Вычисления по уравнению Фарадея | Электролиз

Решение задач на электролиз солей

Задание 265.
Электролиз раствора нитрата серебра проводили при силе тока 2 А в течение 4 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса серебра выделилась на катоде и каков объем газа (н.у.), выделившегося на аноде? Ответ: 32,19 г; 1,67 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Ag⁺ +    = Ag⁰ (+0,80 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В  этом случае на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Ag⁺:

Ag⁺ +    = Ag⁰

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2Н₂О — 4   = О₂↑ + 4Н⁺,

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал, характеризующий систему из кислородной кислоты. Ионы NO₃^—, движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться  в анодном пространстве.

Массу выделившегося серебра находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 4 ч = 14400 с и М_Э(Ag) = 107,868 г/моль, получим:

m(Ag) = М_Э(В) ^. I ^.  t/F = 107,868 ^. 2 ^. 14400/96500 = 32,19 г.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока,  А;  t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

При вычислении объёмов выделившихся газов представим уравнение Фарадея в следующем виде: 

V = V_Э ^. I^. t/F

Здесь V – объём выделившегося газа, л; m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; МЭ(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока,  А;  t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л/моль, получим:

V(О₂) = (5,6 ^. 2 ^. 14400)/96500 = 1,67 л

Ответ: 32,19 г; V(О₂) = 1,67 л.

Задание 266. 

Электролиз раствора сульфата некоторого металла проводили при силе тока 6 А в течение 45 мин, в результате чего на катоде выделилось 5,49 г металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ, 32,7 г/моль.

Решение:

Эквивалентную массу металла рассчитаем из уравнения Фарадея относительно эквивалентной массы вещества, подставив в него данные из задачи, получим:

m(В) = М_Э(В) ^. I ^. t/F; 
М_Э(Ме) = m(В) ^. F/(I ^. t) = (5,49 ^. 96500)/(6 ^. 60 ^. 45) = 32,7 г/моль.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока,  А;  t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Ответ: М_Э(Ме) = 32.7 г/моль.

Задание 267.
На сколько уменьшится масса серебряного анода, если электролиз раствора АgNO₃ проводить при силе тока 2 А в течение 38 мин 20 с? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах. Ответ. 5,14 г.
Решение:
Массу уменьшения серебряного анода находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 38 мин 20 с = 2300 с и М_Э(Ag) = 107,868 г/моль, получим:

m(Ag) = М_Э(В)  ^. I ^.  t/F = 107,868 ^. 2 ^. 2300/96500 = 5,14 г.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; V_Э – эквивалентный объём газа, л/моль; М_Э(В) – масса эквивалента вещества, г/моль; I – сила тока,  А;  t – время, с; F – число Фарадея, 96500 Кл/моль.

Электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе АgNO₃. 

Стандартный электродный потенциал системы: Ag⁺ +  = Ag⁰ (+0,80 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В  этом случае на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Ag⁺:

Ag^₊ +   = Ag⁰

На аноде будет происходить электрохимическое окисление воды, приводящее к выделению кислорода:

2Н₂О — 4  = О₂↑ + 4Н⁺,

поскольку, отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+1,23 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал, характеризующий систему из кислородной кислоты. Ионы NO₃^—, движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться  в анодном пространстве.