Электронные процессы, происходящие на электродах при электролизе солей

Решение задач на электролиз солей

Задание 277. 

При электролизе растворов MgSO₄ и ZnСl₂, соединенных последовательно с источником тока, на одном из катодов выделилось 0,25 г водорода. Какая масса вещества выделится на другом катоде; на анодах? Ответ: 8,17 г; 2,0 г; 8,86 г.

Решение:

При электролизе солей растворов MgSO₄ и ZnСl₂, соединенных последовательно с источником тока, на катоде в растворе MgSO₄ будет происходить электрохимическое восстановление воды, а на катоде в растворе ZnСl₂ – электрохимическое восстановление ионов цинка, поскольку стандартный электродный потенциал системы Mg²⁺ -2  = Mg⁰ (-2,36 B) более отрицательней, чем стандартный электродный потенциал  водородного электрода в нейтральной среде (-041 В) и стандартный электродный потенциал  системы  Zn²⁺ -2   = Zn⁰ (-0,763 B), а также стандартный электродный потенциал водородного электрода в слабокислой среде (0,00 В). Поэтому в электролизёре с MgSO₄ на катоде выделяется водород, а в электролизёре с ZnСl₂ –металлический  цинк. 

На анодах будут происходить электрохимические окислительные процессы: в растворе MgSO₄ будет протекать окисление воды с образованием водорода, а в растворе ZnСl₂ – окисление хлрид-ионов с выделением газообразного хлора, так как стандартные электродные потенциалы систем:

2SO₄^2- -2 = S₂O₈^2-;
2Cl^– -2 = Cl₂⁰;
2H₂O -4 = O₂↑ = 4H⁺  

соответственно равны -2,01 В; 1,36 В;  1,23 В. 

Количества веществ, выделяющихся при электролизе эквивалентны друг другу:

 n(Н₂) =  n(Cl₂) =  n(Zn)

Находим количество эквивалентов водорода, выделившегося на катоде:

 (Н₂) = m(Н₂)/М_Э(Н₂) = 0,25/1 = 0,25 моль.

Тогда

m(O₂) =  (О₂) ^. М_Э(O₂) = 0,25 ^. 8 = 2 г;
m(Zn) =  (Zn) ^. М_Э(Zn) = 0,25 ^. 32,66 = 8,17 г’
m(Cl₂) =  (Cl₂) . М_Э(Cl₂) = 0,25 ^. 8,86 = 2 г 

Здесь М_Э(Cl₂) = 34,45 г/моль; М_Э(O₂) = 8 г/моль; М_Э(Zn) = 32,66 г/моль; М_Э(Н2) = 1 г/моль.

Ответ: m(Zn) = 8,17 г; 2,0 г;  m(Cl₂)  = 8,86 г.

Задание 278,
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на угольных электродах при электролизе раствора Na₂SO₄. Вычислите массу вещества, выделяющегося на катоде, если на аноде выделяется 1,12 л газа (н.у.). Какая масса H₂SO₄ образуется при этом возле анода? Ответ: 0,2 г; 9,8 г.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Na⁺ +     = Na⁰ (-2,71 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы Na⁺, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

2Н₂О + 2   = Н₂↑ + 2ОН^—

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 (+2,01 В), характеризующий систему: 2SO₄^2- — 2  = 2S₂O₈^2-. Ионы SO₄^2-, движущиеся при этом к аноду, будут накапливаться  в анодном пространстве.

Суммарно процесс электролиза Na₂SO₄ можно представить в молекулярной форме:

Количества веществ, выделяющихся при электролизе эквивалентны друг другу:

 n(Н₂) =  n(O₂) = n(H₂SO₄)

На аноде выделяется кислород, поэтому количество эквивалентов кислорода равно:

 (О₂) = V(O₂)/V_Э(O₂) = 1,12/5,6 = 0,2 моль.

Тогда

m(Н₂) =  (Н₂) ^. М_Э(Н₂) = 0,2 ^. 1  = 0,2 г;
m(Н₂SO₄) =  (Н₂SO₄) . МЭ(Н₂SO₄) = 0,2 . 49 = 9,8 г

Здесь М_Э(H₂) = 1 г/моль; М_Э(Н₂SO₄) = 49 г/моль; V_Э(O₂) = 5,6 л/моль

Ответ: m(Н₂SO₄) = 0,2 г; 9,8 г.

Задание 279.
При электролизе раствора соли кадмия израсходовано 3434 Кл электричества. Выделилось 2 г кадмия. Чему равна молярная масса эквивалента кадмия? Ответ: 56,26 г/моль.
Решение:
Расход электричества, необходимый для проведения электролиза равен: Q = I ^. t = 3434 Кл. Эквивалентную массу металла рассчитаем из уравнения Фарадея относительно массы вещества и количества электричества, подставив в него данные из задачи, получим:

m(В) = М_Э(В) ^. I ^. t/F =  М_Э(В) ^. Q/F
М_Э(Ме) = m(В) ^. F/Q = (2 ^. 96500)/3434 = 56,20 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) = 56,26 г/моль.

Задание 280.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах при электролизе раствора КОН. Чему равна сила тока, если в течение 1 ч 15 мин 20 с на аноде выделилось 6,4 г газа? Сколько литров газа (н.у,) выделилось при этом на катоде? Ответ: 17,08 А; 8,96 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы К⁺ +   = К⁰ (-2,92 В) значительно отрицательнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41 В). Поэтому на катоде будет происходить электрохимическое восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода, а ионы К+, приходящие к катоду, будут накапливаться в прилегающей к нему зоне (катодное пространство):

2Н₂О + 2  = Н₂↑ + 2ОН^—

На аноде будет происходить электрохимическое окисление ионов ОН-, приводящее к выделению кислорода:

4ОН — 4  = О₂↑ + 2Н₂О,

поскольку отвечающий этой системе стандартный электродный потенциал (+0,54 В) значительно ниже, чем стандартный электродный потенциал (+1,23 В), характеризующий систему 2Н₂О — 4  = О₂↑ + 4Н⁺.

Силу тока вычисляем из уравнения Фарадея относительно массы газа, имея в виду, что 1 ч  15 мин 20 с = 4520 с и  m(О₂) = 6,4 г, получим:

I = m(О₂)  ^. F/ М_ЭО₂) ^. t = 6,4 ^. 96500/8 ^. 4520 = 17,08 A.

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

V = V_Э ^. I^. t/F

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г;  V – объём выделившегося газа, л; 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.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, получим:

V(Н₂) = (11,2 ^. 17,08 ^. 5420)/96500 = 8,96 л

Ответ: V(Н₂) = 17,08 А; 8,96 л.