Вычисления по уравнению Фарадея | Электролиз

 

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+электрон   = 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+электрон   = Ag0

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

2О - 4электрон   = 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 МЭ(Ag) = 107,868 г/моль, получим:

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

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; VЭ – 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.

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

V = VЭ . I. t/F

Здесь V – объём выделившегося газа, л; m(B) – масса выделившегося вещества, г; VЭ – 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) = МЭ(В) . t/F; 
МЭ(Ме) = m(В) . F/(I . t) = (5,49 . 96500)/(6 . 60 . 45) = 32,7 г/моль.

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; VЭ – 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.

Ответ: МЭ(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 МЭ(Ag) = 107,868 г/моль, получим:

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

Здесь m(B) – масса выделившегося вещества, г; VЭ – 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.

Электронные уравнения процессов, происходящих на графитовых электродах при электролизе АgNO3: стандартный
электродный потенциал системы Ag+ + электрон  = 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+ + электрон   = Ag0

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

2О - 4электрон  = 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.