Elektrolyse - werkingsprincipe, doel en toepassing

Elektrolyse processen

Elektrolyse is wijdverbreid in de non-ferrometallurgie en in een aantal chemische industrieën. Metalen zoals aluminium, zink en magnesium worden voornamelijk verkregen door elektrolyse. Daarnaast wordt elektrolyse gebruikt om koper, nikkel, lood te raffineren (zuiveren) en om waterstof, zuurstof, chloor en een aantal andere chemicaliën te produceren.

De essentie van elektrolyse is de scheiding van deeltjes van de stof van de elektrolyt wanneer een gelijkstroom door het elektrolytbad gaat en hun afzetting op elektroden ondergedompeld in het bad (elektro-extractie) of wanneer stoffen van de ene elektrode door de elektrolyt naar de andere worden overgebracht ( elektrolytische raffinage). In beide gevallen is het doel van de processen om de zuiverst mogelijke stoffen te verkrijgen die niet verontreinigd zijn met onzuiverheden.

In tegenstelling tot elektronische geleidbaarheid metalen in elektrolyten (oplossingen van zouten, zuren en basen in water en in sommige andere oplosmiddelen, evenals in gesmolten verbindingen), wordt ionische geleidbaarheid waargenomen.

Elektrolyten zijn tweederangs geleiders.In deze oplossingen en smeltingen vindt elektrolytische dissociatie plaats - de desintegratie van positief en negatief geladen ionen.

Als elektroden die zijn aangesloten op een bron van elektrische energie in een vat worden geplaatst met een elektrolyt - een elektrolyser, dan zal er een ionenstroom in gaan stromen en zullen positief geladen ionen - kationen naar de kathode gaan (dit zijn voornamelijk metalen en waterstof ), en negatief geladen ionen - anionen (chloor, zuurstof) - naar de anode.

Aan de anode geven de anionen hun lading op en worden neutrale deeltjes die zich op de elektrode nestelen. Aan de kathode nemen de kationen elektronen van de elektrode en worden ook geneutraliseerd, bezinken erop en de gassen die op de elektroden vrijkomen in de vorm van bellen stijgen op.

Rijst. 1. Processen tijdens elektrolyse. Elektrisch badcircuit: 1 — bad, 2 — elektrolyt, 3 — anode, 4 — kathode, 5 — voeding

De elektrische stroom in het externe circuit is de beweging van elektronen van de anode naar de kathode (fig. 1). In dit geval is de oplossing uitgeput en om de continuïteit van het elektrolyseproces te behouden, moet deze worden verrijkt. Zo worden bepaalde stoffen uit het elektrolyt gehaald (elektro-extractie).

Als de anode kan oplossen in de elektrolyt, omdat deze is uitgeput, krijgen de deeltjes, die oplossen in de elektrolyt, een positieve lading en worden ze naar de kathode geleid, waarop ze worden afgezet, waardoor materiaal van de anode naar de kathode wordt overgebracht. . Omdat het proces zo wordt uitgevoerd dat de onzuiverheden in het metaal van de anode niet naar de kathode worden overgebracht, wordt dit proces elektrolytische raffinage genoemd.

Als de elektrode in een oplossing wordt geplaatst met ionen van dezelfde stof waaruit hij is gemaakt, dan lost bij een bepaald potentiaal tussen de elektrode en de oplossing noch de elektrode op, noch wordt de stof uit de oplossing erop afgezet.

Deze potentiaal wordt de normale potentiaal van de stof genoemd. Als een meer negatieve potentiaal op de elektrode wordt toegepast, begint het vrijkomen van een substantie (kathodisch proces), maar als deze positiever is, begint het oplossen ervan (anodisch proces).

De waarde van normale potentialen hangt af van de ionenconcentratie en temperatuur. Het is algemeen aanvaard om het normale potentieel van waterstof als nul te beschouwen. Tabel 1 toont de normale elektrodepotentialen van sommige waterige oplossingen van stoffen bij + 25 ° C.

Tabel 1. Normale elektrodepotentialen bij +25°C

Als de elektrolyt ionen van verschillende metalen bevat, worden ionen met een lager negatief normaal potentiaal (koper, zilver, lood, nikkel) eerst aan de kathode gescheiden; aardalkalimetalen zijn het moeilijkst te isoleren. Bovendien zijn er altijd waterstofionen in waterige oplossingen, die eerder vrijkomen dan alle metalen met een negatief normaal potentiaal, daarom wordt tijdens de elektrolyse van de laatste een aanzienlijk of zelfs het grootste deel van de energie besteed aan het vrijkomen van waterstof .

Met behulp van speciale maatregelen is het mogelijk om de ontwikkeling van waterstof binnen bepaalde grenzen te voorkomen, maar metalen met een normale potentiaal van minder dan 1 V (bijvoorbeeld magnesium, aluminium, aardalkalimetalen) kunnen niet worden verkregen door elektrolyse uit een waterige oplossing. Ze worden verkregen door ontleding van de gesmolten zouten van deze metalen.

Normale elektrodepotentialen van stoffen aangegeven in tabel.1 minimaal zijn waarop het elektrolyseproces begint, zijn in de praktijk grote potentiaalwaarden nodig voor de ontwikkeling van het proces.

Het verschil tussen het werkelijke potentiaal van een elektrode tijdens elektrolyse en zijn normale potentiaal wordt overspanning genoemd. Het verhoogt energieverliezen tijdens elektrolyse.

Aan de andere kant maakt het verhogen van de overspanning voor waterstofionen het moeilijk om het aan de kathode vrij te geven, wat het mogelijk maakt om door elektrolyse uit waterige oplossingen een aantal metalen te verkrijgen die negatiever zijn dan waterstof, zoals lood, tin, nikkel , kobalt, chroom en zelfs zink. Dit wordt bereikt door het proces uit te voeren met verhoogde stroomdichtheden op de elektroden en door bepaalde stoffen in de elektrolyt te brengen.

Het verloop van kathodische en anodische reacties tijdens elektrolyse wordt bepaald door de volgende twee wetten van Faraday.

1. De massa van de stof md die tijdens de elektrolyse in de kathode vrijkomt of van de anode naar de elektrolyt gaat, is evenredig met de hoeveelheid elektriciteit die door de elektrolyt gaat Azτ: me = α/τ, hier is a het elektrochemische equivalent van de stof , g/C.

2. De massa van de stof die vrijkomt bij elektrolyse met dezelfde hoeveelheid elektriciteit is recht evenredig met de atoommassa van stof A en omgekeerd evenredig met zijn valentie n: mNS = A / 96480n, hier is 96480 het getal van Faraday, C x mol -1 .

Op deze manier vertegenwoordigt het elektrochemische equivalent van een stof α= A / 96480n de massa van een stof in gram die vrijkomt door een eenheidshoeveelheid elektriciteit die door het elektrolytische bad gaat - een coulomb (ampere-seconde).

Voor koper A = 63,54, n =2, α =63,54/96480-2= 0,000329 g / C, voor nikkel α = 0,000304 g / C, voor zink α = 0,00034 g / C

In feite is de massa van de vrijgekomen stof altijd kleiner dan aangegeven, wat wordt verklaard door een aantal nevenprocessen die in het bad plaatsvinden (bijvoorbeeld waterstofafgifte aan de kathode), stroomlekkage en kortsluiting tussen de elektroden.

De verhouding tussen de massa van de stof die daadwerkelijk vrijkomt en de massa die volgens de wet van Faraday had moeten vrijkomen, wordt de huidige opbrengst van de stof η1 genoemd.

Daarom geldt voor een reëel proces mNS = η1 NS (A / 96480n) NS It

Uiteraard altijd η1

Het stroomrendement is sterk afhankelijk van de stroomdichtheid van de elektrode. Naarmate de stroomdichtheid van de elektrode toeneemt, neemt het stroomrendement toe en neemt het procesrendement toe.

De spanning Uel die aan de elektrolyser moet worden geleverd bestaat uit: doorslagspanning Ep (potentiaalverschil van de anodische en kathodische reacties), de som van de anodische en kathodische overspanningen, de spanningsval in de elektrolyt Ep, de spanningsval in de elektrolyt Ue = IRep (Rep — elektrolytische weerstand), spanningsval in banden, contacten, elektroden Uc = I(Rw +Rto +RNS). We krijgen: Uel = Ep + Ep + Ue + Us.

Het stroomverbruik tijdens elektrolyse is gelijk aan: Rel = IUmail = I(Ep + Ep + Ue + Uc)

Van dit vermogen wordt alleen de eerste component gebruikt voor het uitvoeren van reacties, de rest zijn warmteverliezen van het proces. Alleen tijdens de elektrolyse van de gesmolten zouten wordt een deel van de warmte die vrijkomt in de elektrolyt IUe nuttig gebruikt, aangezien deze wordt besteed aan het smelten van de in de elektrolyseur geladen zouten.

Het rendement van het elektrolysebad kan worden geschat aan de hand van de massa stof in gram die vrijkomt per 1 J verbruikte elektriciteit.Deze waarde wordt de energieopbrengst van een stof genoemd en kan worden gevonden door de uitdrukking qe = (αη1) /Uel100, hier α — elektrochemisch equivalent van een stof, g / C, η1 — stroomuitgang, Uemail — spanning van een elektrolyt cel, v.