Как найти объем газа выделившегося на катоде - Avtoru.top

В двух последовательно соединенных электролизерах находятся водные растворы AgNO₃ и H₂SO₄, соответственно. Необходимо написать уравнения происходящих электродных процессов и рассчитать при стандартных условиях объем газа O₂, выделившегося во втором электролизере, если в первом на катоде выделилось 5.6 г металла.

Я начал кое-что.

Первый электролизер: Диссоциация: AgNO₃=Ag⁺+NO₃^—. Катод: Ag⁺+e=Ag. Анод: 2H₂O-4e=O₂+4H⁺. Суммарное ионное: 4Ag⁺+2H₂O=4Ag+O₂+4H⁺. Суммарное молекулярное: 4AgNO₃+2H₂O=4Ag+O₂+4HNO₃.

Второй электролизер: Диссоциация: H₂SO₄=2H⁺+SO₄^2-. Катод: 2H⁺+2e=H₂. Анод: 2H₂O-4e=O₂+4H⁺. Суммарное ионное: 4H⁺+2H₂O=2H₂+4H⁺+O₂. Суммарное молекулярное: 2H₂O=2H₂+O₂.

Правильно сделал? Теперь надо найти при стандартных условиях объем газа O₂, выделившегося во втором электролизере, если в первом на катоде выделилось 5.6 г металла. Вроде бы с помощью второго закона Фарадея. Мыслей нет по этому поводу.

Источник

Вычисление массы и объема веществ, образующихся при электролизе

Решение задач по химии на электролиз вещества

Задание 261.
Электролиз раствора К₂SO₄ проводили при силе тока 5 А в течение 3 ч. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 5,03 г; 6,267 л; 3,133 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы К⁺ + 1 = 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 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.

Массу разложившейся воды находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 3 ч = 10800 с и М_Э(Н₂О) = 9 г/моль, получим:

m(H₂O) = М_Э(В) ^.I ^. t/F = 9^. 5^. 10800/96500 = 5,036 г.

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; 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.

Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, получим:

V(H₂) = (11,2^. 5 ^. 10800)/96500 = 6,267 л;
V(О₂) = (5,6 ^. 5^. 10800)/96500 = 3,133 л;

Ответ: m(H₂O) 5,03 г; V(H₂) = 6,267 л; V(О₂) =3,133 л.

Задание 262.
При электролизе соли некоторого металла в течение 1,5 ч при силе тока 1,8 А на катоде выделилось 1,75 г этого металла. Вычислите эквивалентную массу металла. Ответ: 17.37 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) = (1,75 ^. 96500)/(1,8 ^. 60 ^. 60 ^. 1,5) = 17,37 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: 17.37 г/моль.

Задание 263.
При электролизе раствора СuSO₄ на аноде выделилось 168 см³ газа (н.у.). Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах, и вычислите, какая масса меди выделилась на катоде. Ответ:0,953г.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Cu²⁺ + 2 = Cu⁰ (+0,34 В) значительно положительнее потенциала водородного электрода в кислой среде (0,00 В). В этом случае на катоде будет происходить электрохимическое восстановление меди Cu²⁺:

Cu²⁺ + 2 = Cu⁰

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

2Н₂О — 4 = О₂↑ + 4Н⁺,

Эквивалентный объём кислорода равен 5,6 л/моль. Тогда количество эквивалентов выделившегося кислорода равно:

(О₂) = V(O₂)/V_Э(О₂) = 0,168/5,6 = 0,03 моль.

Так как (О₂) = (Cu), то можно рассчитать массу выделившейся меди при электролизе сульфата меди, получим:

m(Cu) = (Cu)_. M_Э(Cu) = 0,03 ^. 31,77 = 0,953 г.

Ответ: m(Cu) = 0,953 г.

Задание 264.
Электролиз раствора Na2SO4 проводили в течение 5 ч при силе тока 7 А. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на электродах. Какая масса воды при этом разложилась и чему равен объем газов (н.у.), выделившихся на катоде и аноде? Ответ: 11,75 г; 14,62 л; 7,31 л.
Решение:
Стандартный электродный потенциал системы Na⁺ +1 = 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^₊,

Массу разложившейся воды находим из уравнения Фарадея, имея в виду, что 5 ч = 18000 с и М_Э(Н₂О) = 9 г/моль, получим:

m(H₂O) = М_Э(В) ^.I ^. t/F = 9^. 7 ^. 18000/96500 = 11,75 г.

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 выде m(H₂O) = 11,75 г; V(H₂) = 14,62 л;V(О₂) = 7,31 л.лившегося 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.
Поскольку при нормальных условиях эквивалентный объём водорода равен 11,2 л/моль, а кислорода – 5,6 л/моль, получим:

V(H₂) = (11,2 ^. 7^. 10800)/96500 = 14,62 л;
V(О₂) = (5,6^. 7 ^. 10800)/96500 = 7,31 л

Ответ: V(H₂) = 14,62 л; V(О₂) = 7,31 л.

Источник

Записать реакции электролиза на инертных электродах и вычислить массу вещества, полученного на катоде и объем газа, выделившегося на аноде, при электролизе раствора соли нитрата серебра (AgNO₃), если время электролиза 20 минут, а сила тока I=2А, если выход по току Вт=100%. Какие вещества будут выделяться на электродах при замене инертного анода на металлический (Ag)?

Решение задачи

Электролиз раствора соли нитрата серебра (AgNO3):

(-) К: Ag⁺, H2O.

(+) А: NO₃^— , H2O.

Катионы металла (Ag⁺), имеющие большое значение ϕ0 при электролизе полностью восстанавливаются. Следовательно:

(-) К: Ag⁺ + e^—= Ag⁰;

(+) A: 2H₂O — 4e^— = O₂↑+4H⁺

Анион NO₃^— неокисляем. Суммарное уравнение электролиза раствора соли нитрата серебра (AgNO₃):

Итак, в ходе электролиза раствора соли нитрата серебра на инертных электродах будут выделяться серебро (на катоде) и кислород (на аноде).

Найдем массу серебра, полученного на катоде согласно закону Фарадея. Закон Фарадея выражается следующей формулой:

Где:

m — масса образовавшегося на электродах или подвергшегося превращению вещества, г;

Мэ — его эквивалентная масса, г/ моль;

I — сила тока, А (ампер);

t — время, с;

F — число Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.

Учитывая, что эквивалентная масса серебра (Ag⁺) равна 108 г/моль (смотри таблицу Менделеева), следовательно, его эквивалентная масса равна 108 г/моль, получаем:

m (Ag) = 108 ⋅ 2 ⋅ 1200 /96500 = 2,69 (г).

II закон Фарадея. При прохождении одинакового количества электричества через растворы (расплавы) различных электролитов массы (объемы) выделяющихся веществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам).

Получаем:

Откуда:

Так как масса серебра равна 2,69 г; V_э(O₂) = 5,6 л/моль; Э (Ag) = M (Ag) / n = 108 /1 = 108 г/моль (n -количество электронов, принимающих участие в анодном процессе).

V (O₂) = 2,69 ⋅ 5,6 /108 = 0,14 (л)

Ответ:

масса серебра 2,69 грамма,

объем кислорода 0,14 литра.

При замене инертного анода на серебряный, на аноде становится возможным протекание еще одного окислительного процесса — растворение серебра, из которого сделан анод:
(+) А: Ag⁰ — e^—= Ag⁺

Этот процесс характеризуется более низким значение потенциала, чем остальные возможные анодные процессы. Поэтому при электролизе раствора соли нитрата серебра (AgNO3) с серебряным анодом на аноде происходит реакция окисления серебра (Ag), а в анодном пространстве будет накапливаться AgNO3.
Суммарная электродная реакция выразится уравнением в ионном виде:

Ag⁰ + Ag⁺ = Ag⁺ + Ag⁰

Так как ионы сокращаются, то составить молекулярное уравнение электролиза раствора соли нитрата серебра (AgNO3) невозможно. Это означает, что электролиз раствора соли нитрата серебра (AgNO3) с анодом из серебра (Ag) сводится к переносу серебра с анода на катод.

Источник

Ребят,хелпаните с электролизом.С объяснением,если можно.

1) Вычислите массу газа,выделившегося на аноде при электролизе водного раствора 13 г хлорида меди CuCl2.

2) При электролизе водного раствора бромида натрия на аноде выделился бром массой 8 г. Вычислите объем газа,выделившегося на катоде.

3) При электролизе водного раствора хлорида меди на катоде выделилось 8 г меди. Определите объем газа,выделившегося на аноде.

Светило науки — 1136 ответов — 4751 помощь

1)
На катоде:
Cu⁺² + 2e → Cu⁰
На аноде:
2Cl⁻ — 2e → Cl₂↑
CuCl₂ = Cu + Cl₂↑
n(CuCl₂) = n(Cl₂)
n(CuCl₂) = m/M = 13г/135 г/моль= 0,096 моль
m(Cl₂) = n*M = 0,096 моль* 71 г/моль = 6,82 г
2)
На катоде:
2H₂O + 2e → H₂↑ + 2OH⁻
На аноде:
2Br⁻ — 2e →Br₂
2NaBr + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ + Br₂
n(H₂) = n(Br₂)
n(Br₂) = m/M = 8 г. /160 г/моль = 0,05 моль
V(H₂) = n*Vm = 0,05моль*22,4л/моль = 1,12 л.
3)
На катоде:
Cu⁺² + 2e → Cu⁰
На аноде:
2Cl⁻ — 2e → Cl₂↑
CuCl₂ = Cu + Cl₂↑
n(CuCl₂) = n(Cl₂) = n(Cu)
n(Cu) = m/M = 8г/64г/моль = 0,125 моль
V(Cl₂) = n*Vm = 0,125 моль*22,4 л/моль = 2,8 л.

Источник

Количественные
законы электролиза, открытые М. Фарадеем,
выражают связь между количеством
прошедшего через электролит электричества,
массой и химической природой веществ,
претерпевших превращение на электродах.

1. Массы
(m) веществ выделяемых
на электродах при электролизе
пропорциональны количеству электричества
(q) прошедшего
через электролит.

2. Массы
различных веществ, подвергшихся
электрохимическому превращениюх в
результате прохождения через электролит
одного и того же количества электричества,
пропорциональны химическим эквивалентам
(Э) этих веществ.

3.
Для выделения из раствора электролита
одного грамм-эквивалента любого вещества
нужно пропустить через раствор F=96500
Кл
электричества.

Математически
законы Фарадея можно записать в виде
одного уравнения:

(12.6)

(коэффициент

называется электрохимическим
эквивалентом).

Законы
Фарадея записываются также в другой
форме:

(12.7)

В случае определения
объема выделившегося газа (на катоде,
аноде) при электролизе используется
следующая формула:

(12.8)

В
приведенных уравнениях:

m
– масса восстановленного или окисленного
вещества, кг;

I
– сила тока, пропускаемого через
электролизер, А;

M
– молярная масса восстановленного или
окисленного внещества, кг/моль;

V
– объем выделившегося газа, м³;

– объем, занимаемый 1 молем газа при
нормальных условиях.

12.2. Примеры решения задач

Пример
1.

Составить
электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах при электролизе
водного раствора сульфата меди с
использованием:

а)
инертных электродов;

б) медных
электродов.

Решение.

CuSO₄
диссоциирует в растворе по уравнению:

а) для
инертных электродов:

На
катоде происходит восстановление ионов
меди и образуется медь по реакции:
,
т.к. Cu
расположен в ряду напряжений правее
водорода.

На аноде
окисляется вода и образуется кислород
по реакции:
.

Составляем
уравнения полуреакций:

б) для
медных электродов:

Медь
выделяется на катоде, анод растворяется,
а количество CuSO₄ в
растворе в течении всего процесса
остается неизменным.

Таким
образом, на катоде так же как и в случае
инертных электродов восстанавливается
медь:
,
а на аноде происходит окисление меди
(растворение анода) по реакции:

Составляем
уравнения полуреакций:

Пример 2.

Составить
электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах при электролизе
расплава хлорида калия.

Решение.

КCl
в расплаве диссоциирует по уравнению:

На катоде
происходит восстановление ионов калия
и образуется калий по реакции:
.

На аноде
окисляются ионы хлора и образуется хлор
по реакции:
.

Составляем
уравнения полуреакций:

Пример
3.

Составить
электронные уравнения процессов,
происходящих на электродах при
электролизе:

а)
расплава гидроксида калия;

б)
раствора гидроксида калия с инертными
(нерастворимыми) электродами.

Решение.

KOH
диссоциирует по уравнению:

а) для
расплава гидроксида калия:

На катоде
происходит восстановление ионов калия
и образуется калий по реакции:
.

На аноде
окисляются анионы

и образуется кислород по реакции:
.

Составляем
уравнения полуреакций:

б) для
раствора гидроксида калия с инертными
(нерастворимыми) электродами:

Так как
калий расположен в ряду напряжений
левее водорода, то на катоде происходит
восстановление воды и образуется водород
по реакции: .

На аноде
окисляются анионы

и образуется кислород по реакции:
.

Составляем
уравнения полуреакций:

Таким
образом электролиз раствора гидроксида
калия сводится к электролизу воды.

Пример 4.

Определить
массу металлического никеля, выделившегося
на катоде при пропускании через раствор
сульфата никеля NiSO₄
тока силой 5 ампер в течение 10 минут?

Решение.

Воспользовавшись
формулой (12.7), запишем:

В
указанной формуле:

M=58,69
г/моль – молярная масса никеля;

n=2
– число электронов, участвующих в
процессе окисления-восстановления;

I=5
A – сила тока, пропускаемого
через электролизер;

– время протекания тока.

Пример
5.

При
электролизе раствора сульфата меди
подается ток силой 10 А и используется
медный анод массой 9 г. Сколько времени
может протекать электролиз до полного
растворения анода?

Решение.

Воспользуемся
формулой (12.7). Выразим из нее время:

В
указанной формуле:

M=63,5
г/моль – молярная масса меди;

n=2
– число электронов, участвующих в
процессе окисления-восстановления;

I=10
A – сила тока, пропускаемого
через электролизер;

m=9
г – масса анода (масса меди, которая
восстановится на катоде.

Пример
6.

Сколько
времени нужно пропускать через раствор
кислоты ток силой 8 А, чтобы получить 10
л водорода (при н. у.)?

Решение.

Воспользовавшись
формулой (12.8), выразим из нее время:

Пример 7.

Сколько граммов KOH
образовалось у катода
при электролизе раствора K₂SO₄,
если на аноде выделилось
11,2 л кислорода, измеренного при нормальных
условиях?

Решение.

При
электролизе K₂SO₄
на катоде и аноде протекают следующие
процессы:

Из
уравнения реакции видно, что n=4,
соответственно на один моль кислорода
выделяется 4 моля KOH.
11,2 л кислорода составляют
.
Тогда KOH
образуется 2 моль или
,
где M=56
г/моль – молярная масса гидроксида
калия.

Пример 8.

Магниевую пластинку опустили в раствор
его соли. При этом электродный потенциал
магния оказался равен – 2,41 В. Вычислите
концентрацию ионов магния в моль/л.

Решение.

Стандартный
потенциал магния берем из приложения
Д.

Задача решается на основании уравнения
Нернста (12.4):