La trecere curent electric prin metale (conductori de primul fel), nu au loc reacții chimice, iar metalele rămân neschimbate. Dacă un curent electric trece printr-o topitură sau o soluție de electrolit (conductori de al 2-lea fel), la interfața electrolit-conductor metal (electrod) au loc diferite reacții chimice (electroliza) și se formează noi compuși.
Electroliza este un set de procese care au loc atunci când un curent electric trece printr-un sistem electrochimic format din doi electrozi și o soluție de topitură sau electrolit.
În timpul electrolizei, cationii se deplasează la electrodul negativ (catod), iar anionii se deplasează la electrodul pozitiv (anod). În acest caz, însă, cationii și anionii electrolitului nu sunt întotdeauna descărcați, acceptând sau donând electroni. Adesea, un electrolit solvent, cum ar fi apa, ia parte la reacțiile de electroliză.
Diferența fundamentală dintre reacțiile dintr-o celulă galvanică și un electrolizor constă numai în direcția și spontaneitatea lor. Într-un circuit închis al unei celule galvanice, o reacție electrochimică are loc spontan, iar într-un electrolizor, numai sub influența unui curent electric dintr-o sursă externă.
Acordați atenție numelui electrozilor: într-o celulă galvanică, electrodul negativ este anodul, iar electrodul pozitiv este catodul; în celulă, dimpotrivă, electrodul negativ este catodul, iar cel pozitiv este anodul.
Trebuie amintit că termenii „negativ” și „pozitiv” se referă întotdeauna la polii sursei de curent, așa desemnează electrozii celulei. Lucrul comun în aceste procese este că atât în celula galvanică, cât și în electrolizor, se creează un exces de electroni pe electrodul negativ, iar deficiența acestora se creează pe cel pozitiv. La catod, ionii sau moleculele sunt reduse sub acțiunea electronilor; la anod, particulele sunt oxidate, dând electronii lor electrodului.
În celulă, cationi (M n+) se deplasează la catod (-) și anioni (A n–) - la anod (+).
Tensiune de descompunere electrolitul în timpul electrolizei se numește tensiune minimă (EMF externă) care trebuie aplicată electrozilor. De exemplu, pentru o soluție de clorură de zinc la conditii standard:
Zn 2+ + 2 ē = Zn φ° = - 0,76 B,
CI2 + 2 ē \u003d 2Cl - φ ° \u003d + 1,36 V,
iar tensiunea de descompunere este egală (în valoare absolută) cu suma potențialelor standard ale electrodului ambilor electrozi: 0,76 + 1,36 = 2,12 V, i.e. tensiunea de descompunere nu poate fi mai mică decât EMF al celulei galvanice corespunzătoare.
Tensiune de descompunere este alcătuită din potențialele a doi electrozi - potențialele de descărcare a ionilor.
Potențial de vid cation este uneori numit potenţial de depunere metal. Acesta este potențialul minim care trebuie aplicat electrodului pentru ca cationul să își piardă sarcina și să apară depunerea de metal. Pentru unii ioni (Cu 2+ , Ag + , Cd 2+) potenţialul de depunere este apropiat de potenţialul electrodului, în timp ce pentru alţi ioni (Fe 2 + , Co 2 + , Ni 2 +) potenţialele de depunere depăşesc semnificativ potenţialele electrodului. a metalelor - pentru electroliză este necesară o anumită supratensiune.
Distinge electroliza solutiilorși electroliza topiturii. Electroliza soluțiilor se împarte în electroliza cu electrozi inerțiși electroliza anodului solubil. Electrozii metalici (Pt, Au) și nemetalici (grafit) pot fi inerți. Ca anozi solubili se folosesc anozi din Cr, Ni, Cd, Zn, Ag, Cu etc.
Unele metale practic nu se dizolvă din cauza polarizării anodice ridicate, cum ar fi Ni și Fe într-o soluție alcalină, Pb în H2SO4.
Electroliza soluțiilor cu electrozi inerți.În timpul electrolizei soluțiilor apoase de electroliți, în loc de metal, nu metalul, ci hidrogenul este eliberat la catod. În mediile acide, hidrogenul se formează prin reacția:
2H++2 ē =H2.
În medii neutre și alcaline, hidrogenul se formează printr-o reacție care implică molecule de apă:
2H2O+2 ē = H2 + OH-.
Cationii precum Na + sau K + nu se descarcă deloc într-o soluție apoasă, dar hidrogenul este eliberat.
Cationii pot fi grupați în funcție de capacitatea lor de a se descărca, variind de la nedescărcare până la descărcare ușoară. În același timp, se modifică și produsele electrolizei. Pentru unii cationi este posibilă formarea simultană de metal și hidrogen.
Mai jos sunt cationii în ordinea dificultății descrescătoare a descărcării lor și a produselor electrolizei:
Cationii Produse de electroliză
Li + , K + , Na + , Mg 2+ , Al 3+ , H + (redirecționare) H 2
Mn 2+ , Zn 2+ , Cr 3 + , Fe 2 + , H + (pH 7) M + H 2
Co2+, Ni2+, Sr2+, Pb2+, H + (pH 0) M + H2
Cu2+, Ag+, Au3 + M
Poziția diferită a hidrogenului în această serie este explicată prin următoarele motive. Poziția hidrogenului între plumb și cupru corespunde valorilor numerice ale potențialelor standard ale electrodului la DIN M n+ = DIN H + = 1 mol/l, adică la pH=0. Poziția hidrogenului între fier și cobalt corespunde potențialului electrod al hidrogenului din apă la pH=7 (φº H 2 / H + = –0,414 V). În aceste condiții, toate metalele pot fi precipitate din soluții, valoarea lui φ ° care sunt mai mari de –0,414 V. Cu toate acestea, în practică, pe lângă cobalt, nichel, staniu și plumb, este posibilă și precipitarea zincului, cromului și fierului din soluții apoase. Acest lucru se datorează faptului că precipitațiile la catod hidrogen gazosîmpiedicat de supratensiunea hidrogenului.
Astfel, în seria cationilor din Li + la A1 3+ metalul nu se formează, iar hidrogenul este eliberat în timpul electrolizei datorită reducerii apei. În seria cationilor din Mn 2+ la Pb 2+ în timpul electrolizei, metalul și hidrogenul se formează simultan și, în final, într-o serie Cu 2+ - Au 3+ se formează doar metal.
În consecință, cu cât mai la stânga (mai aproape de început) un metal se află într-o serie de potențiale standard de electrozi (o serie de tensiuni), cu atât este mai dificil să izolați acest metal prin electroliza unei soluții apoase.
Dacă se aplică o tensiune în creștere treptată unei soluții care conține mai mulți cationi, atunci electroliza începe atunci când este atins potențialul de depunere al cationului cu cel mai mare potențial de electrod (cel mai pozitiv). În timpul electrolizei unei soluții care conține ioni de zinc (φ °= -0,76 V) și cupru (φ ° = +0,34 V), cuprul este mai întâi eliberat pe catod și numai după ce aproape toți ionii de Cu 2+ sunt descărcați, zincul va începe să fie eliberat. În acest fel, dacă soluția conține simultan diferiți cationi, atunci în timpul electrolizei aceștia pot fi izolați secvențial în conformitate cu valorile potențialelor electrodului lor. În acest caz, se presupune că supratensiunea de eliberare a metalului pentru ei este aproximativ aceeași (și mică).
Cu privire la potențialele de descărcare de anioni, atunci aici imaginea este mult mai complicată datorită capacității apei de a participa la procesul de electroliză. În general, putem spune că anionii cu cel mai mic potențial (cel mai puțin pozitiv) sunt mai întâi descărcați la anod. Dacă soluția conține ioni Cl - (φº = 1,36 V), Br - (φº = 1,09 V) și I - (φº = 0,54 V), atunci se va forma mai întâi iod, apoi brom și, în final, clor. Ionii de fluor dintr-o soluție apoasă nu pot fi deloc evacuați (φ ° = 2,87 V).
Cei mai mulți anioni care conțin oxigen (cu excepția ionului acetat) nu se descarcă într-o soluție apoasă, în loc de ei în acizi și soluții neutre apa se descompune:
2H20-4 ē \u003d O 2 + 4H +,
iar în soluții alcaline - descărcarea ionilor de hidroxid:
2OH - - 2 ē \u003d 1/2 O 2 + H 2 O.
În funcție de capacitatea lor de a se descărca în timpul electrolizei soluțiilor apoase, anionii sunt aranjați în următorul rând de la anioni ai acizilor care conțin oxigen, cum ar fi SO 4 2–, NO 3, care nu se descarcă într-o soluție apoasă, până la descărcați ușor:
Anioni produse de electroliză
SO 4 2–, NO 3 - etc., OH - O 2
CI -, Br -, I - Cl 2 (ClO -, ClO 3 -), Br 2, I 2 (+ O 2)
S 2– S, SO 2 (+ O 2)
Astfel, este posibil să se formuleze următoarele principale reguli pentru electroliza soluțiilor apoase de electroliți cu electrozi insolubili:
1. Dintre anionii electroliților, anionii acizilor fără oxigen (Cl -, Br -, S 2- etc.) sunt mai întâi descărcați la anod.
2. Anionii acizilor care conțin oxigen (SO 4 2–, NO 3 –, CO 3 2– etc.) nu se descarcă în prezența apei, în locul lor, apa se oxidează conform reacției:
2H2O-4 ē \u003d O 2 + 4H +.
3. metale active situate într-o serie de tensiuni până la Al (inclusiv) la catod nu se restabilesc, se reface în schimb apa:
2H2O+2 ē \u003d H2 + 2OH -.
4. Metalele situate în seria tensiunilor după aluminiu, dar înainte de hidrogen, sunt reduse la catod împreună cu moleculele de apă:
K: 1) Zn2+ + 2 ē = Zn
2) 2H2O + 2 ē \u003d H2 + 2OH -.
5. Metalele cu o valoare pozitivă a potențialului electrodului sunt reduse în primul rând la catod:
Cu 2+ + 2 ē = Cu
De exemplu, în timpul electrolizei acidului sulfuric (electrozi de grafit), au loc următoarele procese:
la catod 2H + + 2 ē = H2,
la anod 2H20-4 ē \u003d O 2 + H +.
Ecuație rezumată:
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2,
acestea. în timpul electrolizei unei soluții de acid sulfuric, hidrogenul și oxigenul sunt eliberate din cauza descompunerii moleculelor de apă. Produse de electroliză: hidrogen și oxigen.
Electroliza soluției de sulfat de cupru:
la catod Cu 2 + + 2 ē = Cu,
la anod 2H20-4 ē \u003d O 2 + 4H +
Ecuație rezumată:
2Cu 2+ + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 4H +
2CuSO 4 + 2H 2 O \u003d 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4.
Produse de electroliză: cupru, oxigen, acid sulfuric.
Posibilitatea de descărcare de anioni depinde de concentrația acestuia. Astfel, produșii de electroliză ai soluțiilor concentrate și diluate de NaCl sunt clorul și respectiv oxigenul.
Electroliza unei soluții diluate de clorură de sodiu are loc fără descărcarea ionilor Cl - (și, în consecință, ionilor Na +), adică. apa se descompune. Pe măsură ce concentrația de sare la anod crește, clorul este eliberat împreună cu oxigenul, iar clorul se formează în soluții concentrate (cu un amestec de oxigen):
la catod 2H2O+2 ē \u003d H 2 + 2OH -
la anod 2Cl – – 2 ē = Cl2 .
Ecuație rezumată:
2Cl - + 2H 2 O \u003d H 2 + Cl 2 + 2OH -
2NaCl + 2H2O \u003d H2 + Cl2 + 2NaOH.
Produse de electroliză: hidrogen, clor și hidroxid de sodiu.
În cazul eliberării clorului în timpul electrolizei soluțiilor de clorură, procesul principal de formare a clorului este suprapus de reacțiile de interacțiune a clorului cu apa (hidroliza) și transformările ulterioare ale substanțelor rezultate. Hidroliza clorului are loc cu formarea de acid hipocloros slab și ioni de clorură (acid clorhidric):
Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HC1O.
Acidul hipocloros cu alcalii formați în timpul electrolizei (mai precis, Na + + OH -) dă hipocloritul de sodiu NaClO ca produs. Într-un mediu alcalin, ecuația generală a reacției are forma:
Cl2 + 2NaOH \u003d NaCl + NaClO + H2O.
La temperaturi ridicate (apă clocotită), hidroliza clorului are loc cu formarea ionului clorat. Ecuații de reacție posibile:
3Cl 2 + 3H 2 O \u003d ClO 3 - + 5 Cl - + 6H +,
3HClO \u003d ClO 3 - + 2Cl - + 3H +,
3СlО - = СlO 3 - + 2Сl -.
Într-un mediu alcalin, ecuația generală are forma
3Cl2 + 6NaOH \u003d NaClO3 + 5NaCl + 3H2O.
Electroliza diafragmei.În timpul electrolizei unei soluții diluate de clorură de sodiu, ionii Na + se deplasează la catod, dar hidrogenul este eliberat:
2H20+2 ē \u003d H 2 + OH -
iar soluţia de hidroxid de sodiu este concentrată.
Ionii de clorură se deplasează la anod, dar datorită concentrației lor scăzute, nu se formează în principal clorul, ci oxigenul:
2H2O-4 ē \u003d O 2 + 4H +
iar soluția este concentrată de acid clorhidric.
Dacă electroliza se efectuează într-un pahar sau alt vas similar, soluțiile alcaline și acide sunt amestecate, iar electroliza este redusă la formarea de hidrogen și oxigen din cauza descompunerii apei. Dacă, pe de altă parte, spațiile anodului și catodic sunt separate printr-o partiție (diafragmă) care permite trecerea ionilor purtători de curent, dar împiedică amestecarea soluțiilor apropiate de electrod, atunci soluțiile acide și alcaline pot fi obținute ca produse de electroliză.
În timpul electrolizei unei soluții de clorură de sodiu, ioni de hidroxid s-au format la catod conform reacției:
2H2O+2 ē \u003d H 2 + 2OH -
ei încep imediat să participe la transferul de energie electrică și, împreună cu ionii C1, se deplasează la anod, unde ambii ioni sunt descărcați și se formează un amestec de oxigen și clor. Prin urmare, producția de clor scade. Dacă anodul este din cărbune (grafit), atunci acesta este oxidat de oxigen și se formează oxizi de carbon CO și CO 2, poluând clorul. În plus, clorul format la anod interacționează cu ionii de hidroxid:
C1 2 + OH - \u003d H + + Cl - + OSl -.
Formarea ionilor de hipoclorit este, de asemenea, un proces nedorit (dacă obținerea unei soluții de hipoclorit de sodiu nu este scopul). Toate aceste consecințe nedorite pot fi evitate prin utilizarea unei diafragme care separă spațiile catodice și anodice și reținând ionii OH-, dar trecând ionii Cl-. În cele din urmă, diafragma împiedică difuzia gazelor și face posibilă obținerea hidrogenului mai pur.
Dacă soluția conține mai mulți anioni, este mai dificil de prezis succesiunea descărcării lor la anod decât pentru cationi, dar, în general, se respectă regula că anionul cu cea mai mică valoare potențială (sau cea mai mare valoare negativă a potenţialul electrod al reacţiei care are loc la anod).
Electroliza soluțiilor cu un anod solubil. Electroliza cu un anod solubil este posibilă atunci când metalul emite electroni mai ușor decât ionii Cl -, OH - sau moleculele de apă. De exemplu, pe un anod de cupru într-o soluție de clorură de cupru sau sulfat de cupru, nu se eliberează clor sau oxigen, dar există o tranziție la soluția de ioni de Cu 2+. În același timp, aceiași ioni sunt descărcați la catod și se depune cuprul metalic. Astfel, electroliza cu un anod solubil se reduce la transferul de cupru de la anod la catod.
Reacția la anod este în cele mai multe cazuri complicată de numeroase procese secundare și adesea nedorite. De exemplu, ionii rezultați pot forma oxizi, hidroxizi și peliculele acestora:
M2+ + 2OH - \u003d MO + H2O.
Evoluția oxigenului este posibilă și la anod:
2H2O-4 ē \u003d O 2 + 4H +,
care poate participa la o mare varietate de reacții ale sistemului electrolitic.
La formarea produșilor gazoși, în special a oxigenului, în cele mai multe cazuri potențialele de descompunere nu corespund potențialelor electrodului din cauza valorilor mari de supratensiune . Supratensiune este diferența dintre tensiunea reală de descompunere și teoretic calculată din potențialele electrodului EMF ale reacției corespunzătoare. Natura substanței eliberate (pentru clor, brom și iod, supratensiunea este foarte nesemnificativă) și materialul electrodului au o influență deosebit de puternică asupra mărimii supratensiunii. Mai jos sunt date despre supratensiune în timpul degajării hidrogenului și oxigenului la diferiți catozi și anozi.
Supratensiune electrod, V
Hidrogen Oxigen
Pt înnegrit 0,00 0,2–0,3
Pt luminos 0,1 0,4–0,5
Fe 0,1–0,2 0,2–0,3
Ni 0,1–0,2 0,1–0,3
Сu 0,2 0,2–0,3
Pb 0,4–0,6 0,2–0,3
Supratensiunea depinde, de asemenea, de forma electrozilor, de starea suprafeței lor, de densitatea curentului, de temperatura soluției, de intensitatea amestecării soluției și de alți factori.
Supratensiunea hidrogenului pe fier este de ~ 0,1 V, iar oxigenul de pe același material este de ~ 0,3 V. Prin urmare, supratensiunea în timpul electrolizei pe electrozi de fier va fi de 0,1 + 0,3 = 0,4 V. Suma acestei valori și calculată teoretic va fi valoarea minimă a tensiunii de descărcare a electrolitului corespunzător.
Atitudinea față de supratensiune este ambivalentă. Pe de o parte, supratensiunea duce la un consum crescut de energie, pe de altă parte, din cauza supratensiunii, multe metale pot fi depuse din soluții apoase, care, conform valorilor potențialelor standard ale electrodului lor, nu ar trebui să fie depuse. Acestea sunt Fe, Pb, Sn, Ni, Co, Zn , cr. Datorită supratensiunii, precum și influenței concentrației soluției asupra potențialului electrodului, este posibilă cromarea electrolitică și nichelarea produselor din fier și chiar și sodiu poate fi obținut dintr-o soluție apoasă pe un electrod de mercur.
Rarefacția într-o soluție apoasă de ioni Cl - și nu OH - în soluții cu o concentrație mare de electroliți se explică și prin supratensiunea oxigenului. Cu toate acestea, această supratensiune nu este suficientă pentru descărcarea ionilor F și eliberarea de fluor liber.
Mărimea supratensiunii este influențată de mulți alți factori cinetici - rata transferului de particule la electrozi și îndepărtarea produselor de electroliză, rata procesului de distrugere a hidratului și a altor învelișuri de ioni de descărcare, viteza de combinare a atomilor. în molecule de gaz biatomic etc.
Rezolvarea problemelor chimice
conștient de legea lui Faraday
liceu
Dezvoltarea autorului
Dintre marea varietate a diverselor probleme chimice, după cum arată practica predării la școală, cele mai mari dificultăți sunt cauzate de probleme, pentru a căror rezolvare, pe lângă cunoștințe solide de chimie, se impune o bună stăpânire a materialului. a cursului de fizică. Și deși nu orice școală secundară acordă atenție rezolvării cel puțin a celor mai simple probleme folosind cunoștințele a două cursuri - chimie și fizică, probleme de acest tip se găsesc uneori în examen de admitereîn universitățile în care chimia este o disciplină majoră. Și, prin urmare, fără a analiza probleme de acest tip la clasă, un profesor își poate priva, neintenționat, studentul de șansa de a intra într-o universitate într-o specialitate chimică.
Dezvoltarea acestui autor conține peste douăzeci de sarcini, într-un fel sau altul legate de tema „Electroliza”. Pentru a rezolva probleme de acest tip, este necesar nu numai să aveți o bună cunoaștere a temei „Electroliza” a cursului de chimie școlară, ci și să cunoașteți legea lui Faraday, care este studiată la cursul de fizică școlară.
Poate că această selecție de sarcini nu va fi de interes pentru absolut toți elevii din clasă sau este disponibilă pentru toată lumea. Cu toate acestea, sarcinile de acest tip sunt recomandate a fi analizate cu un grup de elevi interesați într-un cerc sau o clasă opțională. Se poate observa cu certitudine că sarcinile de acest tip sunt complicate și cel puțin nu tipice pentru un curs de chimie școlar (vorbim despre o medie scoala de invatamant general), și, prin urmare, sarcini de acest tip pot fi incluse în siguranță în variantele școlii sau districtului olimpiada chimică pentru elevii de clasa a X-a sau a XI-a.
Disponibilitate solutie detaliata pentru fiecare sarcină face din dezvoltare un instrument valoros, în special pentru profesorii începători. După ce a analizat mai multe sarcini cu elevii într-o lecție opțională sau într-o lecție în cerc, un profesor care lucrează creativ va stabili cu siguranță mai multe sarcini de același tip acasă și va folosi această dezvoltare în procesul de verificare a temelor, ceea ce va economisi în mod semnificativ timp prețios pentru profesor.
Informații teoretice asupra problemei
reacții chimice, care curge sub acțiunea unui curent electric asupra electrozilor plasați într-o soluție sau topitură a unui electrolit, se numește electroliză. Luați în considerare un exemplu.
Într-o cană la o temperatură de aproximativ 700 ° C există o topitură de clorură de sodiu NaCl, electrozii sunt scufundați în ea. Înainte de a trece un curent electric prin topitură, ionii Na + și Cl - se mișcă aleatoriu, totuși, atunci când se aplică un curent electric, mișcarea acestor particule devine ordonată: ionii Na + se îndreaptă spre un electrod încărcat negativ, iar ionii Cl - - la un electrod încărcat pozitiv.
Si el Un atom încărcat sau un grup de atomi care are o sarcină.
Cation este un ion încărcat pozitiv.
Anion este un ion încărcat negativ.
Catod- un electrod încărcat negativ (ioni încărcați pozitiv - cationi) se deplasează spre el.
Anod- un electrod încărcat pozitiv (ioni încărcați negativ - anioni) se deplasează spre el.
Electroliza topiturii de clorură de sodiu pe electrozi de platină
Reacția totală:
Electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu pe electrozi de carbon
Reacția totală:
sau sub formă moleculară:
Electroliza unei soluții apoase de clorură de cupru (II) pe electrozi de carbon
Reacția totală:
În seria electrochimică de activitate a metalelor, cuprul este situat în dreapta hidrogenului, prin urmare cuprul va fi redus la catod, iar clorul va fi oxidat la anod.
Electroliza unei soluții apoase de sulfat de sodiu pe electrozi de platină
Reacția totală:
În mod similar, are loc electroliza unei soluții apoase de nitrat de potasiu (electrozi de platină).
Electroliza unei soluții apoase de sulfat de zinc pe electrozi de grafit
Reacția totală:
Electroliza unei soluții apoase de azotat de fier (III) pe electrozi de platină
Reacția totală:
Electroliza unei soluții apoase de nitrat de argint pe electrozi de platină
Reacția totală:
Electroliza unei soluții apoase de sulfat de aluminiu pe electrozi de platină
Reacția totală:
Electroliza unei soluții apoase de sulfat de cupru pe electrozi de cupru - rafinare electrochimică
Concentrația de CuSO 4 în soluție rămâne constantă, procesul se reduce la transferul materialului anodic la catod. Aceasta este esența procesului de rafinare electrochimică (obținerea metalului pur).
Când se elaborează scheme pentru electroliza unei anumite săruri, trebuie amintit că:
– cationii metalici avand un potential electrod standard (SEP) mai mare decat cel al hidrogenului (de la cupru la aur inclusiv) sunt aproape complet redusi la catod in timpul electrolizei;
– cationii metalici cu valori SEP mici (de la litiu la aluminiu inclusiv) nu sunt redusi la catod, ci in schimb moleculele de apa sunt reduse la hidrogen;
– cationii metalici, ale căror valori SEC sunt mai mici decât cele ale hidrogenului, dar mai mari decât cele ale aluminiului (de la aluminiu la hidrogen), se reduc concomitent cu apa în timpul electrolizei la catod;
- dacă soluția apoasă conține un amestec de cationi ai diferitelor metale, de exemplu, Ag +, Cu 2+, Fe 2+, atunci argintul va fi primul care va fi redus în acest amestec, apoi cuprul și ultimul fier;
- pe un anod insolubil în timpul electrolizei, anionii sau moleculele de apă se oxidează, iar anionii S 2–, I –, Br – , Cl – se oxidează ușor;
– dacă soluția conține anioni de acizi care conțin oxigen , , , , atunci moleculele de apă se oxidează la oxigen la anod;
- dacă anodul este solubil, atunci în timpul electrolizei el însuși suferă oxidare, adică trimite electroni către circuitul extern: atunci când electronii sunt eliberați, echilibrul dintre electrod și soluție este deplasat și anodul se dizolvă.
Dacă din întreaga serie de procese cu electrozi le evidențiem doar pe cele care corespund ecuației generale
M z+ + ze=M,
atunci primim gama de tensiuni ale metalelor. Hidrogenul este întotdeauna plasat în acest rând, ceea ce face posibil să vedem care metale sunt capabile să înlocuiască hidrogenul din soluțiile apoase de acizi și care nu sunt (tabel).
Masa
O gamă de metale de stres
| Ecuația electrod proces |
Standard electrod potenţial la 25 °С, V |
Ecuația electrod proces |
Standard electrod potenţial la 25 °C, V |
|---|---|---|---|
| Li + + 1 e= Li0 | –3,045 | Co2+ + 2 e= Co0 | –0,277 |
| Rb + + 1 e= Rb0 | –2,925 | Ni 2+ + 2 e= Ni0 | –0,250 |
| K++1 e= K0 | –2,925 | Sn 2+ + 2 e= Sn0 | –0,136 |
| Cs ++ 1 e= Cs 0 | –2,923 | Pb 2+ + 2 e= Pb 0 | –0,126 |
| Ca 2+ + 2 e= Ca0 | –2,866 | Fe 3+ + 3 e= Fe0 | –0,036 |
| Na + + 1 e= Na 0 | –2,714 | 2H++2 e=H2 | 0 |
| Mg 2+ + 2 e=Mg0 | –2,363 | Bi 3+ + 3 e= Bi0 | 0,215 |
| Al 3+ + 3 e=Al0 | –1,662 | Cu 2+ + 2 e= Cu 0 | 0,337 |
| Ti 2+ + 2 e= Ti0 | –1,628 | Cu + +1 e= Cu 0 | 0,521 |
| Mn 2+ + 2 e=Mn0 | –1,180 | Hg 2 2+ + 2 e= 2Hg0 | 0,788 |
| Cr 2+ + 2 e=Cr0 | –0,913 | Ag++ 1 e= Ag0 | 0,799 |
| Zn 2+ + 2 e= Zn0 | –0,763 | Hg 2+ + 2 e= Hg 0 | 0,854 |
| Cr 3+ + 3 e=Cr0 | –0,744 | Pt 2+ + 2 e= Pt0 | 1,2 |
| Fe 2+ + 2 e= Fe0 | –0,440 | Au 3+ + 3 e= Au 0 | 1,498 |
| CD 2+ + 2 e= CD 0 | –0,403 | Au + + 1 e= Au 0 | 1,691 |
Într-o formă mai simplă, o serie de tensiuni metalice poate fi reprezentată după cum urmează:
Pentru a rezolva majoritatea problemelor de electroliză, este necesară cunoașterea legii lui Faraday, a cărei formulă este prezentată mai jos:
m = M eu t/(z F),
Unde m este masa substanței eliberate pe electrod, F- numărul Faraday, egal cu 96 485 A s / mol sau 26,8 A h / mol, M – Masă molară un element care este redus în procesul de electroliză, t– timpul procesului de electroliză (în secunde), eu- puterea curentului (în amperi), z este numărul de electroni implicați în proces.
Condiții de sarcină
1. Ce masă de nichel va fi eliberată în timpul electrolizei unei soluții de azotat de nichel timp de 1 oră la un curent de 20 A?
2. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei soluții de azotat de argint pentru a obține 0,005 kg de metal pur în 10 ore?
3. Ce masă de cupru va fi eliberată în timpul electrolizei unei topituri de clorură de cupru (II) timp de 2 ore la un curent de 50 A?
4. Cât timp durează electrolizarea unei soluții apoase de sulfat de zinc la un curent de 120 A pentru a obține 3,5 g de zinc?
5. Ce masă de fier va fi eliberată în timpul electrolizei unei soluții de sulfat de fier(III) la un curent de 200 A timp de 2 ore?
6. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei soluții de azotat de cupru (II) pentru a obține 200 g de metal pur în 15 ore?
7. În ce timp este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei topituri de clorură de fier (II) la un curent de 30 A pentru a obține 20 g de fier pur?
8. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei soluții de azotat de mercur (II) pentru a obține 0,5 kg de metal pur în 1,5 ore?
9. La ce putere de curent este necesar să se efectueze procesul de electroliză a unei topituri de clorură de sodiu pentru a obține 100 g de metal pur în 1,5 ore?
10. Topitura de clorură de potasiu a fost supusă electrolizei timp de 2 ore la un curent de 5 A. Metalul rezultat a reacţionat cu apă cântărind 2 kg. Ce concentrație de soluție alcalină a fost obținută în acest caz?
11.
Câte grame de soluție de acid clorhidric 30% vor fi necesare pentru interacțiunea completă cu fierul obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de fier (III) timp de 0,5 ore la puterea curentă
10 A?
12. În procesul de electroliză a unei topituri de clorură de aluminiu, efectuat timp de 245 min la un curent de 15 A, s-a obținut aluminiu pur. Câte grame de fier pot fi obținute prin metoda aluminotermă atunci când o anumită masă de aluminiu interacționează cu oxidul de fier (III)?
13. Câți mililitri dintr-o soluție 12% de KOH cu o densitate de 1,111 g/ml vor fi necesari pentru a reacționa cu aluminiul (cu formarea de tetrahidroxialuminat de potasiu) obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de aluminiu timp de 300 de minute la un curent de 25 A ?
14. Câți mililitri dintr-o soluție de acid sulfuric 20% cu o densitate de 1,139 g/ml vor fi necesari pentru a interacționa cu zincul obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de zinc timp de 100 de minute la un curent de 55 A?
15. Ce volum de oxid nitric (IV) (n.o.) se va obține prin interacțiunea unui exces de concentrat fierbinte acid azotic cu crom obţinut prin electroliza unei soluţii de sulfat de crom(III) timp de 100 min la un curent de 75 A?
16. Ce volum de oxid azotic (II) (n.o.) se va obține atunci când un exces de soluție de acid azotic reacţionează cu cuprul obţinut prin electroliza unei topituri de clorură de cupru (II) timp de 50 de minute la o putere de curent de 10,5 A?
17. În ce timp este necesar să se efectueze electroliza unei topituri de clorură de fier (II) la un curent de 30 A pentru a obține fierul necesar interacțiunii complete cu 100 g de soluție de acid clorhidric 30%?
18. Cât timp durează electroliza unei soluții de azotat de nichel la un curent de 15 A pentru a obține nichelul necesar interacțiunii complete cu 200 g de soluție de acid sulfuric 35% atunci când este încălzită?
19. Topitura de clorură de sodiu a fost electrolizată la un curent de 20 A timp de 30 de minute, iar topitura de clorură de potasiu a fost electrolizată timp de 80 de minute la un curent de 18 A. Ambele metale au fost dizolvate în 1 kg de apă. Aflați concentrația alcalinelor din soluția rezultată.
20.
Magneziul obținut prin electroliza unei topituri de clorură de magneziu timp de 200 min la puterea curentului
10 A, dizolvat în 1,5 l dintr-o soluție de acid sulfuric 25% cu o densitate de 1,178 g/ml. Aflați concentrația de sulfat de magneziu în soluția rezultată.
21. Zincul obținut prin electroliza unei soluții de sulfat de zinc timp de 100 min la puterea curentului
17 A, a fost dizolvat în 1 l dintr-o soluție de acid sulfuric 10% cu o densitate de 1,066 g/ml. Aflați concentrația de sulfat de zinc în soluția rezultată.
22. Fierul obținut prin electroliza unei topituri de clorură de fier(III) timp de 70 min la un curent de 11 A a fost pulverizat și scufundat în 300 g de soluție de sulfat de cupru(II) 18%. Aflați masa de cupru precipitată.
23.
Magneziul obținut prin electroliza unei topituri de clorură de magneziu timp de 90 de minute la puterea curentului
17 A, au fost scufundate într-un exces de acid clorhidric. Aflați volumul și cantitatea de hidrogen eliberat (n.a.s.).
24. O soluție de sulfat de aluminiu a fost supusă electrolizei timp de 1 oră la un curent de 20 A. Câte grame de soluție de acid clorhidric 15% ar fi necesare pentru interacțiunea completă cu aluminiul rezultat?
25. Câți litri de oxigen și aer (N.O.) vor fi necesari pentru arderea completă a magneziului obținut prin electroliza unei topituri de clorură de magneziu timp de 35 de minute la un curent de 22 A?
Consultați următoarele numere pentru răspunsuri și soluții
Calitățile comerciale de fier pur comercial (tip Armco) obținute prin metoda pirometalurgică au o puritate de 99,75-99,85%. Îndepărtarea ulterioară a impurităților în principal nemetalice (C, O, S, P, N) conținute în acest fier este posibilă prin retopire specială în vid înalt sau recoacere într-o atmosferă de hidrogen uscat. Cu toate acestea, chiar și după un astfel de tratament, conținutul de impurități ajunge la 2000-1500 părți per milion de părți de fier, iar principalele impurități sunt C, P, S, Mn și O.
fier mai mult grad înalt puritatea se obține prin metode electrolitice și chimice, dar necesită și o purificare complexă suplimentară.
Prin metode electrolitice, fierul se obține din soluții moderat concentrate sau concentrate de clorură sau sulfat de fier, respectiv, la densități de curent și la temperaturi scăzute ale camerei sau densități mariși temperaturi de ordinul a 100°.
Conform uneia dintre metode, fierul a fost precipitat dintr-o soluție cu următoarea compoziție, g/l: 45-60 Fe2+ (sub formă de FeCl2), 5-10 BaCl2 și 15 NaHCO. Plăcile din fier Armco sau fier pentru acoperișuri Ural au fost folosite ca anozi, iar aluminiul pur a fost folosit ca catozi. Electroliza a fost efectuată la temperatura camerei și o densitate de curent de 0,1 A/dm2. S-a obţinut un precipitat cu structură cristalină grosieră, conţinând aproximativ 0,01% C, urme de fosfor şi fără sulf.
Puritatea fierului electrolitic depinde de puritatea electrolitului și de puritatea metalului anozilor. În timpul precipitațiilor, impuritățile mai nobile decât fierul, cum ar fi staniul, zincul, cuprul, pot fi îndepărtate. El este susceptibil de a elimina nichel, cobalt, mangan. Conținutul total de impurități din fierul electrolitic este aproximativ același cu cel al fierului pur comercial. De obicei, conține o cantitate semnificativă de oxigen (până la 0,1-0,2%), precum și sulf (0,015-0,05%), dacă precipitarea a fost efectuată din băi de sulfat.
Îndepărtarea oxigenului din fierul electrolitic se realizează prin procese de reducere: tratarea metalului lichid sau solid cu hidrogen sau dezoxidarea topiturii cu carbon în vid. Recoacerea într-un curent de hidrogen uscat la 900-1400°C reduce conținutul de oxigen la 0,003%.
Pentru a obține fier de înaltă puritate la scară semi-industrială, se folosește o metodă de reducere a hidrogenului într-o instalație de topire în vid. Fierul electrolitic este supus mai întâi desulfurării cu aditiv de mangan într-un creuzet de var și spat fluor într-o atmosferă de monoxid de carbon (conținutul de sulf a scăzut de la 0,01 la 0,004%), apoi topitura este redusă cu hidrogen prin suflare sau suflare într-un creuzet de aluminiu. oxid. În acest caz, a fost posibilă reducerea conținutului de oxigen la 0,004-0,001%. Desulfurarea metalelor poate fi efectuată și în vid înalt, folosind adaosuri la topirea unor astfel de metale (staniu, antimoniu, bismut), care formează sulfuri volatile. Prin dezoxidarea topiturii cu carbon în cuptoare cu vid înalt, este posibil să se obțină fier cu un conținut de oxigen și carbon de până la 0,002% fiecare.
Obținerea fierului cu un conținut mai scăzut de oxigen prin dezoxidare în vid înalt este împiedicată de interacțiunea metalului cu materialul creuzetului, care este însoțită de trecerea oxigenului în metal. cel mai bun material Creuzetele care asigură transferul minim de oxigen sunt ZrO2 și ThO2.
Fierul de înaltă puritate se obține și prin metoda carbonilului din pentacarbonil Fe (CO) 5 prin descompunerea lui la 200-300 °. Fierul carbonil nu conține de obicei impurități asociate cu fier - sulf, fosfor, cupru, mangan, nichel, cobalt, crom, molibden, zinc, siliciu. Impuritățile specifice din acesta sunt carbonul și oxigenul. Prezența oxigenului se datorează reacțiilor secundare dintre dioxidul de carbon rezultat și fier. Conținutul de carbon ajunge la 1%; poate fi redusă la 0,03% prin adăugarea unei cantități mici de amoniac la vaporii de carbonil de fier sau prin tratarea pulberii de fier în hidrogen. Îndepărtarea carbonului și a oxigenului se realizează prin aceleași metode de topire în vid care sunt utilizate pentru fierul electrolitic.
Cel mai pur fier se poate obține chimic, dar această metodă este foarte complicată și face posibilă obținerea metalului în cantități mici. LA metode chimice recristalizarea, reacțiile de precipitare sau extracția impurităților prin precipitare sunt utilizate pentru purificarea sărurilor de fier din impuritățile de Co, Ni, Cu, Cr, Mn.
Unul dintre metode chimice, care permite obținerea fierului cu un grad foarte ridicat de puritate (mai puțin de 30-60 părți per milion de impurități), include următoarele etape succesive:
1) extracția complexului FeCl3 cu eter dintr-o soluție de HCl 6-n cu regenerarea soluției apoase și extracția ulterioară a eterului;
2) reducerea FeCl la FeCl2 cu fier de înaltă puritate;
3) purificarea suplimentară a FeCl2 din cupru prin tratare cu un reactiv cu sulf și apoi cu eter;
4) depunerea electrolitică a metalului din soluția de FeCl2;
5) recoacerea boabelor de metal în hidrogen (pentru a elimina oxigenul și carbonul);
6) obținerea fierului compact prin metalurgia pulberilor (presare în bare și sinterizare în hidrogen)
Ultima etapă poate fi efectuată prin topirea zonei fără creuzet, care elimină dezavantajul prelucrării în vid - transferul de oxigen din creuzet în metal.
14.06.2019
Mașină de îndoit pentru fitinguri de la Vanguard. Principiul funcționării, caracteristicile de proiectare și datele de ansamblu ale dispozitivelor de fixare, ansamblurilor, aparatelor și altor echipamente pentru îndoire ...
14.06.2019
La inlocuirea unei chiuvete in zona bucatariei, in timpul montajului unui robinet, cada, ferestre si usi se are in vedere folosirea de etansanti. Acestea sunt substanțe compozite speciale,...
13.06.2019
Scopul principal al cabinei de pulverizare este vopsirea uniformă și de înaltă calitate. vehicul. Desigur, această metodă nu poate fi numită...
13.06.2019
Întreprinderea Metalurgică Minieră Almalyk a început implementarea celei de-a doua etape a programului care vizează construcția de căi ferate...
13.06.2019
Strunjirea este unul dintre tipurile de prelucrare a produsului, în timpul căruia un semifabricat metalic standard este transformat în elementul structural dorit. Pentru executie...
13.06.2019
De-a lungul anilor, a existat o tendință notabilă în această lume de a crește producția de structuri metalice. Cererea semnificativă pentru astfel de structuri este asociată cu beneficiile lor în ...
12.06.2019
Vale, o corporație braziliană, a anunțat că intenționează să aloce un miliard nouă sute de milioane de dolari SUA pentru a elimina și crește...
12.06.2019
Terasa, sau cum le place oamenilor să o numească, veranda, este cel mai important atribut al oricărei case de țară de astăzi. Puțini se vor certa cu faptul că are o mare...
12.06.2019
În acest moment, produsele din oțel inoxidabil sunt pregătite să ofere consumatorilor un număr mare de produse precum fitinguri inoxidabile, colțuri, hexagoane,...
Fabricarea fierului (a se citi fontă și oțel) prin electroliză, mai degrabă decât prin topire convențională, ar putea preveni emisia a un miliard de tone dioxid de carbonîn atmosferă în fiecare an. Așa spune Donald Sadoway de la Massachusetts Institute of Technology (MIT), care a dezvoltat și testat o modalitate „verde” de a produce fier prin electroliza oxizilor săi.
Dacă procesul, demonstrat într-un cadru de laborator, ar putea fi extins, ar putea elimina nevoia de topire convențională, care eliberează aproape o tonă de dioxid de carbon în atmosferă pentru fiecare tonă de oțel produsă.
În tehnologia convențională, minereul de fier este combinat cu cocs. Cocsul reacționează cu fierul pentru a produce CO2 și monoxid de carbon, și lăsând un aliaj de fier și carbon - fontă, care poate fi apoi topit în oțel.
În metoda Sadoway, minereul de fier este amestecat cu un solvent - dioxid de siliciu și var nestins - la o temperatură de 1600 de grade Celsius - și prin acest amestec este trecut un curent electric.
Ionii de oxigen încărcați negativ migrează către anodul încărcat pozitiv, de unde oxigenul scapă. Ionii de fier încărcați pozitiv migrează către catodul încărcat negativ, unde sunt reduși la fier, care se adună la baza celulei și este pompat afară.
Un proces similar este utilizat în producția de aluminiu (și necesită o cantitate decentă de electricitate), al cărui oxid este atât de stabil încât nu poate fi de fapt redus cu carbon într-un furnal, în care, de exemplu, este produsă fontă. . Și este clar că industria siderurgică nu a avut niciodată niciun motiv să treacă la electroliza minereului de fier, deoarece este ușor redus de carbon.
Dar dacă guvernele tari diferiteîncepe să impună taxe mari asupra emisiilor de gaze cu efect de seră - dioxid de carbon, în special, atunci o nouă metodă de producere a fontului ar putea deveni mai atractivă. Adevărat, de la instalații de laborator de acest fel până la instalații industriale, după cum estimează oamenii de știință, va dura 10-15 ani.
Autorul lucrării spune că cel mai mare obstacol este găsirea unui material practic pentru anod. În experimente, a folosit un anod din grafit. Dar, din păcate, carbonul reacționează cu oxigenul, eliberând la fel de mult dioxid de carbon în aer ca și topirea normală a fierului.
Anozii ideali de platină, de exemplu, sunt prea scumpi pentru producția la scară largă. Dar poate exista o cale de ieșire - în selectarea unor aliaje metalice rezistente care formează o peliculă de oxid pe suprafața lor exterioară, dar conduc electricitatea. Ceramica conductivă poate fi, de asemenea, utilizată.
O altă problemă este că proces nou folosește multă energie electrică - aproximativ 2 mii de kilowați-oră pe tonă de fier produsă. Deci, sensul economic și chiar ecologic într-o nouă metodă de producere a fierului va apărea doar cu condiția ca această energie electrică să fie generată într-un mod ecologic, și în același timp ieftin, fără emisii de dioxid de carbon. Acest lucru este recunoscut chiar de autorul metodei.
