Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
1.Визначення електрохімічного еквівалента металу
1.1. Методика розрахунку
Електрохімічним еквівалентом металу qMe називається його теоретична кількість яка повинна виділитися на катоды при проходженні через електролітичну ванну одиниці кількості електричного струму.Електрохімічний еквівалент виражається в грамах на ампер-годину (г/А.год.).Обчислення його проводиться на основі закону Фарадея за формулою
qMe = A / (ZF) (1.1)
де А – грам – атомна вага металлу ;
Z – змінна валентність металлу при електрохімічному процессі ;
F – число Фарадея (26.8 А.год./г)
Електрохімічний еквівалент звичайно вікористовується при розрахунку продуктивності електрохімічного процесу отримання металу.Величина продуктивності електролітичної ванни розраховуєтся з виразу
g = q . I . T . Bc / 105 , (1.2)
де q – електрохімічний еквівалент металу , г/А.год. ;
I – сила струму , який проходить через ванну , А ;
T – час проходження струму , год ;
Bc – вихід по струму в % ,який ураховує витрати металу на побічні процеси.
1.2. Визначити електрохімічний еквівалент металу та добову продуктивність ванни при його отриманні електрохімічним методо. Прийняти звичайну валентність металу та умовно вважати,що вихід по струму дорівнює 80% при силі струму ванни 5 кА.
1.Електрохімічний еквівалент золота
qCu =196.96 / (2 x 26.8) = 3.67 г/А.год.
2.Годинна продуктивність ванни
g = (3.67 x 10000 x 1.96 ) / 105 = 35,232 кг/год.
2.Розрахунок потенціалу розкладу речовини
2.1 Методика розрахунку
Потенціал розкладу речовини є мінімальна різниця потенціалів зовнішнього джерела струму,яка забезпечує електроліз даної речовини.Потенціал розкладу Ерозк дорівнює абсолютній величині суми рівноважних потенціалів розряду іонівна аноди та катоді
Ерозк= |Eoа + Еok| . (2.1)
Величину потенціалу розкладу речовини можливо також розрахувати на основі енергії Гіббса електрохімічної реакції за формулою
Ерозк = ΔG / ZFT . (2.2)
де ΔG – величина енергії Гіббса електрохімічної реакції, кДж / моль ;
Z – число електронів,які приймають участь в цій реакції (валентність металу)
FT – число Фарадея (96.4 кДж/г) .
Значення Ерозк використовують для розрахунку теоретичної питомої витрати електроенергії при електролітичному отриманні металів згідно з виразом
Wрозк = Ерозк / q , (2.3)
де q – електрохімічний еквівалент металу що одержують .
2.2. Розрахувати потенціал розкладу солі та визначити теоретичну питому витрату електроенергії на електролітичний розклад – PbCl2 .
1.Електродні реакції при електролізі PbCl2 :
На катоді : Pb2+ + 2e = Pb , на аноді : 2Cl+ - 2e = Cl2 ; сумарна : PbCl2 = Pb + Cl2
2.Потенціал розряду іонів Pb2+ і Cl+ . Для реакції Pb2+ + 2e = Pb, Е0а = - 0.126 В , а для реакції 2Cl+ - 2e = Cl2 , Е0к = - 1.36 В.
ЕДС гальванічного елемента Е0 = - 1.36 + (- 0.126) = - 1.486 В.
Потенціал розкладу Ерозк для PbCl2 рівняєтся по абсолютній величині Е0 , тобто Ерозк=|Е0|= -1.486 В.
3.Енергія Гіббса ΔG = 314.2 кДж/моль
4.Потенціал розкладу PbCl2 : Ерозк = 314.2/(3 х 96.4) = 1.086 В.
5.Теоретична питома витрата електроенергії :
Wрозк = (1.086 х 1000)/2.450 = 443 кВт.год/т
3.Визначення впоиву концентрації речовини на потенціал її розкладу при електролізі
3.1.Методика розрахунку
Валив концентрації речовини у розчині на потенціал її розкладу при електролізі дозволяє визначити формула Нернста для рівноважного потенціалу електродів Е :
Е = Е0 + (RT)/(ZF) lnC = E0 + (0.0002/Z)T lnC , (3.1)
Де Е0 - стандартний електродний потенціал при 298 К та концентрації іона металу в розчині 1г-іон/л,В;
Z – валентність металу ;
T – температура розчину, К;
C- концентрація металу в розчині,г-іон/л;
З формули Нернста виходить , що чим нижче концентрація іона,який розряжаєтся, та більше енергії необхідно для його розряду і потенціал розкладу речовини буде вищим .
3.2. Розрахуйте потенціал розкладу хлориду донного металу,якщо концентрація іонів данного металу в розчині 0.1 г-іон/л ,а концентрація іонів хлору 0.0001 г-іон/л.
К : Cr3+ + 3e = Cr E0к = - 0.744
А : Cl2 + 2e = 2Cl- E0A = 1.36
E0к = - 0.744 + 0.0002 x 298 x lg (0.1) = - 0.804 В
E0A = -1.36 +0.0002 x 298 x lg (0.0001) = - 1.6 В
Потенціал розкладу CrCl3 :
Eрозк = ((-0.804) + (1.6)) = - 2.404 В
4. Визначення послідовності розряду іонів в електроліті
4.1. Методика розрахунку
Приелектролізі розчинів , що містять суміші катіонів , перш за все на катоді буде осаджуватися метал з солі , яка має найменший потенціал розкладу , а на аноді, в першу чергу буде розряджуватись іон з найбільшим потенціалом розкладу .
4.2.Перед електролітичним виділенням металу з водного розчину,який містить домішки катіонів інших металів , здійснюют очисний електроліз, при якому іони домішків розряджают до металів та виводять їх тим самим з електроліту.
Які з перелічуваних нижче домішок ,і в якій послідовності будуть виділятися з електроліту на інертних електродах без виділення основного металу?
ЕрCr = -0.76 B
EpCu = 0.34 B
EpFe2+ = -0.44 B
EpFe3+ = -0.036 B
Висновок : при данній різниці потенциалів можливе виділення Сu та Сr . При цьому ,в першу чергу виділится метал з найменшим потенціалом розкладу ,тобто Cu.Після виділення Сu на катоді почне виділятись Сr .Після закінчиння виділення Cr процес електролізу закінчится . так як для електролізу солей Fe2+ та Fe3+ потрібна менша різниця потенціалів.Таким чином на катоді утворюются сплав Cu та Cr .
5.Визначення продуктів електролізу
5.1. Методика розрахунків
Привизначенні продуктів електролізу водних розчинів слід мати на увазі,що:
- при наявності в електроліті солей Zn,K,Ca,Na,Mg,Al на катоді буде виділятись не метал , а водень за реакцією
2H+ + OH- +2e = H2 + 2OH- (5.1)
-при електролізі водних розчинів солей Cu,Hg,Ag,An ці метали виділяются на катоді ;
- при електролізі водних розчинів солей Mn,Zn,Fe,Co,Sn,Pb на катоді можливе спільне виділення металу та водню ;
- при електролізі кисеньвміщуючих солей(сульфати,нітрати,фосфати) на аноді виділяєтся кисень за реакцією
4H+OH- - 4e = 2H2O +O2 + 4H+ ; (5.2)
- при електролізі розплавлених солей , в основному галогенів, на катоді виділяются найбільш активні метали , а на аноді виділяєтся газ за схемою
2Х- - 2е = Х2 , (5.3)
Де Х – Cl, F .
5.2.Контрольне завдання
Які процеси протікають на інертних електродах і які речовини виділяются на аноді та катоді при електролізі водного розчину солі NiSO4 .
K : Ni2+ + 2e = Ni
A : 2H2O = O2 + 4H+ + 4e
Підсумкове рівняння процесу електролізу :
6H2O + 2NiSO4 = 2H2 +4Ni +4OH- +O2 + 4H+ + 2SO4-
6.Розрахунок величини перенапруги виділення водню та кисню при електролізі водних розчинів
6.1.Методика розрахунку
Приелектролізі водних розчинів важливе значення мають процеси розряду на аноді основного компонента електроліту – води.Рівноважний потенціал розряду води на платиновому аноді за реакцією 2H2O = O2 + 4H+ + 4e складає E0a = -1.23В. Але на практиці розряд води з виділенням кисню потребує значно бідьшої енергії і фактичний потенціал 0.7 – 1.3В більш негативний рівноважного. Аналогічно кисню виділення водню також проходить при значно більшій напрузі.
Перенапруга ΔU представляє собою різницю між фактичною величиною потенціалу розкладу речовини і теоретичним потенціалом розкладу,який визначаєтся за рівноважноми потенціалами електродних процесів.Перенапруга при виділенні металів,особливо з розчинів, мала і її можливо не враховувати.Але при виділенні водню та кисню в процесі електролізу водних розчинів ураховування перенапруги необхідно здійснювати.
6.2.Контрольне завдання
З урахуванням пренапруги виділення водню та кисню розрахувати потенціал розкладу водного розчину Na2SO4 при використанні слідуючих електродів : катод –Ti, анод – C.
K : Ti = 1B EH2 = 1+0.41 = 1.41
A : C = 0 EO2 = 0
Раніше всіх на катоді розряджаєтся той іон ,рівноважний потенціал розряду якого найбільш позитивний. Отже ,першим на катоді буде виділятись С ,наступним Ti.
Ep = 1.41 + 0 = 1.41 B
7.Розрахування законів Фарадея для розрахунку показників електролізу
7.1.Методика розрахунку
Згидно з законами Фарадея кількість речовини m ,яка виділяєтся при електролізі , пропорційно електрохімічному еквіваленту речовини (q) , силі струму(I) та часу проходження через електроліт (T)
m = q . I . T (7.1)
В кольоровій металуогії закони Фарадея використовують ,частіше за все, для взначення виходу по струму Вс при електролізі, тобто для виразу в % відношення кількості фактично отриманого металу mфакт до теоретично можливого mтеор
Вс = mфакт/mтеор (7.2)
7.2.Контрольне завдання
Скільки Fe можливо отримати при електролізі розчину його солі , якщо на протязі єдиної години пропускати струм сило. 10кА при виході по струму 80% ?
1.Кількість Fe яка повинна видылятися выдповыдно законам Фарадея
mф = 1.042 . 10 . 1 = 10.42 г
2.Кількість виділившигось металу при електролізі
mт = 10.42 . 0.8 =8.336 г
8.Розрахунок ефективності використання електроенергії при електролізі
8.1. Методика розрахунку
Використання електроенергії при електролізі характеризуєтся величинами виходу по струму,по енергії та питомої витрати електроенергії.
Вихід по струму показує використання струму електролізу за призначенням і визначається виразом (7.2).
Для характеристики ефективності використання електроенергії використовують також показники питомої витрати електроенергії та виходупо енергії.
Величина фактичної питомої витрати електроенергії визначається за формулою
Wф = Uр / q . Bc . (8.1)
Де Uр – робоча напруга на ванні, В ;
q – електрохімічний еквівалент металлу,г/А.год.;
Bc – вихід по струму ,частка одиниці.
Вихід по енергії (Ве) дорівнює відношенню :
Be = WT / Wф = (Ерозк . Ве) / Uр (8.2)
Де WT – теоретична питома витрата електроенергії ,кВт . год/т ;
Eрозк – напруга розкладу сполуки металу, В.
8.2.Контрольне завдання
Серія з 150 електролізерів ,маючих робочий струм I ,видала за 30 діб Р тон алюмінію марки А5 (99.5%).Середня напруга на ванні дорівнює Up. Визначити вихід по струму , питому витрату електроенергії , вихід по енергії.
I = 142кА, P = 4262т, U = 4.79В
Вт=(1.05 . 103)/(0.3355 . 142 . 24) = 0.92
Wф=(4.79 . 103) / (0.3355. 0.92) = 15966 кВт.год/т ;
Bc= (1.2 . 0.92) / 4.79 = 0.23
9.Визначення теплового ефекту елктрохімічної реакції
9.1.Методика розрахунку
Кількість тепла,яка виділяєтся в ванні при електролізі, визначаєтся за формулою
Q = 3.6 . I (Up – ET . Bc ) (9.1)
де I – сила струму електролызера ;
Up - напруга на ванны , В ;
Bc – вихід по струму ,частка одиниці ;
ET – теплова напруга розкладу,яка розрахована з виразу
ET = ΔHT / (Z . FT ) (9.2)
Де ΔHT – тепловий ефект реакції,кДж ;
Z - валентність металу ;
FT – число Фарадея (96.4 кДж/г).
9.2. Контрольне завдання
Визначення кількості джоулевого тепла, яке виділяєтся за 1 годину в алюмінієвому електролізері з силою струму I при напрузі Up і виході по струму Bc.Прийняти , що анодний газ вміщує рівні обьєми СО та СО2.
I = 142 кА , Up = 4.79 В , Bc – 90 %.
Теплоти реакцый при 9500 С :
а) Al2O3+ 3C = 2Al + 3CO – 2976 кДж ;
б) 2Al2O3+3C = 4Al + 3CO2 – 2058 кДж .
1.Теплова напруга розкладу для реакції
EaT = 2976/(6 . 96.4) = 2.25 В ;
EбТ = 2058.6 /(12 . 96.4) = 1.78 В ;
2.Для корисного струму ,який витрачаєтся на реакцію , визначаєтся величиною виходу по струму :
а) В(а)С = PCO/(2PCO . PCO) = 50/(2 .55+45) = 0.33
б) В(б)С =1 – 0.33 = 0.67
QT=3.6 . 142000(4.79 – 0.9(2.255 . 0.33+1.78 . 0.67)) = 3885120 Дж/год