Электромелиорация почв

При использовании электрического тока для рассоления потребность в воде и время промывки значительно сокращаются, интенсификация процесса возрастает из-за повышения фильтрационной способности засоленной почвы при электроосмосе, увеличения растворимости солей вследствие изменения рН среды при электролизе, усиления массообменных процессов в электрическом поле. Это способствует вытеснению растворимых токсичных солей из верхнего почвенного слоя в нижележащие, откуда соли отводят с помощью дренажной системы.

В полевых условиях электромелиорацию проводят следующим образом. Выделенные участки готовят к промывке по обычной технологии. Затем монтируют электроды (аноды и катоды), в качестве которых чаще всего применяют металлические трубы или стержни диаметром 35...70 мм. Глубина заделки катодов (3...5 м) обычно больше, чем анодов (0,6... 1,8 м). Катоды и аноды устанавливают на одной линии. Расстояние между электродами в линии 10...20 м, между линиями 40...80 м.

После заполнения чеков водой линии с одноименными электродами подключают к выпрямительному устройству. При постоянном токе напряжение 75... 100 В, плотность тока в почве 1…10 А/м², расход; электроэнергии 5...20 тыс. кВт·ч/га. Количество воды для промывки уменьшается примерно в три раза, процесс длится 1...2 мес.

После заполнения чеков водой линии с одноименными электродами подключают к выпрямительному устройству. При постоянном токе напряжение 75... 100 В, плотность тока в почве 1…10 А/м², расход; электроэнергии 5...20 тыс. кВт·ч/га. Количество воды для промывки уменьшается примерно в три раза, процесс длится 1...2 мес.

Используя специфические свойства электрического тока, варьируя частотой и формой, можно снизить время промывки и энергозатраты на рассоление. Так, применяя асимметричные биполярные импульсы тока, удаляют токсичные ионы в 2... 10 раз быстрее, сокращают расход воды, снижают энергозатраты в 2...3 раза.

электрохимическое обогащение почв, поливной воды или питательных растворов (в овощеводстве защищенного грунта) микроэлементами (медью, марганцем, кобальтом и др.), которые вносят в виде ионов, получающихся при растворении анодов из соответствующих материалов. Обогащение почв таким способом выполняют в период вспашки с помощью плуга со специальным рабочим органом.

Электрохимия

Термин «электрохимия» объединяет два вида явлений: электрические и химические. Однако любой химический процесс связан с перегруппировкой заряженных частиц - атомных ядер и электронов, а потому химические и электрические явления, строго говоря, неразделимы.

Любую окислительно-восстановительную химическую реакцию можно рассматривать с точки зрения сопряженных процессов окисления и восстановления. Например, в реакции образования воды

2Н₂+О₂→2Н₂О (А)

атомы кислорода восстанавливаются (принимают электроны), а атомы водорода окисляются (отдают электроны).

Если слить растворы солей двухвалентного железа и четырехвалентного церия, то в химической реакции

Fе(II)+Се(IV)→Fе(III)+Се(III) (Б)

роль окислителя играет ион Се (IV), а роль восстановителя - ион Fе(II). Условием протекания химической реакции в приведенных примерах является столкновение реагирующих частиц, а ее физической основой — переход электрона от восстановителя к окислителю на достаточно малом расстоянии между ними.

Реакции (А) и (Б) можно осуществить и электрохимическим путем. Для этого окислитель и восстановитель должны быть пространственно разделены, а передача электронов должна осуществляться при помощи металлических проводников.

Пластинка из платины, опущенная в раствор с ионами Fе(II), является электродом, который принимает электроны:

Fе(II) + Рt→Fе(III) + е^-(Рt)

Электроны по внешней цепи переходят с анода на другой платиновый электрод, погруженный в раствор с ионами Се(IV). На этом электроде (катоде) происходит реакция восстановления:

Ce(IV) + е^-(Рt)→Ce(III) + Pt

в результате процессов на катоде и аноде осуществляется реакция (Б). Аналогичным образом, подводя кислород и водород к двум платиновым электродам, погруженным в раствор кислоты, можно осуществить и реакцию (А): на аноде

Н₂+2Н₂О+Рt→2Н₃О⁺ + 2е^-(Рt)

на катоде

_1/2О₂+2Н₃О⁺ + 2е^-(Рt)→3Н₂О+Рt

Для электрохимических реакций важную роль играет строение границы раздела между электродом и раствором. Существенное значение имеет направленность потоков окислителя и восстановителя к поверхностям электродов, а продуктов реакции - от электродов в объем раствора. Важным следствием этих различий является то, что большая часть химической энергии при электрохимическом способе проведения реакции превращается в электрическую энергию, тогда как в условиях постоянного объема вся энергия обычной химической реакции выделяется в виде теплоты.

Фундаментальное значение в электрохимии имеют границы раздела между проводниками первого и второго рода, поскольку именно здесь изменяется характер электрической проводимости: электронная проводимость металла или полупроводника сменяется ионной проводимостью раствора, расплава или твердого электролита. При протекании постоянного тока такая смена характера электрической проводимости неизбежно сопровождается электрохимическими превращениями тех или иных веществ: их электровосстановлением с присоединением электронов или электроокислением с отщеплением электронов.

Закон сохранения вещества применительно к электрохимическим превращениям на электродах принимает форму двух хорошо известных законов Фарадея:

1) количество вещества, прореагировавшего на электроде при пропускании постоянного электрического тока, пропорционально силе тока и времени электролиза;

2) при постоянном количестве пропущенного через электрод электричества масса выделившегося вещества пропорциональна химическому эквиваленту этого вещества.

n=Q/F

где n - число грамм-эквивалентов вещества, вступившего в электрохимическую реакцию при пропускании через границу раздела фаз Q кулонов электричества; F = 96485 Кл/моль - число Фарадея.

это раздел химической науки, в котором изучаются физико-химические свойства ионных систем, а также процессы и явления на границах раздела фаз с участием заряженных частиц (электронов или ионов).

При помощи электрохимической цепи и внешнего источника тока можно осуществлять различные химические превращения в растворе или расплаве электролита. Такая электрохимическая цепь работает как электролизер. Простейший пример электролиза - разложение воды на кислород и водород.

Группы явлений, при изучении растворов электролитов:

1. Осмотическое давление.

2. Давление пара над раствором.

3. Криоскопические и эбуллиоскопические измерения.

4. Тепловой эффект реакции нейтрализации.

5. Параллелизм между каталитическим действием кислот и их электропроводностью.