Kiedy prąd elektryczny przepływa przez roztwór lub stop elektrolitu, na elektrodach uwalniają się rozpuszczone substancje lub inne substancje będące produktami reakcji wtórnych zachodzących na elektrodach. Ten proces fizyczny i chemiczny nazywa się elektrolizą.

Istota elektrolizy

W polu elektrycznym wytwarzanym przez elektrody jony w cieczy przewodzącej wprawiają się w uporządkowany ruch. Elektroda ujemna to katoda, elektroda dodatnia to anoda.

Jony ujemne zwane anionami (jony grupy hydroksylowej i reszty kwasowe) przepływają do anody, a jony dodatnie zwane kationami (jony wodoru, metalu, amonowe itp.) pędzą do katody.

Na elektrodach zachodzi proces redoks: na katodzie następuje elektrochemiczna redukcja cząstek (atomów, cząsteczek, kationów), a na anodzie następuje elektrochemiczne utlenianie cząstek (atomów, cząsteczek, anionów). Reakcje dysocjacji w elektrolicie są reakcjami pierwotnymi, a reakcje zachodzące bezpośrednio na elektrodach nazywane są reakcjami wtórnymi.

Podział reakcji elektrolizy na pierwotne i wtórne pomógł Michaelowi Faradaya ustalić prawa elektrolizy:

Pierwsze prawo elektrolizy Faradaya: masa substancji osadzonej na elektrodzie podczas elektrolizy jest wprost proporcjonalna do ilości energii elektrycznej przekazanej do tej elektrody. Przez ilość energii elektrycznej rozumiemy ładunek elektryczny, zwykle mierzony w kulombach.

Drugie prawo elektrolizy Faradaya: dla danej ilości energii elektrycznej (ładunku elektrycznego) masa pierwiastka chemicznego osadzonego na elektrodzie jest wprost proporcjonalna do równoważnej masy pierwiastka. Masa równoważna substancji to jej masa molowa podzielona przez liczbę całkowitą, w zależności od reakcji chemicznej, w której uczestniczy substancja.

m to masa substancji osadzonej na elektrodzie, Q to całkowity ładunek elektryczny przechodzący przez substancję F = 96 485,33(83) C mol−1 to stała Faradaya, M to masa molowa substancji (np. masa wody H2O = 18 g /mol), z jest liczbą walencyjną jonów substancji (liczbą elektronów na jon).

Należy zauważyć, że M/z jest równoważną masą osadzonej substancji. W przypadku pierwszego prawa Faradaya M, F i z są stałymi, zatem im większa wartość Q, tym większa będzie wartość m. W przypadku drugiego prawa Faradaya Q, F i z są stałymi, więc im większa wartość M/z (masa równoważna), tym większa będzie wartość m.

Elektroliza jest dziś szeroko stosowana w przemyśle i technologii. Na przykład elektroliza jest jedną z najskuteczniejszych metod przemysłowej produkcji wodoru, nadtlenku wodoru, dwutlenku manganu, glinu, sodu, magnezu, wapnia i innych substancji. Elektrolizę stosuje się do oczyszczania ścieków, galwanizacji, galwanizacji i wreszcie w chemicznych źródłach energii. Ale najpierw najważniejsze.

Dzięki elektrolizie wiele metali wydobywa się z rud i poddaje dalszej obróbce. Tak więc, gdy rudę lub wzbogaconą rudę – koncentrat – traktuje się odczynnikami, metal przechodzi do roztworu, a następnie metal jest oddzielany od roztworu poprzez ekstrakcję elektryczną. Czysty metal wydziela się na katodzie. W ten sposób otrzymuje się cynk, miedź i kadm.

Metale poddawane są elektrorafinacji w celu usunięcia zanieczyszczeń i przekształcenia zawartych w nich zanieczyszczeń do postaci dogodnej do dalszej obróbki. Oczyszczony metal odlewa się w postaci płytek, które służą jako anody w procesie elektrolizy.

Kiedy przepływa prąd, metal anodowy rozpuszcza się, przechodzi do roztworu w postaci kationów, następnie kationy są wyładowywane na katodzie i tworzą osad czystego metalu. Zanieczyszczenia anody nie rozpuszczają się - wypadają w postaci szlamu anodowego lub przedostają się do elektrolitu, skąd są usuwane w sposób ciągły lub okresowy.

Weźmy jako przykład elektrorafinacja miedzi. Głównym składnikiem roztworu jest siarczan miedzi – najpopularniejsza i najtańsza sól tego metalu. Roztwór ma niską przewodność elektryczną. Aby go zwiększyć, do elektrolitu dodaje się kwas siarkowy.

Dodatkowo do roztworu wprowadza się niewielkie ilości dodatków, które pomagają uzyskać zwarty osad metalu. Generalnie miedź, nikiel, ołów, cyna, srebro i złoto poddawane są rafinacji elektrolitycznej.

Elektrolizę wykorzystuje się w oczyszczaniu ścieków (procesy elektrokoagulacji, elektroekstrakcji i elektroflotacji). Metoda czyszczenia elektrochemicznego jest jedną z najczęściej stosowanych. Do elektrolizy stosuje się anody nierozpuszczalne (magnetyt, tlenek ołowiu, grafit, mangan, które są nakładane na bazę tytanową) lub rozpuszczalne (aluminium, żelazo).

Metodę tę stosuje się do oddzielania toksycznych substancji organicznych i nieorganicznych od wody. Na przykład rury miedziane są odkamieniane roztworem kwasu siarkowego, a następnie ścieki przemysłowe muszą zostać oczyszczone poprzez elektrolizę za pomocą nierozpuszczalnej anody. Na katodzie wydziela się miedź, którą można ponownie wykorzystać w tym samym przedsiębiorstwie.

Ścieki alkaliczne oczyszcza się metodą elektrolizy w celu usunięcia związków cyjanku. Aby przyspieszyć utlenianie cyjanków, zwiększyć przewodność elektryczną i zaoszczędzić energię, do wody stosuje się dodatek w postaci chlorku sodu.

Elektrolizę przeprowadza się za pomocą anody grafitowej i katody stalowej. Cyjanki ulegają zniszczeniu podczas utleniania elektrochemicznego i przez chlor uwalniający się na anodzie. Skuteczność takiego czyszczenia jest bliska 100%.

Oprócz bezpośredniego czyszczenia elektrochemicznego można go włączyć do procesu elektrolizy koagulacja. Eliminując dodatek soli, elektrolizę przeprowadza się za pomocą rozpuszczalnych anod aluminiowych lub żelaznych. Wtedy nie tylko zanieczyszczenia na anodzie zostaną zniszczone, ale sama anoda ulegnie rozpuszczeniu. Tworzą się aktywne, zdyspergowane związki, które koagulują (zagęszczają) rozproszone zanieczyszczenia koloidalne.

Metoda ta jest skuteczna w oczyszczaniu ścieków z tłuszczów, produktów naftowych, barwników, olejów, substancji radioaktywnych itp. Nazywa się ją elektrokoagulacją.

Galwanizacja to elektrolityczne nakładanie niektórych metali w celu zabezpieczenia wyrobów przed korozją i nadania im odpowiedniej estetyki (powlekanie odbywa się za pomocą chromu, niklu, srebra, złota, platyny itp.). Przedmiot jest dokładnie czyszczony, odtłuszczany i stosowany jako katoda w kąpieli elektrolitycznej, do której wlewa się roztwór soli metalu, którym ma być pokryty przedmiot.

Jako anodę stosuje się płytkę z tego samego metalu. Z reguły stosuje się parę płytek anodowych, a pomiędzy nimi umieszcza się przedmiot przeznaczony do galwanizacji.

Galwanizacja to osadzanie metalu na powierzchni różnych ciał w celu odtworzenia ich kształtu: formy do odlewania części, rzeźby, matryce drukarskie itp.

Galwaniczne osadzanie metalu na powierzchni przedmiotu jest możliwe tylko wtedy, gdy ta powierzchnia lub cały przedmiot jest przewodnikiem prądu elektrycznego, dlatego pożądane jest stosowanie metali do produkcji modeli lub form. Do tego celu najlepiej nadają się metale niskotopliwe: ołów, cyna, lutowie, stop Wooda.

Metale te są miękkie, łatwe w obróbce narzędziami do obróbki metali oraz łatwe do grawerowania i odlewania. Po nałożeniu warstwy galwanicznej i wykończeniu, z gotowego produktu wytapia się metal formy.

Jednak największe możliwości tworzenia modeli nadal dają materiały dielektryczne. Aby metalizować takie modele, konieczne jest nadanie ich powierzchni przewodności elektrycznej. Sukces lub porażka ostatecznie zależy głównie od jakości warstwy przewodzącej. Warstwę tę można nakładać na jeden z trzech sposobów.

Najczęstszym sposobem jest grafityzacja nadaje się do modeli wykonanych z plasteliny i innych materiałów umożliwiających rozcieranie grafitu na powierzchni.

Następna sztuczka - brązownictwo metoda jest dobra w przypadku modeli o stosunkowo skomplikowanych kształtach, dla różnych materiałów, jednak ze względu na grubość warstwy brązu odwzorowanie drobnych detali jest nieco zniekształcone.

I w końcu srebrzenie, odpowiedni we wszystkich przypadkach, ale szczególnie niezbędny w przypadku delikatnych modeli o bardzo skomplikowanych kształtach - roślin, owadów itp.

Chemiczne źródła prądu

Elektroliza to także główny proces, w ramach którego działają najnowocześniejsze chemiczne źródła energii, takie jak baterie i akumulatory. Z elektrolitem stykają się dwie elektrody.

Bateria cytrynowa (kliknij na zdjęcie, aby powiększyć)

Działanie chemicznych źródeł prądu polega na występowaniu przestrzennie oddzielonych procesów w zamkniętym obwodzie zewnętrznym: na anodzie ujemnej następuje utlenienie środka redukującego, powstałe wolne elektrony przechodzą przez obwód zewnętrzny do katody dodatniej, tworząc prąd wyładowczy , gdzie biorą udział w reakcji redukcji środka utleniającego. Zatem przepływ ujemnie naładowanych elektronów przez obwód zewnętrzny przechodzi od anody do katody, to znaczy od elektrody ujemnej do dodatniej.

Elektroliza to proces rozkładu substancji pod wpływem prądu elektrycznego ( prąd elektryczny).

Historia odkrycia elektrolizy

Słowo elektroliza pochodzi od greckiego (ἤλεκτρον) [ɛ̌ːlektron] „bursztyn” i λύσις „rozpuszczanie”.

Krótka chronologia historii elektrolizy:

• 1785 – Martinus van Marum użył generatora elektrostatycznego do wytrącenia (ekstrakcji) cyny, cynku i antymonu z ich soli za pomocą elektrolizy (Encyklopedia Britannica, wydanie 3 (1797), tom 1, strona 225).
• 1800 - William Nicholson i Anthony Carlyle (przy udziale Johanna Rittera) dokonali podziału wody na wodór i tlen.
• 1807 – Sir Humphry Davy odkrył pierwiastki chemiczne: potas, sód, bar, wapń i magnez za pomocą elektrolizy.
• 1833 - Michael Faraday odkrywa swoje dwa prawa elektrolizy i podaje ich matematyczne sformułowanie i wyjaśnienie.
• 1875 - Paul Emile Lecoq de Boisbaudran odkrył gal za pomocą elektrolizy.
• 1886 – Henri Moissan odkrył fluor za pomocą elektrolizy.
• 1886 - Opracowano proces Halla-Heroux w celu produkcji aluminium z tlenku glinu.
• 1890 - Opracowano proces Castnera-Kellnera wytwarzania wodorotlenku sodu.

Krótki opis elektrolizy

Elektroliza zachodzi, gdy bezpośredni (bezpośredni) prąd elektryczny przepływa przez zjonizowaną substancję, która może być stopiona lub roztworem, w którym ta właśnie substancja rozpada się na jony (elektrolityczna dysocjacja cząsteczek) i stanowi elektrolit. Kiedy prąd elektryczny przechodzi przez taki stan substancji, gdy jest on reprezentowany przez jony, zachodzi elektrochemiczna reakcja utleniania i redukcji.

Na jednej elektrodzie jony jednego rodzaju ulegną utlenieniu, a na drugiej redukcji, co bardzo często objawia się wydzieleniem gazu, czyli wytrąceniem się substancji w postaci nierozpuszczalnego osadu chemicznego. Podczas elektrolizy jony zwane anionami otrzymują brakujące im elektrony i przestają być jonami, a jony innego typu – kationy, oddają dodatkowe elektrony i również przestają być jonami.

Elektroliza Nie mogę występują tam, gdzie nie ma jonów, na przykład w krysztale soli lub w stałych polimerach (żywice, tworzywa sztuczne). Jeśli kryształ soli zostanie rozpuszczony w odpowiednim rozpuszczalniku, w którym rozpada się na jony, wówczas w takim ciekłym ośrodku możliwy jest proces elektrolizy, ponieważ roztworem jest elektrolit. Wszystkie elektrolity są przewodnikami drugi rodzaj, w którym może istnieć prąd elektryczny.

Proces elektrolizy wymaga co najmniej dwóch elektrod, które stanowią źródło prądu. Pomiędzy tymi dwiema elektrodami prąd elektryczny przepływa przez elektrolit lub stop, a obecność tylko jednej elektrody nie zapewnia zamkniętego obwodu elektrycznego i dlatego nie może przepływać prąd.

Jako elektrody można zastosować dowolne materiały zapewniające wystarczającą przewodność. Mogą to być metale i ich stopy, grafit, materiały półprzewodnikowe. Właściwości elektrochemiczne elektrod mają kluczowe znaczenie w komercyjnym (przemysłowym) zastosowaniu elektrolizy, ponieważ mogą znacznie obniżyć koszty produkcji oraz poprawić jakość i szybkość procesu elektrochemicznego, jakim jest elektroliza.

Proces elektrolizy

Cały sens procesu elektrolizy polega na przekształceniu jonów roztworu (stopu) w atomy poprzez dodanie lub odejmowanie elektronów. Zmiana ta następuje z powodu zewnętrznego obwodu elektrycznego, w którym istnieje prąd elektryczny. W takim obwodzie koniecznie musi istnieć źródło energii elektrycznej, które jest dostawcą elektronów na jedną elektrodę - katodę, i rodzajem pompy, która wypompowuje elektrony na drugiej elektrodzie - anodzie. Na katodzie zawsze jest nadmiar elektronów i kationy (+) poruszają się w jej stronę, aby przyjąć brakujące elektrony i stają się atomami, natomiast na anodzie brakuje elektronów i aniony (-) poruszają się w jej stronę, które mają dodatkowe elektrony na ich orbicie, aby je oddać i stać się neutralnymi atomami.

Elektroliza

Procesy zachodzące podczas elektrolizy są odwrotne do procesów zachodzących podczas pracy ogniwa galwanicznego. Jeśli podczas działania ogniwa galwanicznego energia spontanicznej reakcji redoks zostanie zamieniona na energię elektryczną, wówczas podczas elektrolizy zachodzi reakcja chemiczna pod wpływem energii prądu elektrycznego.

Elektroliza to proces redoks zachodzący na elektrodach, gdy prąd elektryczny przepływa przez roztwór lub stopiony elektrolit.

Elektrolizę przeprowadza się w elektrolizerach, których głównymi elementami są dwie elektrody zanurzone w przewodniku jonowym (elektrolicie) i podłączone do zacisków źródła prądu stałego.

Nazywa się elektrodę podłączoną do bieguna ujemnego źródła prądu katoda, i z pozytywnym - anoda.

Po przyłożeniu napięcia na katodzie zachodzą procesy redukcji, a na anodzie procesy utleniania.

Anody mogą być nierozpuszczalne (z węgla, grafitu, platyny i irydu) i rozpuszczalne (z miedzi, srebra, cynku, kadmu i niklu). Rozpuszczalna anoda ulega utlenieniu, tj. wysyła elektrony do obwodu zewnętrznego.

Elektroliza stopu przebiega według następującego schematu:

1. aniony powstałe podczas topienia elektrolitu w kolejności rosnącej ich potencjałów elektrod (j 0)

2. katody są redukowane na katodzie w kolejności malejącej j 0 .

Na przykład 2NaCl ® 2Na + Cl 2 K (-) 2Na + + 2e = 2Na 0

stop A (+) 2Cl - - 2e = Cl 2

Przy określaniu produktów elektrolizy wodnych roztworów elektrolitów należy wziąć pod uwagę możliwość udziału cząsteczek wody w reakcjach redoks, materiał, z którego wykonana jest anoda, charakter jonów oraz warunki elektrolizy.

Tabela 3 - Ogólne zasady zapisywania równań elektrolizy

wodne roztwory elektrolitów

1. Elektroliza roztworu NaCl (anoda obojętna)

K(-): Na+; H2O

H 2 O + 2e ® H 2 + 2OH -

A (+): Cl-; H2O

2 Cl - - 2е ® Cl2

2H2O +2NaCl e-mail aktualny H2 + Cl2 + 2NaOH

W efekcie na katodzie wydziela się H2, na anodzie Cl2, a w przestrzeni katodowej elektrolizera gromadzi się NaOH

2. Elektroliza roztworu ZnSO 4 (anoda obojętna)

K(-): Zn2+; H2O

Zn 2+ + 2e ® Zn 0

2H 2O + 2e® H 2 + 2OH -

A (+): 2H 2O – 4e® O 2 + 4H +

Zn 2+ +4H 2 O ® Zn + H 2 + O 2 + 2OH - + 4H +

Po redukcji cząsteczek H 2 O i dodaniu jonów SO 4 2- do obu stron równania otrzymujemy molekularne równanie elektrolizy:

ZnSO4 + 2H2O e-mail aktualny Zn + H 2 + O 2 + H 2 SO 4

3. Elektroliza roztworu K 2 SO 4 (anoda obojętna)

K(-): K+; H2O

H 2 O + 2e ® H 2 + 2OH -

A (+): SO4 2-; H2O

2H 2O – 4e® O 2 + 4H +

2H 2O + 2e e-mail aktualny O2 + 2H2

te. elektroliza roztworu siarczanu potasu sprowadza się do rozkładu wody. Stężenie soli w roztworze wzrasta.

4. Elektroliza roztworu ZnSO 4 z anodą cynkową.

K(-): Zn2+; H2O

Zn 2+ + 2e ® Zn 0

2H 2O + 2e® H 2 + 2OH -

A(+): Zn0; H2O

Zn 0 -2е ® Zn 2+

Zn 0 + Zn 2+ ® Zn 2+ + Zn 0

Te. elektroliza roztworu ZnSO4 z anodą cynkową sprowadza się do przeniesienia cynku z anody na katodę.

Istnieją zależności pomiędzy ilością substancji uwalnianej na elektrodach podczas elektrolizy, ilością prądu przechodzącego przez roztwór i czasem elektrolizy, wyrażone prawem Faradaya.

Pierwsze prawo Faradaya: masa substancji uwolnionej lub rozpuszczonej na elektrodach jest wprost proporcjonalna do ilości prądu przepływającego przez roztwór:

m = --------- ; gdzie m jest masą substancji uwolnionej na elektrodach,

FM E – masa molowa równoważnika substancji, g/mol,

I – siła prądu, A;

t - czas elektrolizy, sek.;

F – stała Faradaya (96500 C/mol).

Drugie prawo Faradaya: dla pewnej ilości energii elektrycznej przepływającej przez roztwór stosunek mas przereagowanych substancji jest równy stosunkowi mas molowych ich równoważników chemicznych:

Konst

JA 1 JA 2 JA 3

Aby wyizolować lub rozpuścić 1 równoważnik molowy dowolnej substancji, przez roztwór lub stop należy przepuścić taką samą ilość energii elektrycznej, równą 96 500 C. Ta ilość nazywa się Stała Faradaya.

Ilość substancji uwolnionej na elektrodzie podczas przepływu 1 C prądu nazywa się jej odpowiednik elektrochemiczny (ε ).

ε = . -------- , gdzie ε jest elektrochemiczne

Odpowiednik F

Me – masa molowa równoważnika

element (substancja); , g/mol

F – stała Faradaya, C/mol.

Tabela 4 - Elektrochemiczne odpowiedniki niektórych pierwiastków

kation	Ja, g/mol	ε, mg	Anion	Ja, g/mol	ε, mg
Ag + Al 3+ Au3+ Ba 2+ Ca 2+ Cd 2+ Cr 3+ Cu 2+ Fe 2+ Fe 3+ H + K + Li + Mg 2+ Mn 2+ Na + Ni 2+ Pb 2+ Sn 2+ Sr 2+ Zn 2+	107,88 8,99 65,70 58,70 20,04 56,20 17,34 31,77 27,92 18,61 1,008 39,10 6,94 12,16 27,47 22,90 29,34 103,60 59,40 43,80 32,69	1,118 0,93 0,681 0,712 0,208 0,582 0,179 0,329 0,289 0,193 0,0105 0,405 0,072 0,126 0,285 0,238 0,304 1,074 0,616 0,454 0,339	Br - BrO 3 - Cl - ClO 3 - HCOO - CH 3 COO - CN - CO 3 2- C 2 O 4 2- CrO 4 2- F - I - NO 3 - IO 3 - OH - S 2- SO 4 2 - Se 2- SiO 3 2-	79,92 127,92 35,46 83,46 45,01 59,02 26,01 30,00 44,50 58,01 19,00 126,42 174,92 62,01 17,00 16,03 48,03 39,50 38,03	0,828 1,326 0,368 0,865 0,466 0,612 0,270 0,311 0,456 0,601 0,197 1,315 1,813 0,643 0,177 0,170 0,499 0,411 0,395

Procesy utleniania i redukcji leżą u podstaw działania chemicznych źródeł energii, takich jak baterie.

Baterie to ogniwa galwaniczne, w których możliwe są odwracalne procesy ładowania i rozładowywania, przeprowadzane bez dodatku substancji biorących udział w ich działaniu.

Aby przywrócić zużytą energię chemiczną, akumulator jest ładowany poprzez przepuszczanie prądu z zewnętrznego źródła. W tym przypadku na elektrodach zachodzą reakcje elektrochemiczne, odwrotne do tych, które miały miejsce, gdy akumulator działał jako źródło prądu.

Najpopularniejsze obecnie są akumulatory ołowiowe, w których elektrodą dodatnią jest dwutlenek ołowiu PbO 2, a elektrodą ujemną jest metaliczny Pb.

Jako elektrolit stosuje się 25-30% roztwór kwasu siarkowego, dlatego akumulatory ołowiowe nazywane są również akumulatorami kwasowymi.

Procesy zachodzące podczas rozładowywania i ładowania akumulatora można podsumować w następujący sposób: rozładowanie

Pb 0 + Pb +4 O 2 + 4H + + 2SO 4 2- « 2Pb 0 +2SO 4 2- + 2H 2 O

Oprócz baterii ołowiowych w praktyce stosuje się baterie alkaliczne: niklowo-kadmowe, niklowo-żelazowe.

Tabela 5 - Rodzaje akumulatorów

Elektrolizer to specjalne urządzenie przeznaczone do oddzielania składników związku lub roztworu za pomocą prądu elektrycznego. Urządzenia te znajdują szerokie zastosowanie w przemyśle m.in. do otrzymywania aktywnych składników metalicznych z rudy, oczyszczania metali, nakładania powłok metalowych na produkty. Są rzadko używane do codziennego użytku, ale można je również znaleźć. W szczególności oferowane są urządzenia do użytku domowego, które pozwalają określić stopień skażenia wody lub uzyskać tzw. wodę „żywą”.

Podstawą działania urządzenia jest zasada elektrolizy, której odkrywcą uważany jest za słynnego zagranicznego naukowca Faradaya. Jednak pierwszy elektrolizer wody został stworzony 30 lat przed Faradaya przez rosyjskiego naukowca Petrov. W praktyce udowodnił, że wodę można wzbogacać w stanie katodowym lub anodowym. Pomimo tej niesprawiedliwości jego praca nie poszła na marne i przyczyniła się do rozwoju technologii. Obecnie wynaleziono i z powodzeniem stosuje się wiele rodzajów urządzeń działających na zasadzie elektrolizy.

Co to jest

Elektrolizer działa dzięki zewnętrznemu źródłu prądu dostarczającemu prąd elektryczny. W uproszczeniu urządzenie wykonane jest w postaci obudowy, w której zamontowane są dwie lub więcej elektrod. Wewnątrz obudowy znajduje się elektrolit. Po przyłożeniu prądu elektrycznego roztwór rozkłada się na wymagane składniki. Dodatnio naładowane jony jednej substancji kierowane są do ujemnie naładowanej elektrody i odwrotnie.

Główną cechą takich jednostek jest produktywność. Oznacza to, że jest to ilość roztworu lub substancji, którą instalacja może przetworzyć w określonym czasie. Parametr ten jest wskazany w nazwie modelu. Jednak mogą na to wpływać również inne wskaźniki: siła prądu, napięcie, rodzaj elektrolitu i tak dalej.

Gatunki i typy

W zależności od konstrukcji anody i umiejscowienia przewodnika, elektrolizer może być trzech typów; są to jednostki z:

1. Prasowane, pieczone anody.
2. Ciągła anoda samozapiekająca się oraz przewód boczny.
3. Ciągła anoda samozapiekająca się, a także górny przewodnik prądowy.

Elektrolizery stosowane do roztworów można podzielić na:

• Suchy.
• Przepływ przez.
• Membrana.
• Membrana.

Urządzenie

Konstrukcje jednostek mogą być różne, ale wszystkie działają na zasadzie elektrolizy.

Urządzenie w większości przypadków składa się z następujących elementów:

• Obudowa przewodząca elektrycznie.
• Katoda.
• Anoda.
• Rury przeznaczone do wprowadzania elektrolitu, a także usuwania substancji powstałych w trakcie reakcji.

Elektrody są hermetycznie zamknięte. Zazwyczaj prezentowane są w formie cylindrów, które komunikują się z otoczeniem zewnętrznym za pomocą rur. Elektrody wykonane są ze specjalnych materiałów przewodzących. Na katodzie osadza się metal lub kierowane są na nią jony wydzielonego gazu (podczas rozszczepiania wody).

W przemyśle metali nieżelaznych często wykorzystuje się specjalistyczne urządzenia do elektrolizy. Są to bardziej złożone instalacje, które mają swoje własne cechy. Zatem elektrolizer do oddzielania magnezu i chloru wymaga kąpieli składającej się ze ścianek czołowych i wzdłużnych. Jest wyłożony cegłami ogniotrwałymi i innymi materiałami, a także podzielony przegrodą na komorę elektrolizy i ogniwo, w którym gromadzą się produkty końcowe.

Cechy konstrukcyjne każdego rodzaju takiego sprzętu umożliwiają rozwiązanie tylko określonych problemów związanych z zapewnieniem jakości uwalnianych substancji, szybkości reakcji, energochłonności instalacji i tak dalej.

Zasada działania

W urządzeniach do elektrolizy prąd elektryczny przewodzą wyłącznie związki jonowe. Dlatego po opuszczeniu elektrod do elektrolitu i włączeniu prądu elektrycznego zaczyna w nim płynąć prąd jonowy. Na katodę kierowane są cząstki dodatnie w postaci kationów, na przykład wodór i różne metale. Aniony, czyli jony naładowane ujemnie, przepływają do anody (tlen, chlor).

Zbliżając się do anody, aniony tracą swój ładunek i stają się cząstkami obojętnymi. W rezultacie osadzają się na elektrodzie. Podobne reakcje zachodzą na katodzie: kationy pobierają elektrony z elektrody, co prowadzi do ich neutralizacji. W efekcie na elektrodzie osadzają się kationy. Na przykład, gdy woda pęka, powstaje wodór, który unosi się do góry w postaci pęcherzyków. Aby zebrać ten gaz, nad katodą budowane są specjalne rury. Za ich pośrednictwem wodór dostaje się do wymaganego pojemnika, po czym można go wykorzystać zgodnie z jego przeznaczeniem.

Zasada działania w konstrukcjach różnych urządzeń jest ogólnie podobna, ale w niektórych przypadkach mogą występować ich własne cechy. Zatem w jednostkach membranowych stosuje się stały elektrolit w postaci membrany, która ma bazę polimerową. Główną cechą takich urządzeń jest podwójne przeznaczenie membrany. Warstwa ta może transportować protony i jony, w tym elektrody oddzielające i końcowe produkty elektrolizy.

Urządzenia membranowe stosuje się w przypadkach, gdy nie można dopuścić do dyfuzji końcowych produktów procesu elektrolizy. W tym celu stosuje się porowatą membranę, która jest wykonana ze szkła, azbestu lub ceramiki. W niektórych przypadkach jako taką membranę można zastosować włókna polimerowe lub watę szklaną.

Aplikacja

Elektrolizery są szeroko stosowane w różnych gałęziach przemysłu. Ale pomimo prostej konstrukcji ma różne konstrukcje i funkcje. Sprzęt ten służy do:

• Ekstrakcja metali nieżelaznych (magnezu, aluminium).
• Otrzymywanie pierwiastków chemicznych (rozkład wody na tlen i wodór, produkcja chloru).
• Oczyszczanie ścieków (odsalanie, dezynfekcja, dezynfekcja z jonów metali).
• Przetwórstwo różnorodnych produktów (demineralizacja mleka, solenie mięsa, elektroaktywacja płynów spożywczych, ekstrakcja azotanów i azotynów z produktów roślinnych, ekstrakcja białka z alg, grzybów i odpadów rybnych).

W medycynie instalacje wykorzystywane są na intensywnej terapii do detoksykacji organizmu człowieka, czyli do tworzenia roztworów podchlorynu sodu o wysokiej czystości. W tym celu wykorzystuje się urządzenie przepływowe z elektrodami tytanowymi.

Instalacje do elektrolizy i elektrodializy są szeroko stosowane do rozwiązywania problemów środowiskowych i odsalania wody. Ale jednostki te są rzadko używane ze względu na ich wady: złożoność projektu i ich działanie, zapotrzebowanie na prąd trójfazowy i wymóg okresowej wymiany elektrod z powodu ich rozpuszczania.

Instalacje takie wykorzystywane są także w życiu codziennym, np. do pozyskiwania „żywej” wody, a także jej oczyszczania. W przyszłości możliwe będzie stworzenie miniaturowych jednostek, które będą wykorzystywane w samochodach do bezpiecznego wytwarzania wodoru z wody. Wodór stanie się źródłem energii, a samochód będzie można zasilać zwykłą wodą.

Jeżeli dwie elektrody zostaną zanurzone w elektrolicie i podłączone do źródła prądu, wówczas ujemnie naładowane jony (aniony) znajdujące się w elektrolicie zaczną być przyciągane do elektrody dodatniej (anody), a dodatnio naładowane jony (kationy) do elektrody elektroda ujemna (katoda) - w obwodzie pojawi się prąd stały.

Kationy po dotarciu do powierzchni katody przyłączają do siebie elektrony metali (odzyskują); Aniony na anodzie oddadzą swoje elektrony (utleniają się).

Powyższy rysunek przedstawia najprostszy przypadek elektrolizy - w stopie chlorek sodu dysocjuje na kationy sodu i aniony chloru. Pod wpływem prądu elektrycznego Na + ulegają redukcji na katodzie, Cl - - utleniają się na anodzie.

Równanie elektrolizy będzie wyglądało następująco:

2Na + +Cl - = 2Na 0 +Cl 2 0 2NaCl = 2Na+Cl

W wyniku elektrolizy na anodzie wydziela się gazowy chlor, a na katodzie metaliczny sód.

Reakcja redoks zachodząca podczas elektrolizy zachodzi pod wpływem energii elektrycznej – bez zewnętrznego źródła energii nie będzie to możliwe.

Należy zauważyć, że elektroliza w rozwiązanie elektrolit i elektroliza w stopić elektrolit - trochę inne rzeczy.

Niuans polega na tym, że w wodnym roztworze elektrolitu oprócz jonów metali i pozostałości kwasowych występują również produkty dysocjacji wody, które należy wziąć pod uwagę.

Zasady elektrolizy roztworów wodnych

• Elektroliza na katodzie zależy tylko od położenie metalu w szeregu napięcia elektrochemicznego:
  • jeśli kation elektrolitu znajduje się na lewo od glinu (włącznie), woda na katodzie ulega redukcji wraz z uwolnieniem wodoru, a kationy metali pozostają w roztworze:
    2H 2 O+2e - = H 2 +2OH - (Li...Al)
  • jeśli kation elektrolitu znajduje się pomiędzy glinem a wodorem, na katodzie redukują się zarówno kationy wody, jak i metali;
    Me n+ +ne - = Me 0 ; 2H 2 O+2e - = H 2 +2OH - (Mn...Pb)
  • jeśli kation elektrolitu znajduje się na prawo od wodoru, na katodzie redukują się tylko kationy metali:
    Me n+ +ne - = Me 0 (Cu...Au)
  • Jeżeli w roztworze elektrolitu znajduje się kilka metali, kationy metalu znajdującego się na prawo od pozostałych w szeregu napięcia ulegają redukcji w pierwszej kolejności.
• Elektroliza na anodzie zależy tylko od materiał, z którego wykonana jest anoda:
  • w przypadku anody rozpuszczalnej (metale, które ulegają utlenieniu podczas elektrolizy – żelazo, miedź, cynk, srebro) – zawsze zachodzi proces utleniania metalu anody:
    Me 0 -ne - = Me n+
  • w przypadku anody nierozpuszczalnej (złoto, platyna, grafit):
    • Proces utleniania anionów zachodzi podczas elektrolizy roztworów soli kwasów beztlenowych, z wyjątkiem fluorków:
      Ac m -me - = Ac 0
    • w pozostałych przypadkach zachodzi proces utleniania wody (elektroliza hydroksykwasów i fluorków) – anion pozostaje w roztworze:
      2H 2O-4e - = 4H + +O 2
    • Podczas elektrolizy roztworów alkalicznych jony wodorotlenkowe ulegają utlenieniu:
      4OH - -4e - = 2H 2 O+O 2
  • aktywność redukująca anionów maleje w szeregu (odpowiednio wzrasta zdolność do utleniania): I - ; Br-; S2-; Cl-; OH - ; SO42-; NR 3 - ; F-

Przemysłowe zastosowania elektrolizy

• Izolacja i oczyszczanie metali.
• Produkcja aluminium, magnezu, sodu, kadmu.
• Produkcja alkaliów, chloru, wodoru.
• Oczyszczanie miedzi, niklu, ołowiu.
• Procesy natryskiwania powłok ochronnych chroniących metale przed korozją.

Przykłady rozwiązywania problemów elektrolizy

1. Napisz równanie elektrolizy roztworu chlorku potasu dla nierozpuszczalnej anody.

• KCl → K + +Cl -
• elektroliza na anodzie (+):
  2Cl - -2e - = Cl 2 0
• elektroliza na katodzie (-):
  2H 2O+2e - = H 2 +2OH -
• Całkowite równanie jonowe:
  2H 2O+2Cl - = H 2 +Cl 2 +2OH -
• Równanie molekularne:
  2KCl+2H2O = H2+Cl2+2KOH

2. Napisz równanie elektrolizy roztworu chlorku potasu dla anody miedzianej (rozpuszczalnej).

• KCl → K + +Cl -
• anoda(+):
  Cu 0 -2e - = Cu 2+
• Podczas procesu elektrolizy jony miedzi przemieszczają się z anody do katody (uwolnienie czystej miedzi na katodzie):
  Cu 2+ +2e - = Cu 0
• Stężenie chlorku potasu w roztworze pozostaje stałe, dlatego nie można zapisać ogólnego równania elektrolizy dla rozpuszczalnej anody.

3. Napisz równanie elektrolizy roztworu wodorotlenku sodu.

• NaOH → Na + +OH -
• elektroliza na anodzie(+):
  4OH - +4e - = O2 +2H2O
• elektroliza na katodzie(-):
  2H 2O+2e - = H 2 +2OH -
• Równania podsumowujące:
  4H 2O+4OH - = 2H 2 +O 2 +4OH - +2H 2O
  2H 2 O = 2H 2 + O 2

4. Napisz równanie elektrolizy roztworu chlorku cynku za pomocą elektrod węglowych.

• ZnCl 2 → Zn 2+ +2Cl -
• elektroliza na anodzie(+):
  2Cl - -2e - = Cl2
• katoda(-):
  Zn 2+ +2e - = Zn 0
  2H 2O+2e - = H 2 +2OH -
• Nie można zapisać ogólnego równania elektrolizy, ponieważ nie wiadomo, ile energii elektrycznej zużywa się na redukcję wody, a ile na redukcję jonów cynku.

5. Napisz równanie elektrolizy wodnego roztworu azotanów miedzi (II) i srebra za pomocą nierozpuszczalnych elektrod.

• Cu(NO 3) 2 → Cu 2+ +2NO 3 -
  AgNO 3 → Ag + +NO 3 -
• elektroliza na anodzie(+):
  2H2O-4e - = O2+4H+
• elektroliza na katodzie(-):
  Cu 2+ +2e - = Cu 0
  Ag + +e - = Ag 0
• W zależności od pozycji metali w szeregu naprężeń (patrz wyżej), w pierwszej kolejności zostaną zredukowane kationy srebra, a w ostatniej kolejności kationy miedzi.
• Równania jonowe:
  4Ag + +2H2O = 4Ag0 +O2 +4H+
  2Cu 2+ +2H 2 O = 2Cu 0 +O 2 +4H +
• Równania molekularne:
  4AgNO 3 +2H 2 O = 4Ag+O 2 +4HNO 3
  2Cu(NO 3) 2 +2H 2 O = 2Cu+O 2 +4HNO 3