Electròlisi: principi d'acció, finalitat i aplicació
Processos d'electròlisi
L'electròlisi està molt estesa en la metal·lúrgia no ferrosa i en diverses indústries químiques. Metalls com l'alumini, zinc, magnesi s'obtenen principalment per electròlisi. A més, l'electròlisi s'utilitza per refinar (purificar) coure, níquel, plom, així com per produir hidrogen, oxigen, clor i una sèrie d'altres productes químics.
L'essència de l'electròlisi és la separació de partícules de la substància de l'electròlit quan un corrent continu passa pel bany electrolític i la seva deposició sobre elèctrodes submergits al bany (electroextracció) o quan les substàncies es transfereixen d'un elèctrode a un altre a través de l'electròlit ( refinament electrolític). En ambdós casos, l'objectiu dels processos és obtenir les substàncies més pures possibles que no estiguin contaminades amb impureses.
En canvi conductivitat electrònica metalls en electròlits (solucions de sals, àcids i bases en aigua i en alguns altres dissolvents, així com en compostos fosos), s'observa conductivitat iònica.
Els electròlits són conductors de segona classe.En aquestes solucions i es fonen, es produeix la dissociació electrolítica: la desintegració d'ions carregats positivament i negativament.
Si els elèctrodes connectats a una font d'energia elèctrica es col·loquen en un recipient amb un electròlit, un electròlit, un corrent iònic començarà a fluir-hi i els ions carregats positivament es mouran al càtode (són principalment metalls i hidrogen). ), i ions carregats negativament —anions (clor, oxigen)— a l'ànode.
A l'ànode, els anions renuncien a la seva càrrega i es converteixen en partícules neutres que s'instal·len a l'elèctrode. Al càtode, els cations prenen electrons de l'elèctrode i també es neutralitzen, s'hi assenten, i els gasos alliberats als elèctrodes en forma de bombolles pugen.
Arròs. 1. Processos durant l'electròlisi. Circuit de bany elèctric: 1 — bany, 2 — electròlit, 3 — ànode, 4 — càtode, 5 — font d'alimentació
El corrent elèctric en el circuit extern és el moviment dels electrons de l'ànode al càtode (Fig. 1). En aquest cas, la solució s'esgota i, per mantenir la continuïtat del procés d'electròlisi, cal enriquir-la. Així s'extreuen determinades substàncies de l'electròlit (electroextracció).
Si l'elèctrode es col·loca en una solució amb ions de la mateixa substància de la qual està fet, aleshores a un determinat potencial entre l'elèctrode i la solució ni l'elèctrode es dissol ni la substància es diposita sobre ell de la solució.
Aquest potencial s'anomena potencial normal de la substància. Si s'aplica un potencial més negatiu a l'elèctrode, s'iniciarà l'alliberament d'una substància (procés catòdic), però si és més positiu, s'iniciarà la seva dissolució (procés anòdic).
El valor dels potencials normals depèn de la concentració d'ions i la temperatura. En general s'accepta considerar que el potencial normal de l'hidrogen és zero. La taula 1 mostra els potencials normals dels elèctrodes d'algunes solucions aquoses de substàncies a + 25 ° C.
Taula 1. Potencials normals de l'elèctrode a + 25 °C
Si l'electròlit conté ions de diferents metalls, els ions amb un potencial normal negatiu inferior (coure, plata, plom, níquel) es separen primer al càtode; Els metalls alcalinotèrres són els més difícils d'aïllar. A més, sempre hi ha ions d'hidrogen en solucions aquoses, que s'alliberaran abans que tots els metalls amb un potencial normal negatiu, per tant, durant l'electròlisi d'aquests últims, es gasta una important o fins i tot la major part de l'energia en l'alliberament d'hidrogen. .
Amb l'ajuda de mesures especials, és possible evitar l'evolució d'hidrogen dins de determinats límits, però els metalls amb un potencial normal inferior a 1 V (per exemple, magnesi, alumini, metalls alcalinotèrres) no es poden obtenir per electròlisi a partir d'un solució aquosa. S'obtenen per descomposició de les sals foses d'aquests metalls.
Potencials d'elèctrode normals de les substàncies indicades a la taula.1, són mínims en què comença el procés d'electròlisi, a la pràctica es requereixen grans valors de potencial per al desenvolupament del procés.
La diferència entre el potencial real d'un elèctrode durant l'electròlisi i el seu potencial normal s'anomena sobretensió. Augmenta les pèrdues d'energia durant l'electròlisi.
D'altra banda, augmentar la sobretensió dels ions d'hidrogen dificulta el seu alliberament al càtode, fet que permet obtenir per electròlisi a partir de solucions aquoses una sèrie de metalls més negatius que l'hidrogen, com el plom, l'estany, el níquel. , cobalt, crom i fins i tot zinc. Això s'aconsegueix realitzant el procés a densitats de corrent augmentades als elèctrodes, així com introduint determinades substàncies a l'electròlit.
El curs de les reaccions catòdiques i anòdiques durant l'electròlisi està determinat per les dues lleis de Faraday següents.
1. La massa de la substància md alliberada durant l'electròlisi al càtode o passat de l'ànode a l'electròlit és proporcional a la quantitat d'electricitat que passa per l'electròlit Azτ: me = α/τ, aquí a és l'equivalent electroquímic de la substància. , g/C.
2. La massa de la substància alliberada durant l'electròlisi amb la mateixa quantitat d'electricitat és directament proporcional a la massa atòmica de la substància A i inversament proporcional a la seva valència n: mNS = A / 96480n, aquí 96480 és el nombre de Faraday, C x mol -1 .
D'aquesta manera, l'equivalent electroquímic d'una substància α= A / 96480n representa la massa d'una substància en grams alliberada per una unitat de quantitat d'electricitat que passa pel bany electrolític: un coulomb (ampere-segon).
Per al coure A = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 g/C, per al níquel α =0,000304 g/C, per al zinc α = 0,00034 g/C
La relació entre la massa de la substància realment alliberada i la seva massa que hauria d'haver estat alliberada segons la llei de Faraday s'anomena rendiment actual de la substància η1.
Per tant, per a un procés real mNS = η1 NS (A / 96480n) NS It
Naturalment, sempre η1
L'eficiència actual depèn significativament de la densitat de corrent de l'elèctrode. A mesura que augmenta la densitat de corrent de l'elèctrode, augmenta l'eficiència del corrent i augmenta l'eficiència del procés.
La tensió Uel que s'ha de subministrar a l'electròlit consta de: la tensió de ruptura Ep (diferència de potencial de les reaccions anòdiques i catòdiques), la suma de les sobretensions anòdiques i catòdiques, la caiguda de tensió de l'electròlit Ep, la caiguda de tensió de l'electròlit. Ue = IRep (Rep — resistència electrolítica), caiguda de tensió als pneumàtics, contactes, elèctrodes Uc = I(Rw +Rto +RNS). Obtenim: Uel = Ep + Ep + Ue + Us.
La potència consumida durant l'electròlisi és igual a: Rel = IUmail = I(Ep + Ep + Ue + Uc)
D'aquesta potència, només el primer component s'utilitza per conduir reaccions, la resta són pèrdues de calor del procés. Només durant l'electròlisi de les sals foses, s'utilitza útilment part de la calor alliberada a l'electròlit IUe, ja que es gasta en fondre les sals carregades a l'electròlit.
L'eficiència del bany d'electròlisi es pot estimar per la massa de substància en grams alliberada per 1 J d'electricitat consumida.Aquest valor s'anomena rendiment energètic d'una substància i es pot trobar amb l'expressió qe = (αη1) /Uel100, aquí α — equivalent electroquímic d'una substància, g / C, η1 — sortida de corrent, Uemail — voltatge d'un electrolític cel·la, V.