukowany na katodzie, a anolit dopływający do katody zmienia swój skład i zostaje wzbogacony w jony wodorotlenkowe. Katolit zawiera sól kuchenną, wodorotlenek sodu i niewielką ilość chloranu sodu. Jest usuwany z przestrzeni katodowej przez rurkę spustową 9 ; jego urządzenie umożliwia regulację poziomu roztworu w komórce. Wodór jest gromadzony w przestrzeni gazowej nad poziomem katolitu, a następnie kierowany do kolektora.

DO
Atolit wychodzący z elektrolizera, inaczej zwany płynem elektrolitycznym, zawiera wodorotlenek sodu 110-120 g/l i chlorek sodu 170-180 g/l.

Ryż. 9.4. Schemat elektrolizera przeponowego:

1- anoda; 2 - membrana; 3 - katoda; 4 - przestrzeń anodowa; 5 - przestrzeń katodowa; 6 - zakraplacz; 7- obudowa ogniwa elektrolitycznego; 8 - okładka; 9 - rurka spustowa do katolitu

Stosunek stężenia wodorotlenku sodu do stężenia chlorku sodu w katolicie określa ważny wskaźnik reżimu technologicznego - stopień konwersji (X) chlorek sodu podczas elektrolizy. Jest to stosunek liczby moli chlorku sodu przekształconego w wodorotlenek sodu do liczby moli chlorku sodu otrzymanego do elektrolizy.

Stopień przeliczenia oblicza się według wzoru:

X \u003d 1,46 C NaOH / (9,13)

Procesy zachodzące w elektrolizerach i ich wskaźniki techniczne w dużej mierze zależą od pracy membrany. Aby membrana spełniała swoje funkcje, musi spełniać następujące wymagania:

Być wystarczająco gęste i mocne, aby zapewnić całkowite oddzielenie produktów gazowych i wykluczyć wypieranie anolitu i katolitu;

Mają niską rezystancję elektryczną, aby uniknąć utraty napięcia na membranie;

mieć wystarczająco niski opór hydrauliczny;

Być odpornym chemicznie na kwasy i zasady, aby membrana działała przez długi czas;

Mają podobne właściwości i jednolitość we wszystkich obszarach.

Najlepszym materiałem na przepony jest azbest chryzolitowy.

Głównym wymaganiem dla materiału anodowego jest największe przepięcie do uwalniania tlenu niż chlor.

Nie znaleziono jeszcze materiału całkowicie odpornego na procesy łącznego elektrochemicznego wydzielania chloru i tlenu. W praktyce dąży się do tego, aby użyte materiały były niszczone w stosunkowo niskim tempie.

Preferowane są materiały o niskiej rezystywności elektrycznej, ponieważ im mniejsza rezystancja, tym mniejszy spadek napięcia na anodzie i bardziej równomierny rozkład gęstości prądu na niej. W praktyce można zastosować platynę, grafit i magnetyt. Najlepsza pod każdym względem (poza kosztami) jest platyna. W przemyśle anody wykonuje się wyłącznie ze sztucznego grafitu.

^ Rtęciowa metoda elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu zawiera te same etapy co przepona, z wyjątkiem parowania (ryc. 9.5). Przygotowanie i oczyszczanie solanki w tej produkcji mają cechy i według schematu technologicznego różnią się od odpowiedniego etapu produkcji przepony. Wynika to ze specjalnych wymagań dotyczących anolitu zwracanego do elektrolizy.

Anolit po elektrolizie zawiera 260-270 g/l chlorku sodu, ok. 0,6 g/l rozpuszczonego chloru, ok. 5 mg/l wapnia, magnezu, metali ciężkich, zanieczyszczeń pyłem grafitowym.

Ryż. 9.5. Schemat blokowy elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu z katodą rtęciową:

1- przygotowanie i czyszczenie solanki; 2- elektroliza: 3 – odchlorowanie i oczyszczanie anolitu; 4 - chłodzenie, suszenie i sprężanie chloru, 5 - chłodzenie, suszenie i sprężanie wodoru.

W celu usunięcia chloru z anolitu stosuje się kolejno zakwaszanie, opróżnianie, przedmuchiwanie powietrzem i niszczenie pozostałości chloru za pomocą środków redukujących. Anolit zakwasza się kwasem solnym. Odkurzanie odbywa się pod ciśnieniem 400-450 mm Hg.

Reakcje zachodzące na anodzie w elektrolizerach z katodą rtęciową są podobne do tych, które są brane pod uwagę w elektrolizerach przeponowych.

Proces katodowy w elektrolizerach z katodą rtęciową zasadniczo różni się od procesu w elektrolizerze przeponowym, w którym jony wodorowe są wyładowywane na katodzie stalowej.

W elektrolizerach rtęciowych wydzielanie wodoru na katodzie jest procesem ubocznym i szkodliwym. Jego rozwój jest utrudniony przez fakt, że wodór jest uwalniany na katodzie rtęciowej lub katodzie amalgamatowej sodu z dużym przepięciem.

Charakterystyczną krzywą polaryzacji tego procesu pokazano na rys. . 9.6. Rysunek pokazuje, że intensywne wydzielanie wodoru zachodzi przy potencjałach katodowych, które są bardziej ujemne niż -1,9 V. Jednak przy niższym potencjale ujemnym na katodzie rtęciowej zachodzi inna reakcja elektrodowa - tworzenie amalgamatu rtęciowo-sodowego, dla którego główna część prąd jest zużyty.

W momencie uwolnienia metaliczny sód reaguje z rtęcią tworząc związek międzymetaliczny NaHg n (amalgamat sodu rozpuszczony w rtęci). W tym przypadku praca wymagana do redukcji jonu sodu jest zmniejszona o ilość energii uwalnianej podczas tworzenia amalgamatu. Potencjał tworzenia amalgamatu sodu φ k = -1,80 V.

Nazywa się zmianę potencjału uwalniania substancji w procesie elektrochemicznym w wyniku wystąpienia reakcji wtórnej na elektrodzie depolaryzacja. W wyniku depolaryzacji sód może być uwalniany na katodzie rtęciowej w postaci amalgamatu zgodnie z reakcją:

Na + + n Hg + ē = NaHgn

Proces ten przebiega prawie bez przepięć.

Główna reakcja uboczna na katodzie:

2
H + + 2e - = H 2

Ryż. 9.6. Krzywa polaryzacji

Uwalnianie wodoru przez rtęć

Na katodzie zachodzą również inne procesy uboczne. Amalgamat sodu reaguje z chlorem rozpuszczonym w anolicie według równań:

NaHg n + Cl 2 = Na + + CI - + nHg Hg + Cl 2 = Hg 2+ + 2 Cl -

Pod działaniem wody amalgamat rozkłada się, uwalniając alkalia:

NaHg n + 2 H 2 O \u003d H 2 + Na + + 2 OH - + n hg

Reakcja w rozkładniku składa się z dwóch sprzężonych reakcji:

2 H 2 O + e - \u003d H 2 + 2 OH - NaHg n - e - \u003d Na + + n Hg

Proces elektrolityczny w elektrolizerze z katodą rtęciową przebiega dwuetapowo. W pierwszym etapie poprzez elektrolizę wodny roztwór chlorku sodu otrzymuje się chlor i mocny amalgamat sodu. Amalgamat otrzymany po elektrolizie zawiera 0,3-0,5% sodu. W drugim etapie amalgamat jest traktowany oczyszczoną wodą. Część amalgamatu rozkłada się, tworząc wodorotlenek sodu i wodór. Słaba pompa rtęciowa do amalgamatu jest zarezerwowana do elektrolizy.

Prowadzenie procesu w dwóch etapach umożliwia otrzymanie roztworu wodorotlenku sodu z bardzo małymi zanieczyszczeniami chlorku sodu w elektrolizerach z katodą rtęciową.

Schemat ogniwa elektrolitycznego z katodą rtęciową pokazano na ryc. 9.7. Składa się z trzech głównych części: kąpieli elektrolitycznej 9 , rozkładnik 12 i pompa rtęciowa 10.

Ryż. 9.7. Schemat ogniwa elektrolitycznego z katodą rtęciową:

1 - amalgamat; 2 - kieszeń wylotowa komórki; 3 - pokrywa komórkowa; 4 - anoda; 5 - przewód anodowy i jego uszczelka; 6 - anolit; 7 - miejsce do zbierania chloru; 8 - kieszeń wejściowa komórki; 9 - kąpiel elektrolityczna; 10 - pompa rtęciowa; 11 - rozkładnik dysz; 12 - rozkładnik; 13- roztwór wodorotlenku sodu.

W kąpieli elektrolitycznej 9 nasycony roztwór chlorku sodu i słaby amalgamat są dostarczane w sposób ciągły. Z elektrolizera usuwany jest chlor wraz z parą wodną i mocnym amalgamatem.Oddzielnie z amalgamatu usuwany jest roztwór chlorku sodu zubożony w wyniku elektrolizy z rozpuszczonym w nim chlorem.

w rozkładnik 12 Mocny amalgamat i oczyszczona woda są stale dostarczane. Wodór z parą wodną, ​​roztwór wodorotlenku sodu w wodzie i słaby amalgamat są usuwane.

Elektrolizery rtęciowe są zaprojektowane do pracy przy dużej gęstości prądu (5000-10 000 A/m2). Wraz ze wzrostem gęstości poprawia się szybkość przepływu. Ponadto obliczona powierzchnia katody maleje (przy tym samym obciążeniu prądowym), a tym samym zmniejsza się wymagana ilość rtęci.

Obecnie powszechne są elektrolizery poziome. Stanowią one pochyły zsyp o przekroju prostokątnym, wzdłuż którego dna przepływa grawitacyjnie amalgamat. Rynna przykryta jest pokrywką 3 , na których mocowane są grafitowe płaskie płyty anodowe 4 . Odległość między elektrodami wynosi 3-5 mm. Płyty są umieszczone tak blisko, że powierzchnia robocza anod zbliża się do powierzchni katody. Każda płyta anodowa ma doprowadzenie prądu przez pokrywę ogniwa. W miejscu, w którym przez pokrywę przechodzi prąd, znajduje się plomba 5 zapobieganie uwalnianiu chloru do atmosfery.

Grafit ulega zniszczeniu podczas elektrolizy. W rezultacie zwiększa się odległość między elektrodami i wzrasta napięcie elektrolizy. Dlatego w nowoczesnych konstrukcjach anody wyposażone są w urządzenie pozwalające na regulację odległości międzyelektrodowej.

W tym celu wykorzystywane są dwa różne typy urządzeń. Pierwszy typ przeznaczony jest do opuszczania każdej anody z osobna, drugi do jednoczesnego opuszczania całej grupy anod.

Anolit porusza się w tym samym kierunku po warstwie amalgamatu w elektrolizerze ^ 6 .

Nad warstwą anolitu tworzy się przestrzeń gazowa 7 . Zbiera uwolniony chlor. Chlor i anolit są odprowadzane z elektrolizera łącznie lub oddzielnie.

W rozkładniku zachodzi drugi etap procesu elektrochemicznego. Rozkładniki poziome mają postać stalowego, hermetycznie zamkniętego zsypu montowanego ze spadkiem. Na dnie rozkładarki układane są płyty grafitowe. 12 . Przepływ amalgamatu porusza się grawitacyjnie wzdłuż jego dna. Roztwór wodorotlenku sodu porusza się w przeciwprądzie do amalgamatu i jest odprowadzany wraz z wodorem na końcu rozkładu.

^ PYTANIA KONTROLNE DO TEMATU 9.2

9-1. Jakie są przemysłowe metody elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu?

9-2. Wymień główne etapy metody elektrolizy przeponowej.

9-3 . Jaka reakcja zachodzi na katodzie w elektrolizie przeponowej? Jakie reakcje uboczne mogą wystąpić na katodzie w metodzie elektrolizy przeponowej?

9-4 . Jaka substancja podstawowa uwalnia się na anodzie podczas elektrolizy przepony? Jaki produkt uboczny jest uwalniany na anodzie podczas elektrolizy membrany?

9-5. Jakie są cechy elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu z katodą rtęciową? Jaka jest rola przepony w celi przeponowej?

^ ZADANIA DO TEMATU 9.2

9-1. Ług wypływający z przeponowej celi chlorkowej zawiera 130 kg/m3 ługu. Kąpiel pracuje przy obciążeniu 25 kA, wydajności prądowej dla CI 2 i NaOH 96%, a dla wodoru 98%. Oblicz: a) dzienną wydajność kąpieli dla chloru i wodoru (w masie i objętości) oraz dla zasad; b) objętość kąpieli wypływającej z kąpieli w ciągu 1 godziny. Warunki są normalne.

9-2. Ile godzin powinien pracować elektrolizer BGK-17-25, aby wyprodukować chlor o objętości 800 m 3 , jeżeli wydajność prądowa wynosi 96%, to natężenie prądu wynosi 30 kA? Warunki są normalne.

9-3. Oblicz teoretyczną wartość (V) napięcia rozkładu podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu. Stężenie anolitu 270 kg/m 3 , katolitu 120 kg/m 3 .

9-4. Oblicz współczynnik wykorzystania energii dla elektrolizera wyposażonego w katodę żelazną, gdzie teoretyczne napięcie rozkładu wynosi 2,16 V, a napięcie praktyczne 3,55 V podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu. Wyjście prądowe 93%.

9-5. Wyznacz wydajność prądową dla ogniwa BGK-17-50, gdzie w ciągu dnia przy prądzie 40 kA otrzymano 9821 m 3 ługu elektrolitycznego zawierającego 140 kg/m 3 wodorotlenku sodu.

9-6. W membranowej metodzie wytwarzania sody kaustycznej proces elektrolizy kończy się, gdy udział masowy sody kaustycznej w roztworze osiągnie 10%. Oblicz, jaki ułamek masowy chlorku sodu został poddany elektrolizie, jeśli początkowe stężenie solanki wynosiło 310 kg/m 3 a gęstość 1,197 t/m 3 .

9-7. Określić stopień konwersji dla katolitu zawierającego 120 kg/m 3 wodorotlenku sodu, jeśli początkowa zawartość chlorku sodu wynosiła 293 kg/m 3 . Ignoruj ​​straty produkcyjne.

9-8. Wyznacz dodatkowy pobór mocy na otrzymanie wodoru o masie 1 t, spowodowany przepięciem wydzielania gazu h = 0,2 V.

9-9. Oblicz zużycie energii na otrzymanie chloru o masie 1 tony w elektrolizerze BGK-17-50, jeżeli prąd na zaciskach wynosi 25 kA, napięcie 3,6 V, wyjście prądowe 96%.

9-10. Określić wydajność prądową ogniwa Hookera wytwarzającego 225 m 3 /h katolitu zawierającego 135 kg/m 3 wodorotlenku sodu. Ogniwo pracuje z obciążeniem 40 kA.

9-11. Określ tygodniowe zapotrzebowanie przedsiębiorstwa na cysterny kolejowe o ładowności 50 ton do transportu ciekłego chloru, jeżeli przedsiębiorstwo posiada 3 serie elektrolizerów BGK-17-50 po 68 sztuk w każdej serii. Obciążenie ogniwa wynosi 50 kA, prąd wyjściowy 96%.

9-12. Oblicz teoretyczne zużycie energii do wytworzenia 1 tony wodorotlenku sodu i 1 tony chloru w elektrolizerze przeponowym, jeśli teoretyczne napięcie rozkładu roztworu chlorku sodu wynosi 2,2 V.

9-13. Oblicz zużycie energii do produkcji 1 tony wodorotlenku sodu w elektrolizerze z katodą rtęciową typu „Solve” V-200, jeśli napięcie na elektrodach wynosi 4,56 V, prąd wyjściowy 96%, natężenie prądu 190 kA.

9-14. Zakład elektrolizy posiada 66 wanien z katodami rtęciowymi. Ze źródła prądu stałego zasilane są napięciem 250 V przy natężeniu prądu 30 kA. Określ wydajność takiego warsztatu na dobę dla ługu o stężeniu sody kaustycznej 140 kg/m3 i chloru przy wydajności prądowej 96%; napięcie na każdej kąpieli i zużycie energii na 1 tonę chloru i 1 tonę sody kaustycznej (oddzielnie).

9-15. Na dnie elektrolizera rtęciowego o długości 10 m i szerokości 1,5 m rtęć przepływa warstwą 5 mm. Na wejściu do elektrolizera ułamek masowy sodu w rtęci wynosi 0,01%, a na wyjściu 0,2%. Wyjście prądowe 95%. Gęstość prądu katodowego wynosi 5000 A/m2. Wyznacz masę 40% roztworu wodorotlenku sodu, który można otrzymać z 1 m2 katody rtęciowej oraz liniowy przepływ rtęci. Zignoruj ​​zmianę gęstości rtęci podczas tworzenia amalgamatu.

9-16. Określ energię wyjściową dla ogniwa rtęciowego R-101, jeśli tutaj: potencjał anodowy wynosi -1,42 V; potencjał katody 1,84 V; napięcie kąpieli 3,55 V; wydajność prądowa 93,7%.

9-17. Obliczyć prędkość objętościową obiegu rtęci w elektrolizerze chloru, jeśli udział masowy sodu w wchodzącej rtęci wynosi 0,015%, a w wychodzącej rtęci 0,21%. Prąd wyjściowy sodu wynosi 97%, obciążenie ogniwa 25 kA.

9-18. W rozkładniku poziomym, który przyjmuje 23 tony amalgamatu sodowego na godzinę, uwalniał się wodór w objętości 56 m 3 . Określić ułamek masowy sodu w amalgamacie (nie dotyczy).

9-19 . Projektowana roczna zdolność jednego z przedsiębiorstw do produkcji kwasu solnego wynosi 80 tysięcy ton produktu o udziale masowym chlorowodoru 34%. Czy przedsiębiorstwo to zapewni warsztat z chlorem i wodorem z 84 wannami R-30, działający zgodnie z harmonogramem przedsiębiorstwa? Wyjście prądowe 96%, obciążenie jednego ogniwa 30 kA. Wydajność kwasu wynosi 95% teoretycznej.

9-20. Elektrolizer membranowy chloru ma następujące wskaźniki wydajności: prąd wyjściowy chloru 95%; sprawność prądowa wodoru 99%; obciążenie 20 kA. Jaką masę kwasu solnego o udziale masowym chlorowodoru 35% można uzyskać z całkowitego chloru wytworzonego w ciągu 30 dni pracy elektrolizera? Jaką objętość wodoru wm 3 powinien wytworzyć elektrolizer, aby uzyskać taką masę kwasu, jeśli udział objętościowy wodoru jest o 5% większy w stosunku do stechiometrii?

ELEKTROLIZA

Jednym ze sposobów pozyskiwania metali jest elektroliza. Metale aktywne występują w przyrodzie jedynie w postaci związków chemicznych. Jak wyizolować z tych związków w stanie wolnym?

Roztwory i stopione elektrolity przewodzą prąd elektryczny. Jednak, gdy prąd przepływa przez roztwór elektrolitu, mogą wystąpić reakcje chemiczne. Zastanów się, co się stanie, jeśli dwie metalowe płytki zostaną umieszczone w roztworze elektrolitu lub stopione, z których każda jest połączona z jednym z biegunów źródła prądu. Te płytki nazywane są elektrodami. Prąd elektryczny to ruchomy strumień elektronów. W wyniku tego, że elektrony w obwodzie przemieszczają się z jednej elektrody na drugą, na jednej z elektrod pojawia się nadmiar elektronów. Elektrony mają ładunek ujemny, więc ta elektroda zostaje naładowana ujemnie. Nazywa się to katodą. Na drugiej elektrodzie powstaje brak elektronów i jest ona naładowana dodatnio. Ta elektroda nazywa się anodą. Elektrolit w roztworze lub stopie dysocjuje na jony naładowane dodatnio - kationy i jony naładowane ujemnie - aniony. Kationy są przyciągane do ujemnie naładowanej elektrody - katody. Aniony są przyciągane do dodatnio naładowanej elektrody - anody. Na powierzchni elektrod może zachodzić oddziaływanie między jonami i elektronami.

Elektroliza odnosi się do procesów zachodzących, gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwory lub stopione elektrolity.

Procesy zachodzące podczas elektrolizy roztworów i stopów elektrolitów są zupełnie inne. Rozważmy szczegółowo oba te przypadki.

Elektroliza stopu

Jako przykład rozważmy elektrolizę stopionego chlorku sodu. W stopie chlorek sodu dysocjuje na jony Na+
i Cl - : NaCl = Na + + Cl -

Kationy sodu przemieszczają się na powierzchnię ujemnie naładowanej elektrody - katody. Na powierzchni katody znajduje się nadmiar elektronów. Dlatego następuje przeniesienie elektronów z powierzchni elektrody na jony sodu. W tym samym czasie jony Na+ są przekształcane w atomy sodu, czyli kationy są redukowane Na+ . Równanie procesu:

Na + + e - = Na

Jony chlorkowe Cl - przenieść się na powierzchnię dodatnio naładowanej elektrody - anody. Na powierzchni anody powstaje brak elektronów i elektrony są przenoszone z anionów Cl- do powierzchni elektrody. Jednocześnie jony naładowane ujemnie Cl- przekształcają się w atomy chloru, które natychmiast łączą się, tworząc cząsteczki chloru C l2 :

2C l - -2e - \u003d Cl 2

Jony chlorkowe tracą elektrony, to znaczy są utleniane.

Napiszmy razem równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie

Na + + e - = Na

2 Cl - -2 e - \u003d Cl 2

Jeden elektron bierze udział w procesie redukcji kationów sodu, a 2 elektrony biorą udział w procesie utleniania jonów chloru. Należy jednak przestrzegać prawa zachowania ładunku elektrycznego, to znaczy, że całkowity ładunek wszystkich cząstek w roztworze musi być stały, dlatego liczba elektronów biorących udział w redukcji kationów sodu musi być równa liczbie elektronów bierze udział w utlenianiu jonów chlorkowych, dlatego pierwsze równanie mnożymy przez 2:

Na + + e - \u003d Na 2

2C l - -2e - \u003d Cl 2 1

Dodajemy oba równania razem i otrzymujemy ogólne równanie reakcji.

2 Na + + 2C l - \u003d 2 Na + Cl 2 (równanie reakcji jonowej) lub

2 NaCl \u003d 2 Na + Cl 2 (Równanie reakcji molekularnej)

Tak więc w rozważanym przykładzie widzimy, że elektroliza jest reakcją redoks. Na katodzie redukcja dodatnio naładowanych jonów - kationów, na anodzie - utlenianie ujemnie naładowanych jonów - anionów. Aby zapamiętać, który proces ma miejsce gdzie, możesz użyć „reguły T”:

katoda - kation - redukcja.

Przykład 2Elektroliza stopionego wodorotlenku sodu.

Wodorotlenek sodu w roztworze dysocjuje na kationy i jony wodorotlenkowe.

Katoda (-)<-- Na + + OH - à Анод (+)

Na powierzchni katody kationy sodu ulegają redukcji i powstają atomy sodu:

katoda (-) Na + + e à Na

Jony wodorotlenkowe są utleniane na powierzchni anody, podczas gdy tlen jest uwalniany i powstają cząsteczki wody:

katoda (-) Na + + e à Na

anoda (+)4 OH - - 4 e à 2 H 2 O + O 2

Liczba elektronów biorących udział w reakcji redukcji kationów sodu i reakcji utleniania jonów wodorotlenowych powinna być taka sama. Pomnóżmy więc pierwsze równanie przez 4:

katoda (-) Na + + e à Na 4

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

Łącząc oba równania, otrzymujemy równanie reakcji elektrolizy:

4 NaOH à 4 Na + 2 H 2 O + O 2

Przykład 3Rozważ elektrolizę stopu Al2O3

Stosując tę ​​reakcję, aluminium otrzymuje się z boksytu, naturalnego związku zawierającego dużo tlenku glinu. Temperatura topnienia tlenku glinu jest bardzo wysoka (ponad 2000º C), dlatego dodaje się do niego specjalne dodatki, obniżające temperaturę topnienia do 800-900º C. W stopie tlenek glinu dysocjuje na jony Al 3+ i O 2-. h kationy są redukowane na katodzie Al 3+ , zamieniając się w atomy aluminium:

Al +3 e a Al

Aniony są utleniane na anodzie O 2- zamienia się w atomy tlenu. Atomy tlenu natychmiast łączą się w cząsteczki O 2 :

2 O 2- – 4 e à O 2

Liczba elektronów biorących udział w redukcji kationów glinu i utlenianiu jonów tlenu musi być równa, więc pierwsze równanie mnożymy przez 4, a drugie przez 3:

Al 3+ +3 e à Al 0 4

2 O 2- – 4 e à O 2 3

Dodajmy oba równania i zdobądźmy

4 Al 3+ + 6 O 2- a 4 Al 0 +3 O 2 0 (równanie reakcji jonowej)

2 Al 2 O 3 do 4 Al + 3 O 2

Elektroliza roztworu

W przypadku przepływu prądu elektrycznego przez wodny roztwór elektrolitu sprawę komplikuje obecność w roztworze cząsteczek wody, które mogą również oddziaływać z elektronami. Przypomnijmy, że w cząsteczce wody atomy wodoru i tlenu są połączone polarnym wiązaniem kowalencyjnym. Elektroujemność tlenu jest większa niż elektroujemność wodoru, więc wspólne pary elektronów są przesunięte w kierunku atomu tlenu. Na atomie tlenu powstaje częściowy ładunek ujemny, oznaczony jako δ-, a na atomach wodoru ma częściowy ładunek dodatni, oznaczony jako δ+.

δ+

H-O δ-

│

H δ+

Dzięki temu przesunięciu ładunków cząsteczka wody ma dodatnie i ujemne „bieguny”. Dlatego cząsteczki wody mogą być przyciągane przez dodatnio naładowany biegun do ujemnie naładowanej elektrody - katody i przez ujemny biegun - do dodatnio naładowanej elektrody - anody. Na katodzie cząsteczki wody mogą zostać zredukowane, a wodór jest uwalniany:

Utlenianie cząsteczek wody może nastąpić na anodzie z uwolnieniem tlenu:

2 H 2 O - 4e - \u003d 4H + + O 2

Dlatego na katodzie można zredukować kationy elektrolitu lub cząsteczki wody. Te dwa procesy wydają się ze sobą konkurować. To, jaki proces faktycznie zachodzi na katodzie, zależy od rodzaju metalu. To, czy kationy metali, czy cząsteczki wody zostaną zredukowane na katodzie, zależy od położenia metalu w seria naprężeń w metalu .

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

Jeśli metal znajduje się w szeregu napięć na prawo od wodoru, kationy metali są redukowane na katodzie i uwalniany jest wolny metal. Jeśli metal znajduje się w szeregu napięć na lewo od aluminium, cząsteczki wody są redukowane na katodzie i uwalniany jest wodór. Wreszcie, w przypadku kationów metali od cynku do ołowiu może wystąpić albo wydzielanie metalu, albo wydzielanie wodoru, a czasami zarówno wodór, jak i metal wydzielają się jednocześnie. Ogólnie jest to dość skomplikowany przypadek, wiele zależy od warunków reakcji: stężenia roztworu, natężenia prądu i innych.

Na anodzie może również zachodzić jeden z dwóch procesów - albo utlenianie anionów elektrolitu, albo utlenianie cząsteczek wody. To, który proces faktycznie zachodzi, zależy od natury anionu. Podczas elektrolizy soli kwasów beztlenowych lub samych kwasów na anodzie utleniają się aniony. Jedynym wyjątkiem jest jon fluorkowy F- . W przypadku kwasów zawierających tlen cząsteczki wody są utleniane na anodzie i uwalniany jest tlen.

Przykład 1Przyjrzyjmy się elektrolizie wodnego roztworu chlorku sodu.

W wodnym roztworze chlorku sodu pojawią się kationy sodu Na + , aniony chloru Cl - i cząsteczki wody.

2 NaCl a 2 Na + + 2 Cl -

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

katoda (-) 2Na + ; 2H+; 2Н + + 2е а Н 0 2

anoda (+) 2Cl - ; 2OH-; 2 Cl - – 2e a 2 Cl 0

2NaCl + 2H 2 O à H 2 + Cl 2 + 2NaOH

Chemiczny czynność prawie nie ma anionów zmniejsza się.

Przykład 2Co jeśli sól zawiera? SO 4 2- ? Rozważ elektrolizę roztworu siarczanu niklu ( II ). siarczan niklu ( II ) dysocjuje na jony Ni 2+ i SO 4 2-:

NiSO 4 do Ni 2+ + SO 4 2-

H 2 O à H + + OH -

Kationy niklu znajdują się między jonami metali Al 3+ i Pb 2+ , zajmując pozycję środkową w szeregu napięciowym, proces odzyskiwania na katodzie przebiega zgodnie z obydwoma schematami:

2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

Aniony kwasów zawierających tlen nie są utleniane na anodzie ( seria aktywności anionów ), cząsteczki wody są utleniane:

anoda e à O 2 + 4H +

Napiszmy razem równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie:

katoda (-) Ni 2+ ; H + ; Ni 2+ + 2е а Ni 0

2 H 2 O + 2e - \u003d H 2 + 2OH -

anoda (+) SO4 2-; OH -; 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H +

4 elektrony biorą udział w procesach redukcji, a 4 elektrony biorą również udział w procesie utleniania. Łącząc te równania, otrzymujemy ogólne równanie reakcji:

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

Po prawej stronie równania znajdują się jednocześnie jony H + i Oh- , które łączą się tworząc cząsteczki wody:

H + + OH - à H 2 O

Dlatego po prawej stronie równania zamiast 4 jonów H + i 2 jonów Oh- piszemy 2 cząsteczki wody i 2 jony H +:

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

Zredukujmy dwie cząsteczki wody po obu stronach równania:

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

To jest krótkie równanie jonowe. Aby uzyskać pełne równanie jonowe, musisz dodać do obu części jon siarczanowy SO 4 2- , powstały podczas dysocjacji siarczanu niklu ( II ) i nie uczestniczą w reakcji:

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

Tak więc podczas elektrolizy roztworu siarczanu niklu ( II ) wodór i nikiel są uwalniane na katodzie, a tlen jest uwalniany na anodzie.

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

Przykład 3 Napisz równania procesów zachodzących podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu sodu z obojętną anodą.

Standardowy potencjał elektrody systemu Na + + e = Na 0 jest znacznie bardziej ujemny niż potencjał elektrody wodnej w obojętnym środowisku wodnym (-0,41 V), dlatego na katodzie wystąpi elektrochemiczna redukcja wody, której towarzyszy wydzielanie się wodoru

2Н 2 О а 2 H + + 2 OH -

i jony Na + dochodzące do katody będą się gromadzić w sąsiedniej części roztworu (przestrzeń katodowa).

Na anodzie nastąpi elektrochemiczne utlenianie wody, prowadzące do uwolnienia tlenu.

2 H 2 O - 4e à O 2 + 4 H +

ponieważ odpowiada temu systemowi standardowy potencjał elektrody (1,23 V) jest znacznie niższy niż standardowy potencjał elektrody (2,01 V) charakteryzujący system

2 SO 4 2- + 2 e \u003d S 2 O 8 2-.

Jony SO 4 2- ruch w kierunku anody podczas elektrolizy będzie gromadził się w przestrzeni anodowej.

Mnożąc równanie procesu katodowego przez dwa i dodając je do równania procesu anodowego otrzymujemy całkowite równanie procesu elektrolizy:

6 H 2 O \u003d 2 H 2 + 4 OH - + O 2 + 4 H +

Biorąc pod uwagę, że jony kumulują się jednocześnie w przestrzeni katodowej i jony w przestrzeni anodowej, ogólne równanie procesu można zapisać w postaci:

6H 2 O + 2Na 2 SO 4 \u003d 2H 2 + 4Na + + 4OH - + O 2 + 4H + + 2SO 4 2-

W ten sposób jednocześnie z uwalnianiem wodoru i tlenu powstaje wodorotlenek sodu (w przestrzeni katodowej) i kwas siarkowy (w przestrzeni anodowej).

Przykład 4Elektroliza roztworu siarczanu miedzi ( II) CuSO4.

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

katoda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0 2

anoda (+) 2H 2 O - 4 e à O 2 + 4H + 1

Jony H + pozostają w roztworze i SO 4 2- , ponieważ gromadzi się kwas siarkowy.

2CuSO4 + 2H2O à 2Cu + 2H2SO4 + O2

Przykład 5 Elektroliza roztworu chlorku miedzi ( II) CuCl2.

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

katoda (-) Cu 2+ + 2e à Cu 0

anoda (+) 2Cl - – 2e à Cl 0 2

Oba równania dotyczą dwóch elektronów.

Cu 2+ + 2e à Cu 0 1

2Cl - --– 2e à Cl 2 1

Cu 2+ + 2 Cl - à Cu 0 + Cl 2 (równanie jonowe)

CuCl 2 à Cu + Cl 2 (równanie molekularne)

Przykład 6 Elektroliza roztworu azotanu srebra AgNO3.

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

katoda (-) Ag + + e à Ag 0

anoda (+) 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 + + O 2 (równanie jonowe)

4 Ag + + 2 h 2 Oà 4 Ag 0 + 4 h + + O 2 + 4 NIE 3 - (pełne równanie jonowe)

4 AgNO 3 + 2 h 2 Oà 4 Ag 0 + 4 HNO 3 + O 2 (równanie molekularne)

Przykład 7 Elektroliza roztworu kwasu solnegoHCl.

Katoda (-)<-- h + + Cl - à anoda (+)

katoda (-) 2h + + 2 mià h 2

anoda (+) 2Cl - – 2 mià Cl 2

2 h + + 2 Cl - à h 2 + Cl 2 (równanie jonowe)

2 HClà h 2 + Cl 2 (równanie molekularne)

Przykład 8 Elektroliza roztworu kwasu siarkowegoh 2 WIĘC 4 .

Katoda (-) <-- 2H + + SO 4 2- à anoda (+)

katoda (-)2H+ + 2eà H2

anoda(+) 2H 2 O - 4mià O2+4H+

2H+ + 2eà H 2 2

2H2O-4mià O 2 + 4H+1

4H+ + 2H2Oà 2H 2 + 4H + + O 2

2H2Oà 2H2+O2

Przykład 9. Elektroliza roztworu wodorotlenku potasuKOH.

Katoda (-)<-- K + + Oh - à anoda (+)

Kationy potasu nie zostaną zredukowane na katodzie, ponieważ potas znajduje się w szeregu metali na lewo od aluminium, zamiast tego zostaną zredukowane cząsteczki wody:

2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 4OH - -4eà 2H 2 O + O 2

katoda(-)2H2O+2eà H 2 + 2OH - 2

anoda(+) 4OH - - 4eà 2H 2 O + O 2 1

4H2O + 4OH -à 2H 2 + 4OH - + 2H 2 O + O 2

2 h 2 Oà 2 h 2 + O 2

Przykład 10 Elektroliza roztworu azotanu potasuKNO 3 .

Katoda (-) <-- K + + NO 3 - à anoda (+)

2H2O + 2eà H 2 + 2OH - 2H 2 O - 4mià O2+4H+

katoda(-)2H2O+2eà H2 + 2OH-2

anoda(+) 2H 2 O - 4mià O 2 + 4H+1

4H2O + 2H2Oà 2H2+4OH-+4H++ O2

2H2Oà 2H2+O2

Gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwory kwasów zawierających tlen, zasad i soli kwasów zawierających tlen z metalami znajdującymi się w szeregu metali na lewo od aluminium, praktycznie zachodzi elektroliza wody. W tym przypadku wodór jest uwalniany na katodzie, a tlen na anodzie.

Wnioski. Określając produkty elektrolizy wodnych roztworów elektrolitów, w najprostszych przypadkach można kierować się następującymi względami:

1. Jony metali o małej wartości algebraicznej potencjału standardowego - zLi + zanimGlin 3+ włącznie - mają bardzo słabą tendencję do ponownego przyłączania elektronów, ustępując pod tym względem jonomh + (cm. Seria aktywności kationowej). W elektrolizie wodnych roztworów związków zawierających te kationy funkcję utleniacza na katodzie pełnią jonyh + , podczas przywracania według schematu:

2 h 2 O+ 2 mià h 2 + 2OH -

2. Kationy metali o dodatnich wartościach potencjałów standardowych (Cu 2+ , Ag + , hg 2+ itp.) mają większą tendencję do przyłączania elektronów niż jonów. Podczas elektrolizy wodnych roztworów ich soli, kationy te wydzielają funkcję środka utleniającego na katodzie, jednocześnie redukując do metalu zgodnie ze schematem, na przykład:

Cu 2+ +2 mià Cu 0

3. Podczas elektrolizy wodnych roztworów soli metaliZn, Fe, Płyta CD, Nii inne, zajmując środkową pozycję między wymienionymi grupami w szeregu napięciowym, proces redukcji na katodzie zachodzi zgodnie z obydwoma schematami. Masa uwolnionego metalu nie odpowiada w tych przypadkach ilości przepływającego prądu elektrycznego, którego część zużywa się na tworzenie wodoru.

4. W wodnych roztworach elektrolitów aniony jednoatomowe (Cl - , Br - , J - ), aniony zawierające tlen (NIE 3 - , WIĘC 4 2- , PO 4 3- i inne), a także jony hydroksylowe wody. Spośród nich jony halogenkowe mają silniejsze właściwości redukujące, z wyjątkiemF. jonyOhzajmują pozycję pośrednią między nimi a anionami wieloatomowymi. Dlatego podczas elektrolizy roztworów wodnychHCl, HBr, HJlub ich sole na anodzie, jony halogenkowe utleniają się zgodnie ze schematem:

2 x - -2 mià x 2 0

Podczas elektrolizy wodnych roztworów siarczanów, azotanów, fosforanów itp. funkcję środka redukującego pełnią jony, utleniając się zgodnie ze schematem:

4 HOH – 4 mià 2 h 2 O + O 2 + 4 h +

.

Zadania.

W ale dacza 1. Podczas elektrolizy roztworu siarczanu miedzi na katodzie uwolniono 48 g miedzi. Znajdź objętość gazu uwolnionego na anodzie i masę kwasu siarkowego utworzonego w roztworze.

Siarczan miedzi w roztworze nie dysocjuje ani jonówC 2+ iS0 4 2 ".

CuS0 4 \u003d Cu 2+ + S0 4 2 ”

Zapiszmy równania procesów zachodzących na katodzie i anodzie. Kationy Cu są redukowane na katodzie, na anodzie zachodzi elektroliza wody:

Cu 2+ + 2e- \u003d Cu12

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

Ogólne równanie elektrolizy:

2Cu2+ + 2H2O = 2Cu + 4H+ + O2 (krótkie równanie jonowe)

Dodając po obu stronach równania po 2 jony siarczanowe, które powstają podczas dysocjacji siarczanu miedzi, otrzymujemy pełne równanie jonowe:

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

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

Gaz uwalniany na anodzie to tlen. W roztworze powstaje kwas siarkowy.

Masa molowa miedzi wynosi 64 g / mol, obliczamy ilość substancji miedzi:

Zgodnie z równaniem reakcji, gdy z anody uwalniane są 2 mole miedzi, uwalniany jest 1 mol tlenu. Z katody uwolniono 0,75 mola miedzi, a na anodzie uwolniono x mol tlenu. Zróbmy proporcję:

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

na anodzie uwolniono 0,375 mola tlenu,

v(O2) = 0,375 mol.

Oblicz objętość uwolnionego tlenu:

V(O2) \u003d v (O2) „VM \u003d 0,375 mol” 22,4 l / mol \u003d 8,4 l

Zgodnie z równaniem reakcji, gdy na katodzie uwolnione zostaną 2 mole miedzi, w roztworze powstają 2 mole kwasu siarkowego, co oznacza, że ​​jeśli na katodzie uwolnione zostanie 0,75 mola miedzi, to powstaje 0,75 mola kwasu siarkowego w roztworze, v (H2SO4) = 0,75 mola. Oblicz masę molową kwasu siarkowego:

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

Oblicz masę kwasu siarkowego:

m (H2S04) \u003d v (H2S04> M (H2S04) \u003d \u003d 0,75 mol \u003d 98 g / mol \u003d 73,5 g.

Odpowiedź: Na anodzie uwolniono 8,4 litra tlenu; W roztworze powstało 73,5 g kwasu siarkowego

Zadanie 2. Znajdź objętość gazów uwalnianych na katodzie i anodzie podczas elektrolizy roztworu wodnego zawierającego 111,75 g chlorku potasu. Jaka substancja powstaje w roztworze? Znajdź jego masę.

Chlorek potasu w roztworze dysocjuje na jony K+ i Cl:

2KS1 \u003d K + + Cl

Jony potasu nie są redukowane na katodzie, zamiast tego redukowane są cząsteczki wody. Jony chlorkowe są utleniane na anodzie i uwalniany jest chlor:

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

2SG-2e "= C12|1

Ogólne równanie elektrolizy:

2CHl + 2H2O \u003d H2 + 2OH ”+ C12 (krótkie równanie jonowe) Roztwór zawiera również jony K + powstałe podczas dysocjacji chlorku potasu i nie uczestniczące w reakcji:

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

Przepiszmy równanie w postaci molekularnej:

2KS1 + 2H2O = H2 + C12 + 2KOH

Wodór jest uwalniany na katodzie, chlor jest uwalniany na anodzie, a w roztworze powstaje wodorotlenek potasu.

Roztwór zawierał 111,75 g chlorku potasu.

Oblicz masę molową chlorku potasu:

M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

Oblicz ilość substancji chlorku potasu:

Zgodnie z równaniem reakcji elektroliza 2 moli chlorku potasu uwalnia 1 mol chloru. Niech elektroliza 1,5 mola chlorku potasu uwolni x mol chloru. Zróbmy proporcję:

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

Zostanie uwolnione 0,75 mola chloru, v (C! 2) \u003d 0,75 mola. Zgodnie z równaniem reakcji, gdy 1 mol chloru zostanie uwolniony na anodzie, 1 mol wodoru zostanie uwolniony na katodzie. Dlatego jeśli na anodzie uwolnione zostanie 0,75 mola chloru, to na katodzie zostanie uwolnione 0,75 mola wodoru, v(H2) = 0,75 mola.

Obliczmy objętość chloru uwolnionego na anodzie:

V (C12) \u003d v (Cl2) -VM \u003d 0,75 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 16,8 l.

Objętość wodoru jest równa objętości chloru:

Y (H2) \u003d Y (C12) \u003d 16,8 l.

Zgodnie z równaniem reakcji, podczas elektrolizy 2 moli chlorku potasu powstają 2 mole wodorotlenku potasu, co oznacza, że ​​podczas elektrolizy 0,75 mola chlorku potasu powstaje 0,75 mola wodorotlenku potasu. Oblicz masę molową wodorotlenku potasu:

M (KOH) \u003d 39 + 16 + 1 - 56 g / mol.

Oblicz masę wodorotlenku potasu:

m(KOH) \u003d v (KOH> M (KOH) \u003d 0,75 mol-56 g / mol \u003d 42 g.

Odpowiedź: Z katody uwolniono 16,8 litra wodoru, z anody 16,8 litra chloru, aw roztworze utworzyło się 42 g wodorotlenku potasu.

Zadanie 3. Podczas elektrolizy roztworu 19 g chlorku metalu dwuwartościowego na anodzie uwolniono 8,96 litra chloru. Określ, który chlorek metalu został poddany elektrolizie. Oblicz objętość wodoru uwolnionego na katodzie.

Oznaczamy nieznany metal M, wzór jego chlorku to MC12. Na anodzie jony chlorkowe są utleniane i uwalniany jest chlor. Warunek mówi, że wodór jest uwalniany na katodzie, dlatego cząsteczki wody są zredukowane:

2H20 + 2e- = H2 + 2OH|1

2Cl -2e "= C12! 1

Ogólne równanie elektrolizy:

2Cl + 2H2O \u003d H2 + 2OH ”+ C12 (krótkie równanie jonowe)

Roztwór zawiera również jony M2+, które nie zmieniają się podczas reakcji. Piszemy pełne równanie reakcji jonowej:

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

Przepiszmy równanie reakcji w postaci molekularnej:

MS12 + 2H2O - H2 + M(OH)2 + C12

Znajdź ilość chloru uwolnionego na anodzie:

Zgodnie z równaniem reakcji, podczas elektrolizy 1 mola chlorku nieznanego metalu uwalniany jest 1 mol chloru. W przypadku uwolnienia 0,4 mola chloru, elektrolizie poddano 0,4 mola chlorku metalu. Oblicz masę molową chlorku metalu:

Masa molowa chlorku nieznanego metalu wynosi 95 g/mol. Na dwa atomy chloru przypada 35,5"2 = 71 g/mol. Dlatego masa molowa metalu wynosi 95-71 = 24 g/mol. Magnez odpowiada tej masie molowej.

Zgodnie z równaniem reakcji na 1 mol chloru uwolniony na anodzie przypada 1 mol wodoru uwolniony na katodzie. W naszym przypadku na anodzie uwolniło się 0,4 mola chloru, co oznacza, że ​​na katodzie uwolniło się 0,4 mola wodoru. Oblicz objętość wodoru:

V (H2) \u003d v (H2> VM \u003d 0,4 mol \u003d 22,4 l / mol \u003d 8,96 l.

Odpowiedź: poddany elektrolizie roztworem chlorku magnezu; Z katody uwolniono 8,96 litra wodoru.

*Problem 4. Podczas elektrolizy 200 g roztworu siarczanu potasu o stężeniu 15% uwolniło się na anodzie 14,56 litra tlenu. Oblicz stężenie roztworu pod koniec elektrolizy.

W roztworze siarczanu potasu cząsteczki wody reagują zarówno na katodzie, jak i na anodzie:

2H20 + 2e "= H2 + 20H-|2

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

Złóżmy oba równania razem:

6H2O \u003d 2H2 + 4OH ”+ 4H + + O2 lub

6H2O \u003d 2H2 + 4H2O + O2 lub

2H2O = 2H2 + 02

W rzeczywistości podczas elektrolizy roztworu siarczanu potasu zachodzi elektroliza wody.

Stężenie substancji rozpuszczonej w roztworze określa wzór:

C=m(roztwór) 100% / m(roztwór)

Aby znaleźć stężenie roztworu siarczanu potasu pod koniec elektrolizy, konieczne jest poznanie masy siarczanu potasu i masy roztworu. Masa siarczanu potasu nie zmienia się podczas reakcji. Oblicz masę siarczanu potasu w roztworze początkowym. Oznaczmy stężenie roztworu początkowego jako C

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

Masa roztworu zmienia się podczas elektrolizy, ponieważ część wody jest przekształcana w wodór i tlen. Oblicz ilość uwolnionego tlenu:

(O 2) \u003d V (O2) / Vm \u003d 14,56 l / 22,4 l / mol \u003d 0,65 mol

Zgodnie z równaniem reakcji z 2 moli wody powstaje 1 mol tlenu. Niech podczas rozkładu x mol wody uwolnione zostanie 0,65 mola tlenu. Zróbmy proporcję:

1,3 mola wody z rozkładem, v(H2O) = 1,3 mola.

Oblicz masę molową wody:

M(H2O) \u003d 1-2 + 16 \u003d 18 g / mol.

Oblicz masę rozłożonej wody:

m(H2O) \u003d v (H2O> M (H2O) \u003d 1,3 mol * 18 g / mol \u003d 23,4 g.

Masa roztworu siarczanu potasu zmniejszyła się o 23,4 g i stała się równa 200-23,4 = 176,6 g. Obliczmy teraz stężenie roztworu siarczanu potasu pod koniec elektrolizy:

С2 (K2 SO4)=m(K2SO4) 100% / m(roztwór)=30g 100% / 176,6g=17%

Odpowiedź: stężenie roztworu pod koniec elektrolizy wynosi 17%.

* 3 problem 5. 188,3 g mieszaniny chlorków sodu i potasu rozpuszczono w wodzie i przez powstały roztwór przepuszczono prąd elektryczny. Podczas elektrolizy na katodzie uwolniono 33,6 litra wodoru. Oblicz skład mieszaniny w procentach wagowych.

Po rozpuszczeniu w wodzie mieszaniny chlorków potasu i sodu roztwór zawiera jony K+, Na+ i Cl-. Ani jony potasu, ani jony sodu nie są redukowane na katodzie, cząsteczki wody są redukowane. Jony chlorkowe są utleniane na anodzie i uwalniany jest chlor:

Przepiszmy równania w postaci molekularnej:

2KS1 + 2H20 = H2 + C12 + 2KOH

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

Oznaczmy ilość substancji chlorku potasu zawartego w mieszaninie x mol, a ilość substancji chlorku sodu y mol. Zgodnie z równaniem reakcji podczas elektrolizy 2 moli chlorku sodu lub potasu uwalniany jest 1 mol wodoru. Dlatego podczas elektrolizy x mol chlorku potasu powstaje x/2 lub 0,5x mol wodoru, a podczas elektrolizy y mol chlorku sodu to 0,5y mol wodoru. Znajdźmy ilość substancji wodorowej uwalnianej podczas elektrolizy mieszaniny:

Zróbmy równanie: 0,5x + 0,5y \u003d 1,5

Oblicz masy molowe chlorków potasu i sodu:

M(KC1) = 39+35,5 = 74,5 g/mol

M (NaCl) \u003d 23 + 35,5 \u003d 58,5 g / mol

Masa x mol chlorku potasu wynosi:

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d x mol-74,5 g / mol \u003d 74,5 x g.

Masa mola chlorku sodu to:

m (KCl) \u003d v (KCl) -M (KCl) \u003d y mol-74,5 g / mol \u003d 58,5 u g.

Masa mieszanki wynosi 188,3 g, wykonujemy drugie równanie:

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

Rozwiązujemy więc układ dwóch równań z dwiema niewiadomymi:

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

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

Z pierwszego równania wyrażamy x:

x + y \u003d 1,5 / 0,5 \u003d 3,

x = 3-y

Podstawiając tę ​​wartość x do drugiego równania, otrzymujemy:

74,5-(3-lata) + 58,5 roku = 188,3

223,5-74,5 lat + 58,5 lat = 188,3

-16 lat = -35.2

y \u003d 2,2 100% / 188,3 g \u003d 31,65%

Oblicz ułamek masowy chlorku sodu:

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

Odpowiedź: mieszanina zawiera 31,65% chlorku potasu i 68,35% chlorku sodu.

Właściwości fizykochemiczne elektrolitu

Temperatura topnienia chlorku wapnia wynosi 774°. W niektórych przypadkach do elektrolitu dodaje się chlorek potasu (temperatura topnienia 768 °), a czasami chlorek sodu (temperatura topnienia 800 °).
Schemat topnienia układu CaCl2-KCl został zbadany przez O. Menge. W układzie powstaje związek CaCl2 KCl, który zawiera dwie eutektyki: 75% (mol) CaCl2 o temperaturze topnienia 634° i 25% (mol) CaCl2 o temperaturze topnienia 587°.
Układ CaCl2-NaCl daje eutektykę przy 53% (mol.) CaCl2 o temperaturze topnienia około 494°.
Diagram stanów układu CaCl2-KCl-NaCl został zbadany przez K. Scholicha. W nim w temperaturze 508 ° powstaje eutektyka o składzie - 52% CaCl2, 41% NaCl, 7% KCL
Elektrolit zalecany przez Ruffa i Plateau zawiera 85,8% CaCl2 i 14,2% CaF2 i topi się w temperaturze 660°. Gęstość chlorku wapnia według Arndta wyraża się równaniem: d = 2,03-0,00040 (t° - 850°).
Według V.P. Borzakovskii, gęstość CaCl2 przy 800° wynosi 2,049; przy 900° 2,001, przy 1000° 1,953 Dodatek chlorku potasu lub chlorku sodu obniża gęstość wytopu.Jednak nawet przy znacznym dodaniu chlorków metali alkalicznych różnica gęstości wytopu i wapnia metalicznego jest nadal wystarczająca dla metal łatwo unosi się na powierzchni elektrolitu;
Wartość lepkości i napięcia powierzchniowego chlorku wapnia na granicy z fazą gazową według V.P. Borzakowski, podano poniżej

Dodatki chlorku potasu i chlorku sodu do chlorku wapnia zmniejszają lepkość stopu i zwiększają napięcie powierzchniowe na granicy z fazą gazową
Przewodność elektryczna chlorku wapnia wynosi, według Borzakovsky'ego: przy 800° 2,02 oma-1/cm3, przy 900° 2,33 om-1/cm3; wartość zbliżoną do tych danych uzyskał Sandonini. Dodatki do 25% (mol.) chlorku potasu lub do 55% (mol.) chlorku sodu obniżają przewodność elektryczną; dalszy wzrost dodatków zwiększa przewodność elektryczną stopu
Prężność par chlorku wapnia jest znacznie wyższa niż KCl, NaCl, MgCl2. Temperatura wrzenia chlorku wapnia wynosi około 1900°. Całkowitą prężność par w mieszaninie chlorku wapnia ze wskazanymi solami chlorkowymi badali V.A. Ilyichev i K.D. Mużżawlew.
Napięcie rozkładu chlorku wapnia (v) mierzone przez Combi i Devato przy użyciu emf. polaryzacja w zakresie temperatur 700-1000°, wyrażana jest wzorem

E \u003d 3,38 - 1,4 * 10v-3 (t ° -700 °)

Poniżej porównanie naprężeń rozkładu kilku soli chlorkowych w temperaturze 800°.

W praktyce przy prądzie wyjściowym 60-85% wsteczne emf w wannie wynosi 2,8-3,2 V. Drossbach zwraca uwagę, że odwrotna e. s.s. EMF odpowiedzi. komórki

Ca / CaCl / CaCl2 / Cl2.

Napięcie rozkładu soli spada wraz ze wzrostem temperatury Ho, ponieważ współczynniki temperaturowe zmiany napięcia rozkładu dla różnych soli są różne, kolejność ekstrakcji określonego metalu z mieszaniny soli może zmieniać się wraz z temperaturą. W temperaturach elektrolizy chlorku wapnia możliwe jest wyładowanie jonów magnezu i sodu. Dlatego elektrolit w kąpieli wapniowej musi być wolny od zanieczyszczeń tymi solami.

Elektroliza z katodą dotykową

Podstawy teorii

Podczas elektrolizy stopionego chlorku wapnia wapń uwalniany na katodzie, podobnie jak przy produkcji magnezu lub sodu, jest znacznie lżejszy od elektrolitu i dlatego wypływa na powierzchnię kąpieli. Nie jest jednak możliwe uzyskanie ciekłego wapnia w taki sam sposób, jak uzyskiwany jest magnez. Magnez lekko rozpuszcza się w elektrolicie i jest chroniony przez warstwę elektrolitu umieszczoną na metalowej powierzchni. Unoszący się na powierzchni elektrolitu magnez jest okresowo usuwany. Wapń jest znacznie bardziej aktywny niż magnez i nie jest chroniony warstwą elektrolitu. Jego rozpuszczalność w elektrolicie jest wysoka, według badań Lorentza 13% metalu rozpuszcza się w chlorku wapnia. Po rozpuszczeniu powstaje podchlorek CaCl, który reagując z chlorem zamienia się w CaCl2. Podchlorki pod wpływem tlenu i wilgoci z powietrza tworzą w stopie zawiesinę tlenku wapnia. Jeżeli stopiony wapń pozostanie w kontakcie z elektrolitem, to dzięki cyrkulacji tego ostatniego wapń zostanie odprowadzony do obszaru chloru anody i ostatecznie cały zamieni się w chlorek wapnia. Oprócz rozpuszczania się w elektrolicie wapń znajdujący się na powierzchni kąpieli aktywnie reaguje z otaczającymi go gazami.
Gdy wapń jest uwalniany poniżej temperatury topnienia, powstaje gąbczasty metal dendrytyczny przesiąknięty solą o dużej powierzchni utleniania. Topienie takiego metalu jest bardzo trudne. Dlatego wapń metaliczny o akceptowalnej wydajności prądowej można uzyskać tylko metodą Rathenaua i Sütera - elektroliza z katodą dotykową / Istota metody polega na tym, że katoda początkowo dotyka stopionego elektrolitu. W miejscu styku tworzy się ciekła kropla metalu zwilżającego katodę, która przy powolnym i równomiernym podnoszeniu katody jest usuwana ze stopionego materiału i krzepnie. W tym przypadku krzepnąca kropla pokryta jest warstwą stałego elektrolitu, która chroni metal przed utlenianiem i azotowaniem. Poprzez ciągłe i ostrożne podnoszenie katody, wapń jest wciągany do prętów.
Warunki elektrolizy z katodą dotykową na elektrolicie chlorku wapnia i fluorku wapnia były dalej badane i ulepszane przez Goodwina, który opracował aparat do eksperymentów laboratoryjnych, przez Freriego, który zwrócił uwagę na praktyczne metody elektrolizy, przez Brace'a, który zbudował wanna 200 A i inne.
W Rosji metoda ta została zbadana i ulepszona na kąpielach o prądzie od 100 do 600 A (Z.V. Vasiliev, V.P. Mashovets, B.V. Popov i A.Yu. Taits, V.M. Guskov i MT Kovalenko , A.Yu. Taits i MI Pavlov , Yu.V. Baimakov).
Jednym z warunków uzyskania zadowalającej wydajności prądowej jest zastosowanie dużej gęstości prądu na katodzie. Jest to konieczne, aby ilość metalu uwalnianego w jednostce czasu znacznie przewyższała jego rozpuszczanie. W zależności od powierzchni roboczej katody, mocy ogniwa i innych czynników gęstość prądu katody dobierana jest w zakresie 50–250 A/cm2. Dla normalnego przebiegu procesu ważne jest zapewnienie dokładnej kontroli wzrostu katody. Zbyt szybkie podnoszenie katody powoduje oddzielenie kropli ciekłego metalu i jej rozpuszczenie w elektrolicie. Przy powolnym wzroście wapń przegrzewa się i topi z dala od pręta. Separacja metalu może być również spowodowana przegrzaniem elektrolitu. Rozpuszczenie wapnia w elektrolicie wraz z powstaniem podchlorku i tlenku wapnia powoduje zagęszczenie elektrolitu i powstanie piany, która zakłóca normalną pracę kąpieli. Podczas zimnej kąpieli metal na katodzie rośnie w postaci dendrytów.
Gęstość prądu na anodzie jest dobierana jak najniższa (rzędu 0,7-1,5 A/cm2) w celu uniknięcia efektu anodowego. Efekt anodowy pojawia się, gdy gęstość prądu na graficie osiągnie 8 A/cm2, a na anodzie węglowej 5,6 A/cm2. Temperatura elektrolitu chlorku wapnia bez dodatków utrzymuje się na poziomie 800-810°C, natomiast z dodatkiem innych soli spada. Wokół katody, ze względu na duże stężenie prądu, znajduje się wieniec z przegrzanego elektrolitu o temperaturze 820-850 °. Ze względu na konieczność utrzymania temperatury elektrolitu zbliżonej do temperatury topnienia wapnia (851°) dodatki obniżające temperaturę topnienia elektrolitu nie są niezbędne, ale ich rola jest pozytywna w zmniejszaniu rozpuszczalności wapnia w elektrolicie.
Stosowany elektrolit powinien być jak najbardziej odwodniony i nie zawierać szkodliwych zanieczyszczeń. Wilgoć zawarta w elektrolicie rozkłada się wraz z wydzieleniem na katodzie wodoru, który w połączeniu z wapniem tworzy wodorek wapnia, czemu towarzyszy wzrost temperatury na katodzie. Ponadto wilgoć przyczynia się do tworzenia się piany w elektrolicie. Wszystko to zakłóca normalny przebieg elektrolizy. Innym szkodliwym zanieczyszczeniem elektrolitu jest krzemionka, która nawet w niewielkich ilościach powoduje rozpuszczanie się wapnia w elektrolicie. W wyniku tego powstaje podchlorek, a elektrolit gęstnieje, co utrudnia oddzielanie wapnia na katodzie. Zanieczyszczenia magnezowe i sodowe są niepożądane, ponieważ są uwalniane podczas elektrolizy i stapiają się z wapniem, obniżając temperaturę topnienia metalu katody i utrudniając wyciąganie.

Praktyka elektrolizy

Przemysłową produkcję wapnia metodą elektrolizy z katodą dotykową rozpoczęto jeszcze przed I wojną światową w Niemczech (Biterfeld) i Francji (Jarry). Montel i Hardy wskazują, że zużycie energii wahało się od 30 000 do 50 000 kWh na 1 g metalu, w zależności od wielkości ogniwa, jego cech konstrukcyjnych i czasu trwania kampanii elektrolizy.Zużycie chlorku wapnia wynosiło 4,5 kg na 1 kg z metalu.

Komora robocza łaźni niemieckiej (ryc. 2) ma kształt ośmiokąta o średnicy 400 mm i wysokości 350 mm. Jest wyłożony blokami węglowymi, które służą jako anoda. Przestrzeń pomiędzy blokami a obudową wanny jest wyłożona i pokryta izolacją termiczną. Nad komorą roboczą wanny zamocowana jest katoda żelazna o średnicy 60 mm, która porusza się w kierunku pionowym i w celu regulacji napięcia na wannie w kierunku poziomym. Do katody podłączone jest chłodzenie powietrzem, które wraz z gazami anodowymi jest usuwane kanałem umieszczonym w ścianie wanny. Pojemność kąpieli 40 l na 90 kg wytopu. Skład elektrolitów, %: 35,46 Ca, 63 Cl, 0,35 CaO, 0,03 SiO2 (maks.), 0,04 Fe2O3+Al2O3 (maks.). Dodatkowo do kąpieli dodaje się 1-1,5 kg chlorku potasu, a czasami dodaje się również niewielki dodatek soli fluorkowej. Temperatura elektrolitu 800-820°C, gęstość prądu katodowego 50-100 A/cm2, anoda 1-1,5 A/cm2, prąd kąpieli 900-2000 A, napięcie 20-25 V. Prąd wyjściowy waha się znacznie w różnych porach roku iw zależności od wilgotności powietrza i wynosi średnio 35-40%. Jednak kąpiel daje od 6 do 15 kg wapnia dziennie. Na 1 kg wapnia zużywa się około 70 kWh energii elektrycznej i 8 kg soli. Analiza zanieczyszczeń w metalu katody, % (wag.): 0,01-0,08 Mg 0,01-0,05 Si, 0,1-0,3 Fe + Al, 0,05-0,07 Mn, 0,008 -0,03 N, 0,7-1,6 Cl.
Według opisu Bagleya w USA (Michigan) w 1939 r. zbudowano zakład pilotażowy z trzema wannami na prąd 2000 A, który wkrótce został podwojony (rys. 3). Sterowanie katodą było zautomatyzowane, a operacje okresowego dodawania elektrolitu i usuwania pręcików wapniowych wykonywano ręcznie. Następnie dostarczono nowe serie wanien na 4000 A, następnie na 5000 A i wreszcie na 10000 A.

Powstałe pręciki wapniowe mają średnicę od 175 do 350 mm i długość do 600 mm. Pręt pokryty jest na zewnątrz skorupą elektrolitu. Wewnętrzna metalowa część pręta jest dość zwarta.
Niemniej jednak należy zauważyć, że pomimo dotychczasowych osiągnięć technicznych elektroliza z katodą dotykową ma poważne wady: niska wydajność prądowa, wysoki pobór mocy, niska ekstrakcja wapnia z surowców, konieczność stosowania elektrolitu całkowicie pozbawionego zanieczyszczenia związkami H2O, SiO2 itp., trudność zaprojektowania kąpieli o większej mocy itp. Wszystko to zmusiło w ostatniej dekadzie, kiedy zapotrzebowanie na wapń znacznie wzrosło, do poszukiwania zasadniczo odmiennych metod pozyskiwania. Poszukiwania zakończyły się niepowodzeniem.

Elektroliza ciekłokatodowa i produkcja stopów wapnia

Podstawy teorii

Uzyskanie wapnia na katodzie z ciekłego metalu eliminuje główne trudności napotykane przy izolowaniu czystego ciekłego metalu. Topienie wapnia z metalem katodowym znajdującym się na dnie wanny pod elektrolitem zapobiega jego rozpuszczaniu się w elektrolicie i rekombinacji z chlorem oraz uniemożliwia utlenianie wapnia przez otaczające gazy. Skutkuje to wysokim prądem wyjściowym. Możliwość bliskiego sąsiedztwa między elektrodami, brak dużej gęstości prądu katodowego wymaganej do elektrolizy z katodą dotykową oraz depolaryzacja podczas uwalniania wapnia na katodzie ciekłej może znacznie obniżyć napięcie na kąpieli. Osiągnięcie wysokiej wydajności zależy od wyboru katody, gęstości prądu katody, temperatury i innych warunków procesu. Metal katody musi być stopiony z wapniem, a wartość gęstości prądu katody musi odpowiadać szybkości dyfuzji wapnia do stopu. Dlatego przydatne jest mieszanie stopu katodowego. Ogromne znaczenie ma charakter diagramu stanu wapnia i metalu katody. Tak więc np. podczas elektrolizy chlorku wapnia z ciekłą katodą ołowiową nie jest możliwe uzyskanie bogatych stopów o dobrej wydajności prądowej ze względu na fakt, że podczas formowania stopu temperatura topnienia, zgodnie ze stanem wykres (rys. 4), gwałtownie rośnie, osiągając 28% Ca 1106°.

W.M. Guskov i V.F. Fiodorow uzyskał dobrą wydajność prądową (89,3%) mieszając stop Pb-Ca i nasycając go wapniem do 4,4%; temperatura elektrolizy wynosiła 800-810°. Wraz ze wzrostem zawartości wapnia w stopie i wzrostem temperatury wydajność prądowa gwałtownie spada.
Zanim zawartość wapnia w stopie osiągnie 1-2%, gęstość prądu katodowego można zwiększyć tylko do 2 A/cm2. Przy dalszym wzroście zawartości wapnia w stopie należy zmniejszać gęstość prądu. Podobny wzór ustalił A.F. Alabyszew.
Ze względu na inny charakter diagramu stanu Ca-Al, A. Yu Taits i A.V. Elektroliza chlorku wapnia Golynskaya z ciekłą katodą aluminiową dała stopy zawierające 62% Ca w temperaturze 840–880°C i gęstości prądu katodowego 1,5 A/cm2. Aby zapobiec podnoszeniu się stopu bogatego w wapń, do kąpieli dodano 15% chlorek potasu, co zmniejszyło gęstość elektrolitu z 2,03 do 1,84.
Zgodnie z diagramem stanów Zn-Ca (rys. 5), elektrolityczne wytrącanie wapnia na katodzie cynkowej z doprowadzeniem zawartości Ca do 90% w stopie jest możliwe w temperaturach nieprzekraczających 720°. Jednak trudno jest uzyskać bardzo bogate stopy na katodzie cynkowej ze względu na unoszenie się i zawieszenie cząstek stopu.

Osadzanie wapnia na katodzie miedzianej przebiega dobrze. Zgodnie ze schematem stanu Cu-Ca (rys. 6) temperatura topnienia stopu leży poniżej 750 °, gdy zawiera od 25 do 70% Ca, stop o tym składzie nie unosi się, jego gęstość nawet przy zawartości 60% Ca wynosi 4,4 przy gęstości elektrolitu 2,2. Produkcja elektrolityczna stopów wapniowo-miedziowych ma szczególne znaczenie dla produkcji czystego wapnia. Duża różnica w prężności par miedzi (temperatura wrzenia 2600°) i wapnia (temperatura wrzenia 1490°) umożliwia destylacji wyodrębnienie czystego wapnia ze stopu.

Praktyka elektrolizy

W przemyśle stosuje się elektrolizę z katodami ołowianymi, cynkowymi i miedzianymi. Produkcja stopów ołowiu z wapniem i barem organizowana jest w USA w zakładzie firmy United Ltd. Każda wanna to żelazny tygiel umieszczony w murze, w którym umieszczone jest zewnętrzne ogrzewanie. Do kąpieli ładowanych jest około 2 ton wlewków ołowianych. Ołów pokryty jest roztopioną warstwą czystych chlorków wapnia i baru o wysokości 75-100 mm. W środku kąpieli zanurzona jest anoda grafitowa z urządzeniem do opuszczania i podnoszenia, za pomocą którego reguluje się temperaturę kąpieli. Na dnie, jak również wzdłuż ścian wanny tworzy się półka, która zapobiega stratom prądu, jakie są możliwe dzięki jego przepływowi od anody do ścian wanny z pominięciem katody ołowiowo-ciekłej. Wapń i bar uwalniane podczas elektrolizy są absorbowane przez stopiony ołów. Zauważa się, że wydajność procesu jest obniżona z powodu efektów anodowych, rozpuszczania metali oraz tworzenia się węglików wapnia i baru. Elektrolizę prowadzi się w celu uzyskania stopu zawierającego 2% metali ziem alkalicznych (około 3 dni elektrolizy). Po osiągnięciu pożądanego stężenia prąd jest wyłączany, a stop jest uwalniany do kadzi, z której wlewa się go do mieszalnika ogólnego.
W NRD w zakładzie IHF produkowano stop wapniowo-cynkowy.
Wanna (rys. 7) składa się ze skrzyni żeliwnej o wymiarach 2250x700x540 mm, zamurowanej w cegle.Anoda to sześć bloków węglowych o przekroju 200x200 mm, zawieszonych na wspólnym wale z napędem ręcznym do opuszczania i podnoszenia. Cynk wylewa się na dno skrzyni, a stop gromadzi się w kąpieli, skąd przy zawartości 60-65% Ca jest okresowo wygarniany bez zatrzymywania kąpieli. Uwolniony chlor jest odsysany od góry przez nasadkę Każda kąpiel pobiera prąd o natężeniu 10 000 A przy napięciu 25 V. Elektrolit jest stopem chlorku wapnia z 18% chlorkiem potasu. Temperatura elektrolizy 750°. Wydajność kąpieli to 4 kg wapnia w stopie na godzinę, zakład produkował 10 ton stopu miesięcznie.
W ostatnich latach szerokie zastosowanie przemysłowe znalazła elektroliza chlorku wapnia za pomocą ciekłej katody wapniowo-miedzianej, a następnie destylacja wapnia ze stopu.
Ogniwo elektrolityczne do otrzymywania stopu wapniowo-miedziowego (rys. 8) to prostokątna wanna żeliwna. Szerokość wanny wynosi 0,90 m, a długość 3 m. Wanna wyłożona jest od zewnątrz cegłami ogniotrwałymi i zamknięta w metalowej obudowie zapewniającej wytrzymałość mechaniczną.

Anoda to pakiet prętów grafitowych, które są przymocowane do metalowego trawersu. Prąd dostarczany jest do anody za pomocą giętkich szyn zbiorczych przymocowanych do trawersu. Anodę można podnosić i opuszczać za pomocą pokrętła. Chlor wypompowywany jest kanałami gazowymi umieszczonymi z boku wanny. Na dno wanny wylewa się stop miedziowo-wapniowy, który służy jako katoda. Natężenie prądu na takim elektrolizerze wynosi 15000 a. Ostatnio powstały elektrolizery o dużej sile prądu. Napięcie na wannie wynosi 7-9 V. Dzienna pojemność ogniwa elektrolitycznego na 15 000 a wynosi około 300 kg wapnia w stopie.
Reżim technologiczny zapewniają następujące warunki. Temperatura elektrolitu wynosi 675°-715°. Skład elektrolitu to 80-85% chlorku wapnia i 15-20% chlorku potasu. Poziom elektrolitu w kąpieli wynosi 20-25 cm, poziom stopu katodowego 5-20 cm Stop jest nasycony wapniem do 60-65% - Stop powrotny po destylacji zawiera około 30% Ca. Odległość między elektrodami wynosi 3-5 cm Temperatura elektrolitu jest regulowana poprzez zmianę odległości międzybiegunowej.
Gęstość prądu katodowego 0,4-0,5 a/cm2, anoda 1,0-1,2 a/cm2. Istnieją wskazania na stosowanie prawie dwukrotnie wyższych gęstości prądu.
Kąpiel jest zasilana małymi porcjami stałego chlorku wapnia (20-30 kg każda). W przeciwieństwie do elektrolizerów z katodą dotykową kąpiel ta może być zasilana częściowo odwodnionymi surowcami zawierającymi do 10% wilgoci. Jego ostateczne odwodnienie następuje na powierzchni wanny.
Stop jest usuwany, gdy zawartość wapnia nie przekracza 65%. Przy bogatszym stopie istnieje niebezpieczeństwo unoszenia się. Stop jest wygarniany kadzią próżniową do poziomu w wannie ~5 cm.Po odsączeniu stopu bogatego, stop ubogi i chlorek wapnia są ładowane do wanny
Podczas elektrolizy chlorku wapnia ciekłą katodą wapniowo-miedzianą wydajność prądowa wynosi 70-75%. Jednostkowe zużycie energii wynosi 15 000 - 18 000 kW/h na 1 tonę wapnia w stopie, zużycie chlorku wapnia wynosi 3,5 g, a anod grafitowych 60-70 kW na 1 g wapnia w stopie. Wanny żeliwne pracują 10-14 miesięcy.

3. Odbiór. Wapń otrzymuje się przez elektrolizę jego stopionego chlorku.

4. Właściwości fizyczne. Wapń jest metalem srebrno-białym, bardzo lekkim (ρ \u003d 1,55 g / cm 3), podobnie jak metale alkaliczne, ale nieporównywalnie twardszym od nich i ma znacznie wyższą temperaturę topnienia, równą 851 0 С.

5. Właściwości chemiczne. Podobnie jak metale alkaliczne, wapń jest silnym środkiem redukującym, który można schematycznie przedstawić w następujący sposób:

Związki wapnia zabarwiają płomień na ceglastoczerwony. Podobnie jak metale alkaliczne, wapń metaliczny jest zwykle przechowywany pod warstwą nafty.

6. Aplikacja. Ze względu na wysoką aktywność chemiczną wapń metaliczny jest stosowany do redukcji niektórych metali ogniotrwałych (tytan, cyrkon itp.) z ich tlenków. Wapń jest również wykorzystywany do produkcji stali i żelaza, do oczyszczania tych ostatnich z tlenu, siarki i fosforu, w celu uzyskania niektórych stopów, w szczególności ołowiu z wapniem, niezbędnych do produkcji łożysk.

7. Najważniejsze związki wapnia otrzymywane w przemyśle.

Tlenek wapnia jest wytwarzany w przemyśle przez prażenie wapienia:

CaCO 3 → CaO + CO 2

Tlenek wapnia jest substancją ogniotrwałą o barwie białej (topi się w temperaturze 2570 0 C), ma właściwości chemiczne tkwiące w głównych tlenkach metali aktywnych (I, Tabela II, s. 88).

Reakcja tlenku wapnia z wodą przebiega z uwolnieniem dużej ilości ciepła:

CaO + H 2 O ═ Ca (OH) 2 + Q

Tlenek wapnia jest głównym składnikiem wapna palonego, a wodorotlenek wapnia jest głównym składnikiem wapna gaszonego.

Reakcja tlenku wapnia z wodą nazywana jest gaszeniem wapna.

Tlenek wapnia jest używany głównie do produkcji wapna gaszonego.

Wodorotlenek wapnia Ca(OH) 2 ma duże znaczenie praktyczne. Stosowany jest w postaci wapna gaszonego, mleka wapiennego i wody wapiennej.

Wapno hydratyzowane jest cienkim sypkim proszkiem, zwykle koloru szarego (składnik wodorotlenku wapnia), słabo rozpuszczalnym w wodzie (1,56 g rozpuszcza się w 1 litrze wody o temperaturze 20 0 C). W budownictwie stosuje się ciastowatą mieszankę wapna gaszonego z cementem, wodą i piaskiem. Stopniowo mieszanina twardnieje:

Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Mleko wapienne to zawiesina (zawiesina) podobna do mleka. Powstaje przez zmieszanie nadmiaru wapna gaszonego z wodą. Mleko wapienne służy do produkcji wybielacza, do produkcji cukru, do sporządzania mieszanek niezbędnych w walce z chorobami roślin oraz do wybielania pni drzew.

Woda wapienna to klarowny roztwór wodorotlenku wapnia otrzymywany przez filtrację mleka wapiennego. Użyj go w laboratorium do wykrywania tlenku węgla (IV):

Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O

Przy dłuższym przenoszeniu tlenku węgla (IV) roztwór staje się przezroczysty:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O → Ca(HCO 3) 2

Jeśli powstały przezroczysty roztwór wodorowęglanu wapnia zostanie podgrzany, zmętnienie wystąpi ponownie:

Podobne procesy zachodzą również w przyrodzie. Jeśli woda zawiera rozpuszczony tlenek węgla (IV) i działa na kamień wapienny, część węglanu wapnia jest przekształcana w rozpuszczalny wodorowęglan wapnia. Na powierzchni roztwór nagrzewa się i ponownie wypada z niego węglan wapnia.

* Chlor ma duże znaczenie praktyczne. Otrzymuje się go w reakcji wapna gaszonego z chlorem:

2 Ca(OH) 2 + 2 Cl 2 → Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O

Substancją czynną wybielacza jest podchloryn wapnia. Podchloryny ulegają hydrolizie. To uwalnia kwas podchlorawy. Kwas podchlorawy może być wyparty ze swojej soli nawet przez kwas węglowy:

Ca(ClO) 2 + CO 2 + H 2 O → CaCO 3 ↓ + 2 HClO

2 HClO → 2 HCl + O 2

Ta właściwość wybielacza jest szeroko stosowana do wybielania, dezynfekcji i odgazowania.

8. Gips. Istnieją następujące rodzaje gipsu: naturalny - CaSO 4 ∙ 2H 2 O, palony - (CaSO 4) 2 ∙ H 2 O, bezwodny - CaSO 4.

Gips palony (półwodny) lub alabaster (CaSO 4) 2 ∙ H 2 O otrzymuje się przez ogrzewanie naturalnego gipsu do 150–180 0 С:

2 → (CaSO 4) 2 ∙ H2O + 3H2O

Po zmieszaniu proszku alabastrowego z wodą powstaje półpłynna masa plastyczna, która szybko twardnieje. Proces utwardzania tłumaczy się dodatkiem wody:

(CaSO 4) 2 ∙ H2O + 3H2O → 2

W praktyce wykorzystuje się właściwość twardnienia palonego gipsu. Na przykład jako tynk stosuje się alabaster zmieszany z wapnem, piaskiem i wodą. Obiekty artystyczne wykonane są z czystego alabastru, aw medycynie służy do nakładania bandaży gipsowych.

Jeśli gips naturalny CaSO 4 ∙ 2H 2 O zostanie podgrzany w wyższej temperaturze, wtedy cała woda zostanie uwolniona:

CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O

Powstały bezwodny gips CaSO 4 nie jest już w stanie wiązać wody i dlatego nazwano go martwym gipsem.

Twardość wody i sposoby jej eliminacji.

Wszyscy wiedzą, że mydło dobrze się pieni w wodzie deszczowej (woda miękka), natomiast w wodzie źródlanej zwykle słabo się pieni (woda twarda). Analiza twardej wody wykazuje, że zawiera ona znaczne ilości rozpuszczalnych soli wapnia i magnezu. Sole te tworzą nierozpuszczalne związki z mydłem. Woda taka nie nadaje się do chłodzenia silników spalinowych i zasilania kotłów parowych, ponieważ przy podgrzewaniu twardej wody na ściankach układów chłodzenia tworzy się kamień. Kamień nie przewodzi dobrze ciepła; w związku z tym możliwe jest przegrzanie silników, kotłów parowych, ponadto ich zużycie ulega przyspieszeniu.

Jakie są rodzaje twardości?

Twardość węglanowa lub tymczasowa wynika z obecności wodorowęglanów wapnia i magnezu. Można to naprawić na następujące sposoby:

1) gotowanie:

Ca(HCO 3) 2 → CaCO 3 ↓ + H 2 O + CO 2

Mg(HCO3)2 → MgCO3 ↓ + H2O + CO2

2) działanie mleka wapiennego lub sody:

Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3) 2 → 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O

Ca(HCO3) 2 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + 2NaHCO 3

Ca 2+ + 2 HCO 3 - + 2 Na + + CO 3 2- → CaCO 3 ↓ + 2 Na + + 2HCO 3 -

Ca 2+ + CO 3 2- → CaCO 3 ↓

Twardość niewęglanowa, czyli trwała, wynika z obecności siarczanów i chlorków wapnia i magnezu.

Jest eliminowany przez działanie sody:

CaSO 4 + Na 2 CO 3 → CaCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

MgSO 4 + Na 2 CO 3 → MgCO 3 ↓ + Na 2 SO 4

Mg 2+ + SO 4 2- + 2Na + + CO 3 2- → MgCO 3 ↓ + 2Na + + SO 4 2-

Mg 2+ + CO 3 2- → MgCO 3 ↓

Twardość węglanowa i niewęglanowa sumują się do całkowitej twardości wody.

IV. Konsolidacja wiedzy (5 min.)

1. Na podstawie układu okresowego i teorii budowy atomów wyjaśnij, jakie właściwości magnezu i wapnia są wspólne. Napisz równania dla odpowiednich reakcji.

2. Jakie minerały zawierają wapń i jak są używane?

3. Powiedz nam, jak odróżnić jeden naturalny minerał od drugiego.

V. Praca domowa (3 min.)

Odpowiedz na pytania i wypełnij ćwiczenia 1-15, § 48,49, rozwiąż ćwiczenia 1-4, s. 132-133.

Dokładnie tak wygląda plan lekcji w szkole na temat „Wapń i jego związki”.

Z powyższego wynika, że ​​szkolny kurs chemii musi być wypełniony treściami środowiskowymi. Wyniki tej pracy zostaną przedstawione w trzecim rozdziale.

Jednorazowo) - 0,01%. 4 Spis treści Wprowadzenie ............................................. ................................................... .. ...........................4 Rozdział 1. Powiązania interdyscyplinarne w toku szkolnego przedmiotu chemia na przykładzie węgla i jego związki ...................................................... ..............................5 1.1 Wykorzystywanie połączeń interdyscyplinarnych do formowania studentów ...

Czynność. Poszukiwanie metod i form nauczania, które przyczyniają się do kształcenia osobowości twórczej, doprowadziło do pojawienia się określonych metod nauczania, z których jedną są metody gier. Wdrożenie zabawowych metod nauczania w nauce chemii w warunkach zgodności z cechami dydaktycznymi i psychologiczno-pedagogicznymi podnosi poziom przygotowania studentów. Słowo „gra” w języku rosyjskim...

i higieniczne); zgodność aktywności edukacyjnej i fizycznej z możliwościami wiekowymi dziecka; konieczny, wystarczający i racjonalnie zorganizowany tryb silnika. Poprzez oszczędzającą zdrowie technologię edukacyjną (Pietrow) rozumie system, który stwarza maksymalne możliwe warunki do zachowania, wzmocnienia i rozwoju duchowego, emocjonalnego, intelektualnego, ...