Ηλεκτρόλυση — αρχή δράσης, σκοπός και εφαρμογή
Διαδικασίες ηλεκτρόλυσης
Η ηλεκτρόλυση είναι ευρέως διαδεδομένη στη μη σιδηρούχα μεταλλουργία και σε μια σειρά από χημικές βιομηχανίες. Μέταλλα όπως το αλουμίνιο, ο ψευδάργυρος, το μαγνήσιο λαμβάνονται κυρίως με ηλεκτρόλυση. Επιπλέον, η ηλεκτρόλυση χρησιμοποιείται για τον καθαρισμό (καθαρισμό) του χαλκού, του νικελίου, του μολύβδου, καθώς και για την παραγωγή υδρογόνου, οξυγόνου, χλωρίου και μιας σειράς άλλων χημικών ουσιών.
Η ουσία της ηλεκτρόλυσης είναι ο διαχωρισμός των σωματιδίων της ουσίας από τον ηλεκτρολύτη όταν ένα συνεχές ρεύμα διέρχεται από το ηλεκτρολυτικό λουτρό και η απόθεσή τους σε ηλεκτρόδια βυθισμένα στο λουτρό (ηλεκτροεξαγωγή) ή όταν ουσίες μεταφέρονται από το ένα ηλεκτρόδιο μέσω του ηλεκτρολύτη στο άλλο ( ηλεκτρολυτική διύλιση). Και στις δύο περιπτώσεις, ο στόχος των διαδικασιών είναι να ληφθούν όσο το δυνατόν καθαρότερες ουσίες που δεν είναι μολυσμένες με ακαθαρσίες.
Σε αντίθεση ηλεκτρονική αγωγιμότητα μέταλλα σε ηλεκτρολύτες (διαλύματα αλάτων, οξέων και βάσεων στο νερό και σε ορισμένους άλλους διαλύτες, καθώς και σε τηγμένες ενώσεις), παρατηρείται ιοντική αγωγιμότητα.
Οι ηλεκτρολύτες είναι αγωγοί δεύτερης κατηγορίας.Σε αυτά τα διαλύματα και τα τήγματα, λαμβάνει χώρα ηλεκτρολυτική διάσταση - η αποσύνθεση θετικά και αρνητικά φορτισμένων ιόντων.
Εάν τα ηλεκτρόδια που συνδέονται με μια πηγή ηλεκτρικής ενέργειας τοποθετηθούν σε ένα δοχείο με έναν ηλεκτρολύτη - έναν ηλεκτρολύτη, τότε ένα ιοντικό ρεύμα θα αρχίσει να ρέει σε αυτό και τα θετικά φορτισμένα ιόντα - κατιόντα θα μετακινηθούν στην κάθοδο (αυτά είναι κυρίως μέταλλα και υδρογόνο ), και αρνητικά φορτισμένα ιόντα — ανιόντα (χλώριο, οξυγόνο) — στην άνοδο.
Στην άνοδο, τα ανιόντα εγκαταλείπουν το φορτίο τους και γίνονται ουδέτερα σωματίδια που κατακάθονται στο ηλεκτρόδιο. Στην κάθοδο, τα κατιόντα παίρνουν ηλεκτρόνια από το ηλεκτρόδιο και επίσης εξουδετερώνονται, καθιζάνουν πάνω του και τα αέρια που απελευθερώνονται στα ηλεκτρόδια με τη μορφή φυσαλίδων ανεβαίνουν.
Ρύζι. 1. Διεργασίες κατά την ηλεκτρόλυση. Ηλεκτρικό κύκλωμα μπάνιου: 1 — λουτρό, 2 — ηλεκτρολύτης, 3 — άνοδος, 4 — κάθοδος, 5 — τροφοδοτικό
Το ηλεκτρικό ρεύμα στο εξωτερικό κύκλωμα είναι η κίνηση των ηλεκτρονίων από την άνοδο προς την κάθοδο (Εικ. 1). Σε αυτή την περίπτωση, το διάλυμα εξαντλείται, και για να διατηρηθεί η συνέχεια της διαδικασίας ηλεκτρόλυσης, πρέπει να εμπλουτιστεί. Έτσι εξάγονται ορισμένες ουσίες από τον ηλεκτρολύτη (ηλεκτροεκχύλιση).
Εάν το ηλεκτρόδιο τοποθετηθεί σε διάλυμα με ιόντα της ίδιας ουσίας από την οποία είναι κατασκευασμένο, τότε σε ένα ορισμένο δυναμικό μεταξύ του ηλεκτροδίου και του διαλύματος ούτε το ηλεκτρόδιο διαλύεται ούτε η ουσία εναποτίθεται πάνω του από το διάλυμα.
Αυτό το δυναμικό ονομάζεται κανονικό δυναμικό της ουσίας. Εάν εφαρμοστεί ένα πιο αρνητικό δυναμικό στο ηλεκτρόδιο, τότε θα ξεκινήσει η απελευθέρωση μιας ουσίας (καθοδική διαδικασία) σε αυτό, αλλά εάν είναι πιο θετικό, τότε θα αρχίσει η διάλυσή του (ανοδική διαδικασία).
Η τιμή των κανονικών δυναμικών εξαρτάται από τη συγκέντρωση ιόντων και τη θερμοκρασία. Είναι γενικά αποδεκτό να θεωρείται το κανονικό δυναμικό του υδρογόνου ως μηδέν. Ο Πίνακας 1 δείχνει τα κανονικά δυναμικά ηλεκτροδίων ορισμένων υδατικών διαλυμάτων ουσιών στους + 25 ° C.
Πίνακας 1. Κανονικά δυναμικά ηλεκτροδίων στους + 25 ° C
Εάν ο ηλεκτρολύτης περιέχει ιόντα διαφορετικών μετάλλων, τότε ιόντα με χαμηλότερο αρνητικό κανονικό δυναμικό (χαλκός, άργυρος, μόλυβδος, νικέλιο) διαχωρίζονται πρώτα στην κάθοδο. Τα μέταλλα των αλκαλικών γαιών είναι τα πιο δύσκολο να απομονωθούν. Επιπλέον, υπάρχουν πάντα ιόντα υδρογόνου σε υδατικά διαλύματα, τα οποία θα απελευθερωθούν νωρίτερα από όλα τα μέταλλα με αρνητικό κανονικό δυναμικό, επομένως, κατά την ηλεκτρόλυση του τελευταίου, σημαντική ή και το μεγαλύτερο μέρος της ενέργειας δαπανάται για την απελευθέρωση υδρογόνου. .
Με τη βοήθεια ειδικών μέτρων, είναι δυνατό να αποτραπεί η εξέλιξη του υδρογόνου εντός ορισμένων ορίων, αλλά μέταλλα με κανονικό δυναμικό μικρότερο από 1 V (για παράδειγμα, μαγνήσιο, αλουμίνιο, μέταλλα αλκαλικών γαιών) δεν μπορούν να ληφθούν με ηλεκτρόλυση από υδατικό διάλυμα. Λαμβάνονται με αποσύνθεση των τηγμένων αλάτων αυτών των μετάλλων.
Κανονικά δυναμικά ηλεκτροδίων των ουσιών που υποδεικνύονται στον πίνακα.1, είναι ελάχιστες από τις οποίες ξεκινά η διαδικασία ηλεκτρόλυσης, στην πράξη απαιτούνται μεγάλες τιμές του δυναμικού για την ανάπτυξη της διαδικασίας.
Η διαφορά μεταξύ του πραγματικού δυναμικού ενός ηλεκτροδίου κατά την ηλεκτρόλυση και του κανονικού δυναμικού του ονομάζεται υπέρταση. Αυξάνει τις απώλειες ενέργειας κατά την ηλεκτρόλυση.
Από την άλλη πλευρά, η αύξηση της υπέρτασης για ιόντα υδρογόνου καθιστά δύσκολη την απελευθέρωσή του στην κάθοδο, γεγονός που καθιστά δυνατή τη λήψη με ηλεκτρόλυση από υδατικά διαλύματα ενός αριθμού μετάλλων που είναι πιο αρνητικά από το υδρογόνο, όπως ο μόλυβδος, ο κασσίτερος, το νικέλιο. , κοβάλτιο, χρώμιο ακόμα και ψευδάργυρο. Αυτό επιτυγχάνεται με τη διεξαγωγή της διαδικασίας σε αυξημένες πυκνότητες ρεύματος στα ηλεκτρόδια, καθώς και με την εισαγωγή ορισμένων ουσιών στον ηλεκτρολύτη.
Η πορεία των καθοδικών και ανοδικών αντιδράσεων κατά την ηλεκτρόλυση καθορίζεται από τους ακόλουθους δύο νόμους του Faraday.
1. Η μάζα της ουσίας md που απελευθερώνεται κατά την ηλεκτρόλυση στην κάθοδο ή που περνά από την άνοδο στον ηλεκτρολύτη είναι ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που διέρχεται από τον ηλεκτρολύτη Azτ: me = α/τ, εδώ a είναι το ηλεκτροχημικό ισοδύναμο της ουσίας , g / C.
2. Η μάζα της ουσίας που απελευθερώνεται κατά την ηλεκτρόλυση με την ίδια ποσότητα ηλεκτρισμού είναι ευθέως ανάλογη με την ατομική μάζα της ουσίας Α και αντιστρόφως ανάλογη με το σθένος της n: mNS = A / 96480n, εδώ 96480 είναι ο αριθμός Faraday, C x mol -1.
Με αυτόν τον τρόπο, το ηλεκτροχημικό ισοδύναμο μιας ουσίας α= A / 96480n αντιπροσωπεύει τη μάζα μιας ουσίας σε γραμμάρια που απελευθερώνεται από μια μονάδα ποσότητας ηλεκτρισμού που διέρχεται από το ηλεκτρολυτικό λουτρό — ένα κουλόμπ (αμπέρ-δευτερόλεπτο).
Για χαλκό A = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 g / C, για νικέλιο α = 0,000304 g / C, για ψευδάργυρο α = 0,00034 g / C
Ο λόγος της μάζας της ουσίας που πράγματι απελευθερώνεται προς τη μάζα της που θα έπρεπε να είχε απελευθερωθεί σύμφωνα με το νόμο του Faraday ονομάζεται τρέχουσα απόδοση της ουσίας η1.
Επομένως, για μια πραγματική διεργασία mNS = η1 NS (A / 96480n) NS It
Φυσικά, πάντα η1
Η απόδοση ρεύματος εξαρτάται σημαντικά από την πυκνότητα ρεύματος του ηλεκτροδίου. Καθώς η πυκνότητα ρεύματος του ηλεκτροδίου αυξάνεται, η απόδοση του ρεύματος αυξάνεται και η απόδοση της διεργασίας αυξάνεται.
Η τάση Uel που πρέπει να τροφοδοτηθεί στον ηλεκτρολύτη αποτελείται από: την τάση διάσπασης Ep (δυνητική διαφορά ανοδικών και καθοδικών αντιδράσεων), το άθροισμα των ανοδικών και καθοδικών υπερτάσεων, την πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη Ep, την πτώση τάσης στον ηλεκτρολύτη Ue = IRep (Rep — ηλεκτρολυτική αντίσταση), πτώση τάσης σε ελαστικά, επαφές, ηλεκτρόδια Uc = I(Rw +Rto +RNS). Παίρνουμε: Uel = Ep + Ep + Ue + Us.
Η ισχύς που καταναλώνεται κατά την ηλεκτρόλυση είναι ίση με: Rel = IUmail = I(Ep + Ep + Ue + Uc)
Από αυτή την ισχύ, μόνο το πρώτο συστατικό χρησιμοποιείται για τη διεξαγωγή αντιδράσεων, το υπόλοιπο είναι απώλειες θερμότητας της διαδικασίας. Μόνο κατά την ηλεκτρόλυση των τηγμένων αλάτων, μέρος της θερμότητας που απελευθερώνεται στον ηλεκτρολύτη IUe χρησιμοποιείται χρήσιμα, καθώς δαπανάται για την τήξη των αλάτων που φορτίζονται στον ηλεκτρολύτη.
Η απόδοση του λουτρού ηλεκτρόλυσης μπορεί να εκτιμηθεί από τη μάζα της ουσίας σε γραμμάρια που απελευθερώνεται ανά 1 J ηλεκτρικής ενέργειας που καταναλώνεται.Αυτή η τιμή ονομάζεται ενεργειακή απόδοση μιας ουσίας. Μπορεί να βρεθεί με την έκφραση qe = (αη1) /Uel100, εδώ α — ηλεκτροχημικό ισοδύναμο μιας ουσίας, g / C, η1 — έξοδος ρεύματος, Uemail — τάση ενός ηλεκτρολυτικού κελί, V.