Меню

Химическое действие электрического тока закон фарадея решение задач

Использование уравнения Фарадея в расчетах при электролизе солей

Задача 708.
Чему равна эквивалентная масса кадмия, если для выделения 1 г калия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества?
Решение:
Согласно закону эквивалентов при пропускании определённого количества электричества (Q = It) через раствор выделяется эквивалентная масса любого вещества. Для расчета эквивалентной массы кадмия используем уравнение закона Фарадея:

 уравнение Фарадея

Здесь m — масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э — его эквивалентная масса; I — сила тока; t — время; F — постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.

Решим уравнение закона Фарадея относительно эквивалентной массы и подставим данные задачи
(m = 1г, I.t = 1717 Кл,), получим:

 уравнение Фарадея

Ответ: 56,2 г/моль .

Задача 709.
При прохождении через раствор соли трехвалентного металла тока силой 1,5 А в течение ЗО мин на катоде выделилось 1,071 г металла. Вычислить атомную массу металла.
Решение:
Рассчитаем эквивалентную массу металла: Для расчета эквивалентной массы металла используем уравнение закона Фарадея:

 уравнение Фарадея

Здесь m — масса образовавшегося или подвергшегося превращению вещества; Э — его эквивалентная масса; I — сила тока; t — время; F — постоянная Фарадея (96500 Кл/моль), т.е. количество электричества, необходимое для осуществления электрохимического превращения одного эквивалента вещества.

Решим уравнение закона Фарадея относительно эквивалентной массы и подставим данные задачи
(m = 1,071г, I = 1,5 A, t = 30мин = 30 . 60 = 1800с), получим:

 уравнение Фарадея

Теперь рассчитаем атомную массу металла по формуле:

Mr(Me) = Э . В = 38,28 . 3 = 114,835 г , т.е. Ar(Me) = 114,835.

Ответ: 114,835.

Задача 710.
Какой процесс протекает при электролизе водного раствора хлорида олова (II) на оловянном аноде:
Sn → Sn 2+ + 2 ; 2Cl — → Cl2 + 2 ; 2H2O → O2 + 4H + + 2 ?
Решение:
Стандартный электродный потенциал электрохимической системы Sn → Sn 2+ + 2 (-0,126В) положительнее потенциала водородного электрода в нейтральной среде (-0,41В) незначительно. Поэтому на катоде будет выделяться олово потенциал0 (Sn 2+ /Sn) > потенциал0 (2H + /H2)):

На аноде будет происходить электрохимическое окисление олова – материала анода, поскольку, отвечающий системе Sn → Sn 2+ + 2 (-0,126В) значительно ниже 2Cl — → Cl2 + 2 (+1,36В) и потенциала окисления воды (+1,228В) . Ионы хлора, движущиеся к аноду, будут накапливаться в анодном пространстве.

Таким образом, при электролизе водного раствора хлорида олова (II) на катоде в основном происходит разряд ионов Sn 2+ и выделение металла. На аноде происходит противоположный процесс – окисление металла. В данном случае электролиз сводится к растворению металла анода и выделению его на катоде. Этот процесс можно применить для электрохимической очистки олова.

Ответ: а).

  • Вы здесь:
  • Главная
  • Задачи
  • Химия-Глинка
  • Моль. Закон Авогадро. Мольный объём газа. Давление газа | Задачи 62 — 70

Источник

Презентация по физике на тему «Закон Фарадея. Решение задач»

 Закон Фарадея. Решение задач

Описание презентации по отдельным слайдам:

Закон Фарадея. Решение задач

…И лишь тот может достичь ее сияющих вершин, кто не страшась усталости карабкается по ее каменистым тропам Цель урока: закрепление теоретических знаний, формирование умений и навыков решения задач

Продолжите фразу… 1. Электролитическая диссоциация – это… 2. Электролиты – это… 3. Электролиз это — … 4. Масса вещества, выделившегося на электроде пропорциональна… 5. В таблице напротив меди стоит 0,33. Что это значит.

1.В результата электролиза на катоде за 12часов выделилось 5 г хрома. Сколько его выделилось бы за сутки? 2. Во сколько раз изменится количество выделившегося хрома, если силу тока увеличить в 2 раза; Уменьшить в 4 раза?

В какой электролитической ванне на электродах выделится наибольшее количество меди, если в ванне1- CuCl2, в ванне 2 – CuCl, а ванне 3 – CuSO4? 1 2 3 В какой из двух электролитических ванн выделится наибольшее количество хлора, если в одной из них CuCI2 , а в другой – NaCI?

Графический диктант 1.Электрический ток в электролитах обусловлен движением свободных электронов. 2. Электролитическая диссоциация происходит только под действием молекул растворителя. 3.При значительном увеличении температуры некоторые соли и оксиды металлов могут распадаться на ионы. 4. В системе СИ время измеряется в секундах.

5. Математическая запись закона Фарадея: m=kIt 6. Электрохимический эквивалент вещества в системе СИ измеряется в кг/Кл 7. 0,000015м=15 мкм 8. 48 кв.см=0,0048кв.м 9. Справедливо ли выражение m=kIt =kq? 10. Для расчета количества теплоты Джоулем-Ленцем выведена формула:Q=IRt

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 + + + + + +

Задача 1 При электролизе на катоде за 10 мин выделилось 0,316 г меди. Амперметр при этом показал силу тока 1,5 А. Верны ли показания амперметра? Дано Ответ: показания амперметра неверны.

Задача 2 Определите массу серебра, выделившегося на катоде при электролизе азотнокислого серебра за 1 час, если к ванне подведено напряжение 1,2 В, а сопротивление ванны 5 Ом. Дано Ответ:

Задача 3 Сколько времени необходимо пропускать ток силой 2 А через электролит, чтобы покрыть кубок 49 г золота? Дано = 10 ч Ответ: t = 10 ч

Задача 4 В двух отдельных сосудах электролитическим способом наносят медь и серебро. Сила тока одинакова. Какова масса медного покрытия, если масса серебряного равна 40,24 г? Дано Ответ:

Задача 1. Определите время, необходимое для покрытия стальной детали с площадью поверхности слоем хрома толщиной 36 мкм. Электролиз проходит при силе тока 16 А. Домашнее задание Задача 2. Сколько на алюминиевом заводе расходуется электроэнергии на получение каждой тонны алюминия? Электролиз проходит при напряжении 850 В, а КПД установки составляет 80 %. Задача 3. При проведении лабораторной работы по определению электрохимического эквивалента меди ученик в течении 18 мин пропускал электрический ток 10 А через раствор медного купороса. За время опыта масса катода увеличилась с 40 г до 43,2 г. Какое значение электрохимического эквивалента получил ученик? Подготовиться к лабораторной работе №9 и решить задачи

Спасибо за внимание!!

  • Все материалы
  • Статьи
  • Научные работы
  • Видеоуроки
  • Презентации
  • Конспекты
  • Тесты
  • Рабочие программы
  • Другие методич. материалы

Номер материала: ДВ-055473

Не нашли то что искали?

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Подарочные сертификаты

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Читайте также:  Основные характеристики постоянного тока единицы измерения

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Источник



Закон Фарадея для электролиза — формулы, уравнения и задачи

Понятие об электролитах

Прежде чем говорить об уравнении Фарадея, следует изучить свойства веществ, которые называют электролитами. Определение в химии для них дается простое: это любые соединения, раствор или расплав которых способен проводить электрический ток.

Для существования направленного движения зарядов внутри какой-либо субстанции необходимо выполнение двух обязательных условий:

  1. Наличие пространственной разницы потенциалов электрического поля внутри субстанции. Эта разница может создаваться за счет электрических батарей, например, внутри аккумуляторов. Ток должен быть постоянным, а не переменным.
  2. Существования свободных заряженных частиц. Если раствор или расплав являются нейтральными, то они образованы как положительными (катионы), так и отрицательными (анионы) частицами. Важным моментом является их способность свободно перемещаться внутри субстанции при приложении к ней некоторой разницы потенциалов.

К электролитам относятся растворы практически всех растворимых солей (NaCl, K2SO4), кислот (HCl, H2SO4) и щелочей (Mg (OH)2, KOH). Любопытным является случай с H2O.

Дело в том, что дистиллированная (абсолютно чистая) вода не проводит электричество, однако, уже незначительное количество примесей в ней делает ее хорошим проводником. Поскольку она также является замечательным растворителем благодаря полярному строению ее молекул, то часто применяется для приготовления растворов электролитов.

Процесс электролиза

Чтобы ясно понять суть законов Фарадея, следует разобраться с процессом, для которого они применяются. Электролизом принято называть разложение соединений в их расплавах или растворах под действием проходящего электрического тока. Поскольку речь идет об электрохимическом процессе, то в его результате происходит два типа реакций: окисление и восстановление. Для их существования необходимо наличие двух электродов: катода и анода.

Два электрода

Если к отрицательной клемме электрической батареи присоединить электрод, то называться он будет катодом. Второй электрод, который подсоединяется к положительному полюсу батареи, — это анод. Оба слова имеют древнегреческие корни:

  1. Catha означает «вниз». Здесь имеется в виду движение электронов в сторону уменьшения свободной энергии системы.
  2. Anas — это «вверх».

Часто школьники и студенты путаются в знаке заряда этих электродов. Чтобы исключить ошибки, существует простой метод запоминания: катионы или положительные ионы вещества всегда движутся к катоду, то есть он является отрицательным электродом. В свою очередь, анионы или отрицательные ионы направляются под действием электрического поля к аниону, поэтому он является положительным.

Имеется еще один способ определения знака электродов. Поскольку на каждом из них проходит один из двух противоположных химических процессов (окисление или восстановление), то этот факт можно использовать таким образом:

  1. «Анод» и «окисление» — оба слова начинаются с гласных букв. Поскольку этот процесс сопровождается отдачей электронов электроду, значит, последний является положительным.
  2. «Катод» и «восстановление» — оба слова начинаются на букву согласную. Так как процесс восстановления сопровождается присоединением к иону электронов, значит, электрод должен их отдать, то есть он является носителем отрицательного заряда.

Окислительно-восстановительные реакции

Именно благодаря им происходит выделение или растворение веществ на электродах. Реакция окисления часто приводит к образованию пузырьков газов на аноде. Процессы же восстановления на катоде сопровождаются присоединением к катионам электронов и образованием твердых веществ из растворов и расплавов. Следует для ясности привести несколько примеров:

  1. Водный раствор поваренной соли (NaCl). Если через него пропускать ток с использованием углеродных электродов, то к аноду (+) будут идти анионы Cl-, на нем они будут окисляться до атомарного хлора, который будет образовывать пузырьки газа ядовитого Cl2. Катионы Na+ будут двигаться и оседать на электроде-катоде (-). Получая от него недостающие электроны для строительства внешней оболочки, будут образовываться в результате реакции восстановления атомы щелочного металла Na.
  2. Водный раствор медного купороса CuSO4. Здесь тип происходящих реакций будет зависеть от материала, из которого изготовлен электрод-анод. Реакция восстановления на катоде будет приводить к выделению меди на нем, однако, на аноде возможны разные варианты. Если этот электрод является платиновым, то на нем происходит выделение кислорода и образование H+ за счет окисления молекул H2O, а не анионов (SO4)2-. Если же анод будет медным, то происходит его собственное окисление и растворение.

Тип конкретной химической реакции на электродах определяется степенью «легкости» ее осуществления с энергетической точки зрения.

Применение в промышленности

Практически все активные химические элементы не содержатся в природе в чистом виде. Ввиду этого применение электролиза является достаточно полезным методом для получения многих металлов и газов:

  • производство чистых алюминия, натрия, калия и магния;
  • получение концентрированных растворов щелочей и кислот;
  • производство водорода, например, с помощью разложения воды;
  • анодирование — покрытие изделий тонкой пленкой различных соединений для их защиты от коррозии.

Законы Майкла Фарадея

В результате проведения многих исследований в 1834 году английский физикохимик Майкл Фарадей (в его честь названа единица измерения электрической емкости — фарада) вывел два закона, которые способны количественно описать процесс электролиза. Хотя сам факт разложения соединений под действием проходящего электричества через их растворы был открыт задолго до Фарадея. В 1800 году другой английский ученый Уильям Николсон установил экспериментально этот факт.

Заслуги Фарадея в исследовании электролиза огромны. Он ввел в физикохимию основные термины, которые до сих пор используются для описания этого процесса. Два закона ученого в современной формулировке представляются следующим образом:

  1. Масса вещества, которая оседает на электроде в процессе электролиза, прямо пропорциональна количеству электричества, проходящему через рассматриваемый электрод. Под количеством электричества понимается заряд, который в системе СИ измеряется в кулонах.
  2. Для постоянного количества электричества масса химического соединения, которая образуется в ходе электролиза на электроде, является прямо пропорциональной величиной эквиваленту этого вещества. Под эквивалентом полагается отношение молярной массы к количеству молей электронов, участвующих в реакции. Это число совпадает с валентностью элемента, например, для Al3+ оно равно 3, а для H+ составляет 1.
Читайте также:  Измерение сопротивление силы тока напряжения при помощи мультиметра

Математическая формула

Оба закона получены Фарадеем экспериментальным путем. Их словесные формулировки можно легко объединить и перевести на математический язык. Общее уравнение, которое удобно использовать при решении любых практических задач, принимает следующую форму:

Здесь m — масса образующегося вещества на электроде, Q — заряд, прошедший через электрод в процессе реакции, F — коэффициент пропорциональности, который называют постоянной Фарадея, M — молярная масса вещества, участвующего в химической реакции, z — его валентность (безразмерное число).

Первый множитель этого уравнения математически отражает сформулированный первый закон Фарадея, соответственно, второй множитель является выражением пропорциональности массы вещества его эквиваленту (M/z).

Эту формулу можно преобразовать, если вспомнить из курса общей физики, что заряд вычисляется по формуле:

Здесь I — электрический ток в амперах, t — время его прохождения через электролит. Подставив это выражение в математический закон Фарадея, и преобразуя его, можно получить следующие формулы:

Буквой n здесь обозначено количество выделившегося вещества на электроде в молях (n = m/M).

Значение постоянной F

Численное значение постоянной Фарадея составляет приблизительно 96500 Кл/моль. Физический смысл этой величины заключается в том, что она говорит, какое количество электричества необходимо пропустить через раствор, чтобы выделилось на электроде 1 моль одновалентного вещества.

Величина F тесно связана с постоянной Авогадро NA и с элементарным зарядом электрона e следующим выражением:

Эта формула в XIX веке была использована учеными для точного определения числа NA. Сам Фарадей определил постоянную, носящую его фамилию, благодаря изучению процесса электролиза серебряного раствора.

В настоящее время проводятся эксперименты с целью точного определения величины F (а значит, NA), чтобы ее использовать для переопределения единицы измерения массы — килограмма.

Пример решения задачи

Рассмотрим электролиз хлорида кальция в водном растворе. Химическая формула соединения CaCl2. В воде оно хорошо растворяется с образованием ионов Ca2+ и Cl-. Пусть через этот раствор пропустили постоянный ток 5 ампер в течение 2 часов. Необходимо определить массы газообразного хлора и твердого кальция, которые выделятся на аноде и катоде, соответственно.

Известные данные задачи позволяют без проведения промежуточных вычислений провести расчет по современной формуле Фарадея:

  1. Для анода получается: 2*Cl- — 2*e = Cl2. m (Cl2) = (I*t/F)*(M/z) = (5*7200/96500)*(0,0355/1) = 13,2 грамма.
  2. Для катода получается: Ca2+ + 2*e = Ca. m (Ca) = (I*t/F)*(M/z) = (5*7200/96500)*(0,040/2) = 7,5 грамма.

Для проведения расчетов использовались молярные массы химических элементов Ca и Cl из таблицы Д. И. Менделеева.

Таким образом, законы Майкла Фарадея являются универсальными для их практического применения к любым химическим веществам, которые участвуют в процессах электролиза. Они позволяют количественно выразить результаты реакций на электродах.

Источник

Конкурсные задачи по химии на закон электролиза Фарадея

Рубрика: Химия

Дата публикации: 03.05.2014 2014-05-03

Статья просмотрена: 24464 раза

Библиографическое описание:

Лукьянова, Н. П. Конкурсные задачи по химии на закон электролиза Фарадея / Н. П. Лукьянова. — Текст : непосредственный // Молодой ученый. — 2014. — № 6 (65). — С. 56-62. — URL: https://moluch.ru/archive/65/10723/ (дата обращения: 26.04.2021).

Особенностью среднего образования в России состоит в том, что учащиеся, и их учителя, заинтересованы участвовать в олимпиадах. При подготовке к олимпиадам по химии следует учитывать, что школьникам необходимо уметь эффективно решать расчетные задачи. Среди великого множества разнообразных химических задач наибольшие затруднения вызывают задачи, для решения которых помимо прочных химических знаний требуется неплохо владеть материалом курса физики. И хотя далеко не всегда уделяется внимание решению хотя бы простейших задач с использованием знаний двух курсов — химии и физики, задачи такого типа иногда встречаются на олимпиадах по химии. А потому, не разобрав задачи такого типа на уроках, учитель может неумышленно лишить своего ученика шанса на победу в олимпиаде. Необходимо учитывать, что такого типа задачи будут интересны и доступны для восприятия не всем учащимся. Задачи на закон Фарадея усложненные и не являются типовыми для школьного курса химии.

Все задачи разбиты на 3 уровня—очень простой, средний и сложный. Поэтому этот материал предназначен для широкого круга учащихся—от троечников до медалистов. Поскольку разработка ориентирована, в основном, на практическую подготовку, теоретический материал изложен достаточно кратко. Все предложенные задачи имеют подробные решения, что позволит существенно сэкономить бесценное учительское время.

Теоретические основы закона Фарадея

Электролиз — окислительно-восстановительный процесс, происходящий при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.

Электролиз водных растворов:

При определении продуктов следует помнить, что

1. На катоде восстанавливающийся продукт зависит от положения металла в ряду стандартных электродных потенциалов:

Li Rb K Ba Ca Na Mg Al | Mn Zn Cr Fe Co Pb H | Cu Hg Ag Pt Au

В растворах солей металлов первой группы восстанавливается только водород.

В растворах солей металлов второй группы параллельно протекает два процесса — восстановления водорода и металла. (В задачах часто имеется в виду, что восстанавливается только катионы металла, а восстановление водорода в данном случае не рассматривают) При электролизе растворов солей металлов третьей группы на катоде восстанавливается только металл.

2. На аноде получающийся продукт зависит как от материала анода, так и от природы аниона. На инертном электроде окисляются Cl¯, Br¯, I¯, S 2 ¯ (анионы бескислородных кислот), OH¯ и RCOO¯ (анионы карбоновых кислот до R2 + 2CO2). F¯ и анионы кислородсодержащих кислот (сульфат, нитрат, фосфат-анионы) не подвержены электролизу в водных растворах.

Взаимосвязь между количеством вещества, образовавшегося при электролизе на электроде (катоде или аноде), и количеством электричества, прошедшим через электрическую ячейку, определяется законом Фарадея:

m — масса выделившегося вещества (г);

Э — эквивалентная масса вещества (г/моль), равная отношению молярной массы на количество отдаваемых или принимаемых электронов;

M — молярная масса выделившегося вещества (г/моль);

n — число электронов, принимающих участие в данной реакции;

I — сила тока (А); t — время (c); F — постоянная Фарадея = 96500 Кл/моль.

Читайте также:  Номинальный ток проходного изолятора

Условия, ответы и решения задач

Уровень 1

1. Электролиз 100 г водного раствора серной кислоты с мольной долей последней 2.5 % проводили в течении 15 минут. Сила тока была постоянной и равнялась 10 А. Рассчитайте количество электричества, прошедшего через раствор (в Кл).

Ответ: 9000 Кл.

2. Электролиз 100 г водного раствора серной кислоты с мольной долей последней 2.5 % проводили в течении 15 минут. Сила тока была постоянной и равнялась 10 А. Рассчитайте количество электронов, прошедших через раствор.

Ответ:моль.

3. Вычислите массу ртути, выделившейся на катоде при пропускании тока силой 6 А через раствор хлорида ртути в течение 35 минут.

Уровень 2

4. При пропускании постоянного тока силой в 6,4 А в течение 30 минут через расплав хлорида неизвестного металла на катоде выделилось 1.07 г металла (С.О.=+3). Определите состав соли, который подвергли электролизу.

Кл.

моль

По уравнению реакции, количество выделившегося металла в 3 раза меньше количества электронов: моль.

г/моль.

Искомый металл — алюминий.

Ответ:АlСl3.

5. Электролиз 100 г водного раствора серной кислоты с мольной долей последней 2.5 % проводили в течении 15 минут. Сила тока была постоянной и равнялась 10 А. Рассчитайте массовую долю (в процентах) растворенного вещества в конечном растворе.

моль;

По уравнению реакции количество моль разложившейся воды в два раза меньше количества моль электронов, прошедших через электролизёр в ходе разложения воды:

моль.

г.

г.

г.

Уровень 3

6. При пропускании через 120 мл раствора, содержащего смесь Au(NO3)3 иHg(NO3)2, сила тока 0,9 А в течение 120 минут на катоде выделилась смесь металлов общей массой 5,99 г. Напишите уравнение электролиза каждой соли и определите молярные концентрации солей в исходном растворе, если известно, что на катоде не выделялись газы, а после окончания электролиза раствор не содержит ионов металлов [1, с 21].

Обозначим количества солей в растворе моль, а

моль. Тогда количества образовавшихся металлов также равны моль, моль.

По условию масса смеси металлов, выделившихся на катоде,

равна 5,99 г, отсюда: г.

Количество электронов, прошедших через раствор:

моль.

Из уравнений восстановления ионов металла следует: моль.

Составим систему из двух уравнений:

решая которую, находим: моль, моль.

Молярные концентрации солей в исходном растворе:

M;

M;

7. Электрохимическое фрезерование сплава (анодную обработку) проводят методом электролиза в водном растворе электролита. Рассчитайте время, необходимое для образования бороздки длинной 10 см, шириной 2 см и глубиной 0,2 см в латуни при токе 100 А и выходе реакции 50 %. Состав латуни: 57 % меди и 43 % цинка (по молям); плотность латуни 8,16 г/см 3 [2, с 243].

При электролизе на аноде протекают процессы:

Количество электронов, пошедшее на окисление латуни:

моль

Общее количество электронов, прошедшее через электролизёр:

моль.

По закону Фарадея

отсюда время, необходимое для образования бороздки:

ч.

Ответ: 0,54 ч [2, с 418].

8. При проведении электролиза водного раствора нитрата ртути, который длился 6 ч 20 минут, силу тока поддерживали постоянной. Через 40 минут с момента начала электролиза на катоде началось выделение газа. Определите массовое содержание соли в исходном растворе, если за время электролиза масса раствора уменьшилась в 1,258 раза [1, с. 84].

По закону Фарадея: .

Отсюда количество моль электронов, прошедших через электролизёр в ходе разложения воды (вторая реакция):

моль.

Тогда моль, и масса раствора уменьшилась на

г.

Общее уменьшение массы раствора:

г.

Пусть исходная масса раствора равна x г, тогда

откуда x = 1804 г.

Содержание нитрата ртути в исходном растворе:

(или 18,0 %).

Ответ: ω (Hg(NO3)2) = 18,0 % [1, с 281].

9. К 200 г 16 %-ного раствора сульфата меди прилили 200 г 29,8 %-ного раствора хлорида калия и полученный раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Электролиз закончили, когда массовая доля сульфат-ионов в растворе стала равна 5,61 %. Рассчитайте массы продуктов, выделившихся на электродах, и количество электричества, прошедшего через раствор.

моль;

Суммарная масса раствора 400 г; электролиз закончили, когда масса конечного раствора, исходя из массовой доли сульфат-ионов, стала равной:

г.

Для полного выделения меди (0,2 моль) из раствора необходимо 0,4 моль электронов, а хлора (0,4 моль) — 0,8 моль электронов.

Рассчитаем массу раствора при прохождении через электролизёр 0,8 моль электронов (так как число молей электронов, прошедших через электроды одинаково, то на катоде, кроме меди, выделилось 0,2 моль водорода):

г,

что не соответствует условию задачи (342,3 г). Следовательно, электролиз продолжается с разложением воды на обоих электродах.

Выразим массу конечного раствора:

г.

г.

моль, что соответствует 1,8 моль электронов.

По уравнению электролиза воды

рассчитаем массы водорода и кислорода, образующихся при разложении 0,9 моль воды:

г;

г.

Итак, в целом выделилось 12,8 г меди и 0,4+1,8=2,2 г водорода, на аноде — 28,4 г хлора и 14,4 г кислорода, а через электролизёр прошло 0,8+1,8=2,6 моль электронов.

По закону Фарадея количество электричества, прошедшего через раствор:

Кл.

Ответ: на катоде 12,8 г Cu и 2,2 г H2; на аноде 28,4 г Cl2 и 14,4 г О2;

1. Кузьменко Н. Е./ Химия: формула успеха на вступительных экзаменах/ Н. Е. Кузьменко, В. И. Теренин, О. Н. Рыжова, О. В. Архангельская, В. В. Еремин, Е. А. Еремина, Н. В. Зык, С. И. Каргов, Л. И. Ливанцова, Г. Н. Мазо, И. В. Морозов, М. В. Обрезкова, Ф. Н. Путилин.—М.: Издательство Московского университета: Наука, 2006.—337 с.

2. Кузьменко Н. Е./ Вступительные экзамены и олимпиады по химии: опыт Московского университета/ Н. Е. Кузьменко, В. И. Теренин, О. Н. Рыжова, Р. Л. Антипин, О. В. Архангельская, В. В. Еремин, Н. В. Зык, С. И. Каргов, Е. В. Карпова, Л. И. Ливанцова, А. Г. Мажуга, Г. Н. Мазо, И. В. Морозов, М. В. Обрезкова, С. Б. Осин, Д. А. Пичугина, Ф. Н. Путилин.—М.: Издательство Московского университета—М. Издательство Московского университета, 2011.—624 с.

Источник