Производство хлора и едкого натра

Технический электролиз водных растворов может осуществляться без выделения металлов или с их выделением на катоде. Среди электрохимических процессов разложения водных растворов без выделения металлов наиболшее распространение получил электролиз водных растворов хлорида натрия.

Эдектролиз водных растворов хлорида натрия.При электролизе водных растворов хлорида натрия получают хлор, водород и едкий натр (каустическая сода).

Хлор – при атмосферном давлении и обычной температуре газ желто-зеленого цвета с удушливым запахом. при атмосферном давлении температура кипения хлора –33,6° С, температура замерзания -102° С. Хлор растворяется в воде, органических растворителях и обладает высокой химической активностью.

Хлор потребляется прежде всего химической промышленностью для производства различных органических хлорпроизводных, идущих для получения пластических масс, синтетических каучуков, химических волокон, растворителей, инсектицидов и т.п. В настоящее время более 60% мирового производства хлора используется для органического синтеза. Помимо этого хлор используют для производства соляной кислоты, хлорной извести, хлоратов и других продуктов. Значительные количества хлора идут в металлургию для хлорирования при переработке полиметаллических руд, извлечения золота из руд, а также его используют в нефтеперерабатывающей промышленности, в сельском хозяйстве, в медицине и санитарии, для обезвреживания питьевой и сточных вод, в пиротехнике и ряде других областей народного хозяйства. В результате развития сфер использования хлора, главным образом благодаря успехам органического синтеза, мировое производство хлора составляет более 20 млн. т/год.

Едкий натр, или каустическая сода, -- кристаллическое непрозрачное вещество, хорошо растворимое в воде, имеющее при атмосферном давлении температуру плавления 328° С. В промышленности выпускается твердый едкий натр и его водные растворы. Едкий натр широко используется во многих отраслях промышленности – целлюлозно-бумажной, химических волокон, нефтеперерабатывающей, органического синтеза, мыловаренной, лакокрасочной и в ряде других.

Водород – газ, температура кипения которого при атмосферном давлении –252,8° С. Водород используют для синтеза важнейших неорганических и органических продуктов: аммиака, метанола и других спиртов, для гидрогенизации жиров, твердых и жидких топлив, очистки нефтепродуктов и др.

Сырьем для производства хлора и щелочи служат, главным образом, растворы поваренной соли, получаемые растворением твердой соли, или же природные рассолы. Растворы поваренной соли независимо от пути их получения содержат примеси солей кальция и магния и до того, как они передаются в цеха электролиза, подвергаются очистке от этих солей. Очистка необходима потому, что в процессе электролиза могут образовываться плохо растворимые гидроокиси кальция и магния, которые нарушают нормальный ход электролиза. Очистка рассолов производится раствором соды и известковым молоком. Помимо химической очистки, растворы освобождаются от механических примесей отстаиванием и фильтрацией. Электролиз растворов поваренной соли производится в ваннах с твердым железным (стальным) катодом и с диафрагмами и в ваннах с жидким ртутным катодом. Промышленные электролизеры, применяемые для оборудования современных крупных хлорных цехов, дожны иметь высокую производительность, простую конструкцию, быть компактными, работать надежно и устойчиво.

Электролиз растворов хлорида натрия в ваннах со стальным катодом и графитовым анодом позволяет получать едкий натр, хлор и водород в одном электролизере. При прохождении постоянного электрического тока через водный раствор хлорида натрия можно ожидать выделения хлора:

а также кислорода: (а) (б)

2OH^- - 2ē→1/2О₂+Н₂О (а)

или

2Cl^- - 2ē→Cl₂(б)

Нормальный электродный потенциал разряда OH^- -ионов составляет +0,41 В, а нормальный электродный потенциал разряда ионов хлора равен +1,36 В. В нейтральном насыщенном растворе хлорида натрия концентрация гидроксильных ионов около 1·10^-7 г-экв/л. При 25° С равновесный потенциал разряда гидроксильных ионов будет φ_ар=0,82 В.

Равновесный потенциал разряда ионов хлора при концентрации NaCl в растворе 4,6 г-экв/л равен φ_ар=1,32 В.

Следовательно, на аноде с малым перенапряжением должен в первую очередь разряжаться кислород. Однако на графитовых анодах перенапряжение кислорода много выше перенапряжения хлора и поэтому на них будет происходить в основном разряд ионов Cl^- с выделением газообразного хлора по реакции (а). Выделение хлора облегчается при увелечении концентрации NaCl в растворе вследствии уменьшения при этом равновесного потенциала. Это является одной из причин использования при электролизе концентрированных растворов хлорида натрия, содержащих 310-315 г/л. На катоде в щелочном растворе происходит разряд молекул воды по уравнению

H₂O + ē→H + OH^-

Атомы водорода после рекомбинации выделяются в виде молекулярного водорода:

2H→H₂

Разряд ионов натрия из водных растворов на твердом катоде невозможен вследствии более высокого потенциала их разряда по сравнению с водородом. Поэтому остающиеся в растворе гидроксильные ионы образуют с ионами натрия раствор щелочи. Процесс разложения NaCl можно выразить следующими реакциями:

2Cl^- - 2ē→Cl₂

Н₂О + ē=2Н + ОН^-

2H→H₂

Просуммировав уравнения получим:

2Н₂О + 2Cl^-→ Cl₂ + H₂ + 2ОН^-

или

2Н₂О + 2NaCl→ Cl₂ + H₂ + 2NaOH

Тоесть на аноде идет образование хлора, а у катода – водорода и едкого натра. При электролизе наряду с основными описанными процессами могут протекать и побочные, один из которых описывается уравнением (б). Помимо этого, хлор, выделяющийся на аноде, частично растворяется в электролите и гидролизуется по реакции

Cl₂ + Н₂О↔НОCl + НCl

В случае диффузии щелочи (ионов ОН^-) к аноду или смешения катодных и анодных продуктов хлорноватистая и соляная кислоты нейтрализуются щелочью с образованием гипохлорита и хлорида натрия:

НОC + NaOH=NaOC + Н₂О HCl + NaOH=NaCl + Н₂О

Ионы ClO^- на аноде легко окисляются в ClO₃^- . Следовательно, из-за побочных процессов при электролизе будут образовываться гипохлорит, хлорид и хлорат натрия, что снижает выход по току и коэфициент использования энергии. В щелочной среде облегчается выделение кислорода на аноде, что также будет ухудшать показатели электролиза. Чтобы уменьшить протекание побочных реакций, следует создать условия, препятствующие смешению катодных и анодных продуктов. К ним относятся разделение катодного и анодного пространств диафрагмой и фильтрация электролита через диафрагму в направлении, противоположном движению ОН^- -ионов к аноду. Такие диафрагмы называются фильтрующими диафрагмами и выполняются из асбеста.

Экспериментальная часть.

Электролиз мы проводили на кафедре химии в УрГУ. Электролиз проводился при силе тока 2 А. Электролизер состоял из стеклянной электролитической ванны и графитовых электродов.

Вещество	Анодные процессы (+)	φ	Катодные процессы (-)	φ
1. KJ	J^-;OH^-;Н₂O 2J^--2ē→J₂	+0,53	H₂O; H⁺; K⁺ 2H₂O + 2ē→H₂+ 2OH^-	-0,41
Суммарное уравнение	2H₂O + 2J^-→ H₂+ 2OH^-+ J₂или 2H₂O + 2KJ→ H₂+ 2KOH + J₂
2. Pb(NO₃)₂	NO₃^-OH^-;H₂O 2H₂O – 4ē→О₂+ 4H⁺	+1,23	H₂O; H⁺; Pb²⁺ Pb²⁺ + 2ē→Pb 2H₂O + 2ē→H₂+2OH^-	-0,13 -0,41
Суммарное уравнение	Pb²⁺ + 2H₂O →Pb + О₂ + H₂+ 2H⁺или Pb(NO₃)₂+ 2H₂O→ Pb + О₂ + H₂+ 2HNO₃
3.Al₂(SO₄)₃	SO₄^2-;OH^-;H₂O 2H₂O - 4ē→О₂+ 4H⁺	+1,23	H₂O; H⁺; Al³⁺ 2H₂O + 2ē→H₂+2OH^- │2	-0,41
Суммарное уравнение	6H₂O→H₂+ 4OH^- + О₂+ 4H⁺ или 2H₂O→2H₂+ О₂
4.ZnCl₂	Cl^-;OH^-;H₂O 2Cl^- - 2ē→Cl₂ │2	+1,36	H₂O; H⁺; Zn²⁺ Zn²⁺+ 2ē→Zn 2H₂O + 2ē→H₂+2OH^-	-0,76 -0,41
Суммарное уравнение	Zn²⁺+ 4Cl^-+ 2H₂O→Zn + H₂+ 2OH^-+ 2Cl₂ 2ZnCl₂+ 2H₂O→Zn + H₂+ Zn(ОН)₂+ 2Cl₂

Наблюдения

1. На аноде интенсивное выделение газа, на катоде образование бурого окрашивания. Почувтсвовали характерный запах йода. После добавления крахмала раствор окрасился в синий цвет, что еще раз доказало присутствие йода.

2. На аноде образование свинца плоскими лепестками, на катоде выделение газа.

3. На обоих электродах выделение газа, на катоде процесс газообразования идет интенсивнее. Это связано с тем, что на катоде выделяется водород, количество которого 2 моль, а на аноде кислород с количеством 1 моль.

4. На обоих электродах выделение газа, почувствовали характерный запах хлора. На катоде образовался белый налет металлического цвета.

Объяснения:

Продукты электролиза зависят от электродного потенциала окислительно-восстановительных реакций, протекающих при электролизе.

На катоде восстанавливаются, в первую очередь те элементы, потенциал которых наибольший.

По восстановительной активности все металлы можно разделить на три группы.

1 группа. (Cu, Ag, Au) – малоактивные металлы (φ>0).

Т.к. катионы этих металлов обладают более высокой окислительной спосбностью, чем ионы водорода Н⁺, на катоде при электролизе водных растворов соответсвующих солей осаждаются только эти металлы.

2 группа. (Mn, Zn, Fe, Sn) – металлы восстановление которых на катоде сопровождается выделением водорода. (-1< φ <0).

3 группа. (Ca, Na, Mg, Al) – металлы которые не могут быть восстановлены на катоде электролизом водных растворов их солей (φ<-1). При этом на катоде выделяется водород.

На аноде окисляются, в первую очередь те элементы, потенциал которых наименьший.

Ионы S^2-, J^-, Br^-, Cl^- окисляются в указанной последовательности в первую очередь, а затем кислород из воды.

Анион F^- и анионы кислородсодержащих кислот в котрых центральный атом имеет высшую степень окисления: ((S0₄^2-), (NO₃^-), (CO₃^-), (PO₄^3-), (MnO₄^-), (ClO₄^-)) не окисляются. Вместо них на аноде окисляется растворитель – вода.

Заключение

Анализ научной и научно-популярной литературы свидетельствует о том, что процессы электролиза растворов и расплавов интересуют ученых и технологов в настоящее время, то есть данная тема не потеряла своей актуальности и практической значимости.

Электролиз широко используют в промышленности для выделения и очистки металлов, получения щелочей, хлора, водорода.

Аллюминий, магний, натрий, кадмий, кальций, берилий, титан получают только электролизом расплавов, т.к. потенциалы их выделения из водных ратворов более отрицательны, чем потенциал выделения водорода.

Очистку меди, никеля, свинца проводят целиком электрохимическим методом. Производство фтора основано на электролизе расплавленной смеси фторида калия и фтороводородной кислоты, хлора – при электролизе водных ратворов или расплавов хлоридов. Водород и кислород высокой степени чистоты получают электролизом водных растворов щелочей. Таким образом, с помощью электролиза удается осуществлять реакции окисления и восстановления с большим выходом и высокой селективностью, которые в обычных химических процессах трудно достижимы.

Важной отраслью применения электролиза является защита металлов от коррозии: при этом электрохимическим методом на поверхность металлических изделий наносится тонкий слой другого металла (хрома, серебра, меди, никеля, золота) устойчивого к корозии.

Отличительной особенностью электролиза растворов или расплавов электролитов является возможность протекания на электродах совокупности конкурирующих химических реакций окисления и восстановления. Оказывает влияние на продукты электролиза и материал электродов.

При электролизе водных растворов электролитов окислительно-восстановительные процессы на катоде и аноде зависят от окислительной способности катионов и характера аниона электролита.

Процессы востановления и окисления на катоде и аноде определяются значениями электродных потенциалов частиц, принимающих участие в электролитических процессах. На катоде в первую очередь разряжаются те частицы, потенциал которых наиболее положителен, тогда как на аноде – частицы – потенциал котрых наиболее электроотрицателен. Кроме того, при протекании электролиза необходимо учитывать фактор электродного перенапряжения – поляризацию электрода, определяемую замедленным протеканием определенной стадии суммарного электродного процесса. В зависимости от природы замедленной стадии можно говорить о различных видах перенапряжения (концентрационное, реакционное, диффцзное).

В экспериментальной части своей работы нами были проведены процессы электролиза растворов ряда солей. Полученные продукты подтверждают основные теоретические положения процессов электролиза водных растворов электролитов и доказан факт влияния электродных потенциалов частиц, принимающих в нем участие, на состав конечных продуктов.

На основании проделанной работы можно сделать следующие выводы:

n Исследование процессов электролиза растворов и расплавов электролитов не потеряло своей актуальности и в настоящее время, т.к. не только обогащает теоретические положения об этом достаточно сложно физико-химическом явлении, но и позволяет определить перспективные направления практического использования этого процесса с целью получения целевых продуктов с заданными свойствами и качествами.

n Качественный состав конечных продуктов электролитических процессов определяется не только величиной электродного потенциала ионов, но и видом перенапряжения, возникающего при этом.

Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем

№	Окисленная форма	Восстановленная форма	Уравнение реакции	В
1.	Li⁺	Li	Li⁺ + 1ē↔Li	-3,05
2.	K⁺	K	K⁺ + 1ē↔K	-2,92
3.	Ba²⁺	Ba	Ba²⁺+ 2ē ↔Ba	-2,90
4.	Ca²⁺	Ca	Ca²⁺+ 2ē ↔Ca	-2,87
5.	Na⁺	Na	Na⁺ + 1ē↔Na	-2,71
6.	Mg²⁺	Mg	Mg²⁺ + 2ē↔Mg	-2,36
7.	Al³⁺	Al	Al³⁺ + 3ē↔Al	-1,66
8.	Mn²⁺	Mn	Mn²⁺ + 2ē↔Mn	-1,05
9.	SO₃^2-	S	SO₃^2-+ 4ē + 3H₂O ↔ S + 6OH^-	-0,90
10.	SO₄^2-	SO₃^2-	SO₄^2-+ 2ē + H₂O ↔ SO₃^2-+ 2OH^-	-0,90
11.	NO₃^-	NO₂	NO₃^-+ ē + H₂O ↔ NO₂+ 2OH^-	-0,85
12.	H₂O	H₂	H₂O + 2ē↔ H₂+ 2OH^-	-0,83
13.	Zn²⁺	Zn	Zn²⁺+ 2ē ↔Zn	-0,76
14.	Cr³⁺	Cr	Cr³⁺ + 3ē↔Cr	-0,74
15.	Fe²⁺	Fe	Fe²⁺ + 2ē↔Fe	-0,44
16.	Ni²⁺	Ni	Ni²⁺ + 2ē↔Ni	-0,25
17.	Sn²⁺	Sn	Sn²⁺ + 2ē↔Sn	-0,14
18.	Pb²⁺	Pb	Pb²⁺ + 2ē↔Pb	-0,13
19.	2H⁺	H₂	2H⁺ + 2ē↔H₂	0,00
20.	Cu²⁺	Cu	Cu²⁺ + 2ē↔Cu	0,34
21.	Ag⁺	Ag	Ag⁺ + 1ē↔Ag	0,80
22.	NO₃^-	NO₂	NO₃^-+ ē + 2H⁺↔ NO₂+ H₂O	0,81
23.	Br₂	2Br^-	Br₂ + 2ē↔2Br^-	1,07
24.	O₂	H₂O	O₂+ 4ē + 4H⁺↔2H₂O	1,23
25.	Cl₂	2Cl^-	Cl₂ + 2ē↔2Cl^-	1,36
26.	Au³⁺	Au	Au³⁺ + 3ē↔Au	1,50
27.	F₂	2F^-	F₂ + 2ē↔2F^-	2,87

Литература:

1. Н.Л. Глинка/ Общая химия. г. Москва, 1985г. 250-253; 257-261с.

2. Н.В.Коровина. / Курс общей химии. Высш. шк., 1991. 378-380 с.

3. К.А.Третьяков / Методические указания к лабораторным работам по химии. Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995. 65-80с.

4. Боль А.К /. Методические указания для самостоятельной работы студентов по химии. Раздел «Основы электрохимии»; Свердл. инж.-пед.ин-т. Екатеринбург, 1995. 5-23с.

5. Т.Браун, Г.Ю.Лемей / Химия в центре наук --2, Мир, 1997. г.Москва. 432-440с.

6. И.П. Мухленов, А.Я. Авербух и др./ Важнейшие химические производства., «Высшая школа», г. Москва. 1990г. 217-225с.

Оглавление:

Введение

1.Теоритическое обоснование процессов электролиза 4

1.1.Законы Фарадея 9

1.2. Факторы от которых зависит электролиз 10

1.3.Электродный потенциал 13

1.4.Диафрагма 15

2.Количественное описание процессов электролиза 16

3.Применение в промышленность 17

3.1.Производство хлора и едкого натра 19