Практикум

51

титрование. В колбе с пробой аммиачно-воздушной смеси оттитровывают избыток кислоты 0,1 н раствором щелочи. В колбе с пробой нитрозных газов оттитровывают избыток щелочи 0,1 н раствором кислоты.

Результаты анализа газовых фаз заносят в табл.2.1.1.

На основании полученных аналитических данных рассчитывают концентрацию аммиака в аммиачновоздушной смеси и оксида азота (II) в нитрозных газах:

a1 и a2 - количества кислоты или щелочи, соответственно, взятые для поглощения, мл.

b1 и b2 - количества кислоты или щелочи, соответственно, пошедшие на обратное титрование, мл.

На основе полученных данных рассчитывают выход оксида азота(II) по аммиаку, который в предположении 100 % степени превращения аммиака совпадает с селективностью):

аппарата. Определяют содержание аммиака и воздуха в аммиачно-воздушной смеси в объемных процентах. Для этого пользуются формулой:

53

аммиака и воздуха.

Эта формула верна, если в смеси нет ничего кроме аммиака и воздуха. По известному расходу воздуха и объемным концентрациям аммиака и воздуха по пропорции рассчитывают расход аммиака. Приводят расходы аммиака и воздуха к нормальным условиям. Затем определяют массовые количества введенных веществ, используя плотность газа при нормальных условиях.

По реакции (2.1.1) определяют количество полученного оксида азота (II), считая, что количество аммиака, израсходованного по этой

до азота по реакции (2.1.2) и при составлении приближенного материального баланса можно пренебречь образованием из аммиака других веществ.

Количество оставшегося в газовой смеси кислорода (графа: «расход») определяют как разность между введенным и израсходованным по реакциям (2.1.1) и (2.1.2).

Количество реакционной воды рассчитывают по уравнению (2.1.1) или (2.1.2), так как независимо от того, окисляется ли аммиак до оксида азота (II) или до азота, из четырех молей аммиака получается шесть молей воды.

54

2.1.7.Задание.

1.Провести опыт при заданных условиях с записью всех данных по прилагаемой форме.

2.Сделать анализ газа до и после контактирования.

3.Рассчитать содержание аммиака и воздуха в аммиачно-воздушной смеси в объемных процентах и расход аммиака (л/мин) в лабораторных и нормальных условиях.

4.На основании экспериментальных данных рассчитать выход оксида азота (II), объемное отношение кислорода к аммиаку, время контактирования для платинового и неплатинового катализаторов, интенсивность платинового и неплатинового катализаторов.

5.Составить материальный баланс контактного аппарата (табл.2.1.2).

2.1.8.Техника безопасности.

С целью исключения образования взрывоопасных смесей аммиака с воздухом система перед началом работы должна быть продута воздухом.

По этой же причине режим работы, заданный преподавателем, должен строго соблюдаться.

Эвакуирование воздуха из колб во

55

Таблица 2.1.2

Материальный баланс контактного аппарата для окисления аммиака.

Библиографический список.

1.Караваев М.М., Засорин А.П., Клещев Н.Ф.

Каталитическое окисление аммиака. -М.: Химия,

1 - задаётся преподавателем.

56

2.2. Электрохимическое получение гидроксида натрия, хлора и водорода

диафрагменным методом.

2.2.1.Цель работы. Знакомство студентов с

основными закономерностями протекания электролиза в диафрагменной ванне непрерывного действия, особенностями расчета основных технологических показателей и составлением материального баланса электрохимического процесса.

2.2.2. Введение.

Электрохимические методы практически вытеснили ранее применяемые химические, в произвлдстве хлора и его кислородных соединений.

Основным промышленным способом одновременного получения гидроксида натрия, хлора и водорода является электролиз водного раствора хлорида натрия. Существуют два параллельных производства гидроксида натрия: с использованием жидкого ртутного катода (амальгамный метод) и с твёрдым катодом (диафрагменный метод). Последний реализуется в проточных электролитических ваннах с фильтрующей диафрагмой, разделяющей анодное и

пространстве называют католитом, в анодном – соответственно анолитом.

Диафрагменный способ прост в аппаратурном оформлении, относительно дешев и не использует ртуть, пары которой опасны для здоровья человека. Однако, необходимо отметить, что гидроксид натрия, получаемый при использовании электролизёра диафрагменного типа, не обладает достаточной чистотой и не может быть использован, например, в производстве искусственного волокна или целлюлозы.

Кроме того, концентрация гидроксида натрия, получаемого диафрагменным методом сравнительно не

гидроксида натрия, хлора и водорода, как и любой другой химико-технологический процесс, может быть проанализирован с термодинамической и кинетической точки зрения.

Электродные реакции и термодинамика процесса электролиза водного раствора хлорида натрия в

гетерогенный процесс, протекающий на границе раздела фаз: твердый электрод – жидкий электролит – газ.

Процесс может быть описан суммарным уравнением:

натрия в ванне диафрагменного типа протекают следующие основные электродные реакции:

58

Вероятность протекания различных электродных реакций на катоде и аноде при проведении процесса в стандартных условиях (25 ОС, Р = 1 атм., активность ионов равна 1) можно оценить на основании величины стандартного электродного потенциала (ЕО). На катоде в первую очередь протекают те процессы, стандартный электродный потенциал которых наиболее электроположителен, на аноде реализуются процессы с наиболее электроотрицательным значением ЕО. Стандартные потенциалы электродных реакций, протекание которых принципиально возможно при электролизе раствора хлорида натрия, приведены в Табл. 2.2.1.

Таблица 2.2.1. Электродные реакции и потенциалы разряда ионов.

Анализируя данные Табл. 2.2.1 можно сделать вывод, что при стандартных условиях (электрод Pt)

59

на катоде наиболее вероятным является выделение водорода, а на аноде – кислорода в результате разрядки гидроксоаниона. Выделение металлического натрия из водного раствора на твердом электроде невозможно, поскольку эта реакция (Табл. 2.2.1, реакция 3) имеет большой отрицательный потенциал. В кислой среде возможно совместное выделение хлора и кислорода, т.к. их потенциалы электродных реакций близки между собой.

В условиях, отличных от стандартных, электродный потенциал называют равновесным (ЕP) и рассчитывают по уравнению Нернста:

где ЕО – величина стандартного электродного потенциала, В;

R– газовая постоянная, равная 8,315 Дж/моль∙K;

Т– температура, К;

n – число электронов, участвующих в электродной реакции;

F – число Фарадея, равное 96500 кулонов (или 26,8 А ч) на моль;

П ai i – произведение активностей или концентраций

i

(давлений) веществ, участвующих в электродной реакции, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам (с учетом знака i ), по форме совпадающее с константой равновесия;

[ Ox ] концентрация окисленной формы вещества в степени, равной стехиометрическому коэффициенту;

60

[Re d ] концентрация восстановленной формы вещества в степени, равной стехиометрическому коэффициенту.

Второе слагаемое уравнения (2.2.4) учитывает отклонение от стандартных условий температуры и

устанавливается на электроде без протекания тока. Таким образом, термодинамический анализ электрохимических потенциалов можно осуществлять на основании величины равновесных электродных потенциалов. В случае выделения на катоде водорода (Табл. 2.2.1, реакция 4) равновесный электродный потенциал равен:

Из уравнений (2.2.5 - 2.2.6) следует, что равновесие электродных реакций, так же, как и в других ХТП, можно смещать в сторону исходных или конечных продуктов, изменяя температуру, активность ионов (Н3О+ или Cl-) исходных реагентов и

Кроме того, практические, то есть реализующиеся

вусловиях электролиза потенциалы разряда ионов

всегда выше, чем рассчитанные по уравнению Нернста.