Elektrolyse — prinsipp for handling, formål og anvendelse

Elektrolyseprosesser

Elektrolyse er utbredt i ikke-jernholdig metallurgi og i en rekke kjemiske industrier. Metaller som aluminium, sink, magnesium oppnås hovedsakelig ved elektrolyse. I tillegg brukes elektrolyse til å raffinere (rense) kobber, nikkel, bly, samt til å produsere hydrogen, oksygen, klor og en rekke andre kjemikalier.

Essensen av elektrolyse er separasjonen av partikler av stoffet fra elektrolytten når en likestrøm passerer gjennom elektrolytten og deres avsetning på elektroder nedsenket i badet (elektroekstraksjon) eller når stoffer overføres fra en elektrode gjennom elektrolytten til en annen ( elektrolytisk raffinering). I begge tilfeller er målet med prosessene å få frem de renest mulige stoffene som ikke er forurenset med urenheter.

I motsetning elektronisk ledningsevne metaller i elektrolytter (løsninger av salter, syrer og baser i vann og i noen andre løsningsmidler, så vel som i smeltede forbindelser), observeres ioneledningsevne.

Elektrolytter er andreklasses ledere.I disse løsningene og smeltene finner elektrolytisk dissosiasjon sted - oppløsningen av positivt og negativt ladede ioner.

Hvis elektroder koblet til en elektrisk energikilde plasseres i et kar med en elektrolytt - en elektrolysator, vil en ionisk strøm begynne å strømme i den, og positivt ladede ioner - kationer vil bevege seg til katoden (disse er hovedsakelig metaller og hydrogen ), og negativt ladede ioner - anioner (klor, oksygen) - til anoden.

Ved anoden gir anionene opp ladningen og blir til nøytrale partikler som legger seg på elektroden. Ved katoden tar kationene elektroner fra elektroden og nøytraliseres også, legger seg på den, og gassene som frigjøres på elektrodene i form av bobler stiger opp.

Ris. 1. Prosesser under elektrolyse. Elektrisk badkrets: 1 — bad, 2 — elektrolytt, 3 — anode, 4 — katode, 5 — strømforsyning

Den elektriske strømmen i den eksterne kretsen er bevegelsen av elektroner fra anoden til katoden (fig. 1). I dette tilfellet er løsningen utarmet, og for å opprettholde kontinuiteten i elektrolyseprosessen, må den anrikes. Slik ekstraheres visse stoffer fra elektrolytten (elektroekstraksjon).

Hvis anoden kan oppløses i elektrolytten, ettersom denne er utarmet, får partiklene, som oppløses i elektrolytten, en positiv ladning og ledes til katoden, hvorpå de avsettes, og overfører derved materiale fra anoden til katoden. . Siden prosessen utføres slik at urenhetene som finnes i metallet i anoden ikke overføres til katoden, kalles denne prosessen elektrolytisk raffinering.

Hvis elektroden plasseres i en løsning med ioner av samme stoff som den er laget av, vil verken elektroden oppløses ved et visst potensial mellom elektroden og løsningen eller stoffet avsettes på den fra løsningen.

Dette potensialet kalles det normale potensialet til stoffet. Hvis et mer negativt potensial påføres elektroden, vil frigjøringen av et stoff (katodisk prosess) begynne på det, men hvis det er mer positivt, vil oppløsningen begynne (anodisk prosess).

Verdien av normale potensialer avhenger av ionekonsentrasjon og temperatur. Det er generelt akseptert å vurdere det normale potensialet til hydrogen som null. Tabell 1 viser de normale elektrodepotensialene til noen vandige løsninger av stoffer ved + 25 ° C.

Tabell 1. Normale elektrodepotensialer ved + 25 ° C

Hvis elektrolytten inneholder ioner av forskjellige metaller, separeres ioner med et lavere negativt normalpotensial (kobber, sølv, bly, nikkel) først ved katoden; jordalkalimetaller er de vanskeligste å isolere. I tillegg er det alltid hydrogenioner i vandige løsninger, som vil bli frigjort tidligere enn alle metaller med et negativt normalt potensial, derfor, under elektrolysen av sistnevnte, brukes en betydelig eller til og med det meste av energien på frigjøring av hydrogen .

Ved hjelp av spesielle tiltak er det mulig å forhindre utvikling av hydrogen innenfor visse grenser, men metaller med et normalt potensial på mindre enn 1 V (for eksempel magnesium, aluminium, jordalkalimetaller) kan ikke oppnås ved elektrolyse fra en vandig løsning. De oppnås ved dekomponering av de smeltede salter av disse metallene.

Normale elektrodepotensialer for stoffer angitt i tabellen.1, er minimale når elektrolyseprosessen starter, i praksis kreves det store verdier av potensialet for utviklingen av prosessen.

Forskjellen mellom det faktiske potensialet til en elektrode under elektrolyse og dets normale potensial kalles overspenning. Det øker energitapet under elektrolyse.

På den annen side gjør økning av overspenningen for hydrogenioner det vanskelig å frigjøre den ved katoden, noe som gjør det mulig å oppnå ved elektrolyse fra vandige løsninger en rekke metaller som er mer negative enn hydrogen, som bly, tinn, nikkel , kobolt, krom og til og med sink. Dette oppnås ved å gjennomføre prosessen ved økte strømtettheter på elektrodene, samt ved å introdusere visse stoffer i elektrolytten.

Forløpet av katodiske og anodiske reaksjoner under elektrolyse bestemmes av følgende to lover i Faraday.

1. Massen av stoffet md som frigjøres under elektrolyse i katoden eller føres fra anoden til elektrolytten er proporsjonal med mengden elektrisitet som føres gjennom elektrolytten Azτ: me = α/τ, her er a den elektrokjemiske ekvivalenten til stoffet , g/C.

2. Massen av stoffet som frigjøres under elektrolyse med samme mengde elektrisitet er direkte proporsjonal med atommassen til stoff A og omvendt proporsjonal med dets valens n: mNS = A / 96480n, her er 96480 Faraday-tallet, C x mol -1.

På denne måten representerer den elektrokjemiske ekvivalenten til et stoff α= A / 96480n massen til et stoff i gram frigjort av en enhetsmengde elektrisitet som passerer gjennom det elektrolytiske badet - en coulomb (amperesekund).

For kobber A = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 g/C, for nikkel α =0,000304 g/C, for sink α = 0,00034 g/C

Faktisk er massen av det frigjorte stoffet alltid mindre enn angitt, noe som forklares av en rekke sideprosesser som foregår i badet (for eksempel hydrogenfrigjøring ved katoden), strømlekkasje og kortslutning mellom elektrodene.

Forholdet mellom massen av stoffet som faktisk frigjøres og massen som burde vært frigjort i henhold til Faradays lov kalles det nåværende utbyttet av stoffet η1.

Derfor, for en reell prosess mNS = η1 NS (A / 96480n) NS It

Naturligvis alltid η1

Strømeffektiviteten er betydelig avhengig av strømtettheten til elektroden. Når elektrodestrømtettheten øker, øker strømeffektiviteten og prosesseffektiviteten øker.

Spenningen Uel som må tilføres elektrolysatoren består av: nedbrytningsspenning Ep (potensialforskjell mellom de anodiske og katodiske reaksjonene), summen av de anodiske og katodiske overspenningene, spenningsfallet i elektrolytten Ep, spenningsfallet i elektrolytten. Ue = IRep (Rep — elektrolytisk motstand), spenningsfall i dekk, kontakter, elektroder Uc = I(Rw +Rto +RNS). Vi får: Uel = Ep + Ep + Ue + Us.

Strømforbruket under elektrolyse er lik: Rel = IUmail = I(Ep + Ep + Ue + Uc)

Av denne kraften brukes bare den første komponenten til å utføre reaksjoner, resten er varmetap i prosessen. Bare under elektrolysen av de smeltede saltene brukes en del av varmen som frigjøres i elektrolytten IUe, siden den brukes på å smelte saltene som er ladet i elektrolysatoren.

Effektiviteten til elektrolysebadet kan estimeres ved massen av stoffet i gram frigjort per 1 J forbrukt elektrisitet.Denne verdien kalles energiutbyttet til et stoff. Den kan finnes ved uttrykket qe = (αη1) /Uel100, her α — elektrokjemisk ekvivalent av et stoff, g / C, η1 — strømutgang, Uemail — spenning til et elektrolytisk stoff. celle, V.