Закон эквивалентов моль количество вещества

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

Исходя из степени окисления хлора в соединениях НС1, HClO₃, НС1О₄, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:
КВг + КвrO₃ + H₂S0₄  Вг₂ + K₂SО₄ + H₂O.
Реакции выражаются схемами:

Р + НIO₃ + Н₂О  Н₃PO₄ + НI;

H₂S + Cl₂ + H₂O  H₂SО₄ + НСl.

Составьте электронные уравнения. Расставьте коэффициенты в уравнениях реакций. Для каждой реакции укажите, какое вещество является окислителем, какое— восстановителем; какое вещество окисляется, какое —восстанавливается.

Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс — окисление или восстановление — происходит при следующих превращениях:
As⁺³  As⁺⁵; N⁺³ N^-3; S^-2  S°.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
Na₂SО₃ + КМпО₄ + Н₂О  Na₂SО₄ + МnО₂ + КОН.

Исходя из степени окисления фосфора в соединениях РН₃, Н₃РО₄, Н₃РО₃. Определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
PbS + НNО₃  S + РЬ(NО₃)₂ + NO + Н₂О.
См. условие задачи 222.

Р + HNО₃ + Н₂О ® Н₃РО₄ + NO;

КМnО₄ + Na₂SО₃ + КОН ->• К₂МnО₄ + Na₂SО₄ + H₂O.

Составьте электронные уравнения и укажите, какой процесс — окисление или восстановление — происходит при следующих превращениях:
Мn⁺⁶  Mn⁺²; C1⁺⁵  Cl; N  N⁺⁵.

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме:

Cu₂O + HNO₃  Сu(NО₃)₂ + NO + Н₂О.

См. условие задачи 222.

HNО₃ + Са  NH₄NО₃ + Са(NO₃)₂ + Н₂О;

K₂S + КМnО₄ + H₂SО₄  S + K₂SО₄ + МnSО₄ + Н₂0.

Исходя из степени окисления хрома, йода и серы в соединениях K₂Cr₂O₇, KI и Н₂SО₃, определите, какое из них является только окислителем, только восстановителем и какое может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме

NaCrО₂ + PbО₂ + NaOH  Na₂CrО₄ + Na₂PbО₂ + H₂O.

См. условие задачи 222.

H₂S + Cl₂ + H₂О  H₂SО₄ + HC1;

К₂Сr₂О₇ + H₂S + H₂SО₄  S + Сr₂(SО₄)₃ + K₂SО₄ + H₂О.

См. условие задачи 222.

КClO₃ + Na₂SО₃  KC1 + Na₂SО₄;

KMnО₄ + HBr  Br₂ + KBr + MnBr₂ + H₂О.

См. условие задачи 222.

Р+ НClO₃ + H₂О  Н₃РО₄ + HC1;

Н₃AsО₃ + KMnО₄ + H₂SО₄  Н₃AsO₄ + MnSО₄ + K₂SO₄ + H₂O.

См. условие задачи 222.

NaCrО₂ + Br₂ + NaOH  Na₂CrО₄ + NaBr + H₂О;

FeS + HNО₃ ® Fe(NО₃)₂ + S + NO + H₂О.

См. условие задачи 222.

HNO₃ + Zn  N₂O + Zn(NО₃)₂ + H₂О;

FeSО₄ + КСlO₃ + H₂SО₄ ® Fe₂(SО₄)₃ + KC1 + H₂О.

См. условие задачи 222.

К₂Сr₂О₇ + HC1 ® Сl₂ + СгС1₃ + KC1 + Н₂O;

Au + HNО₃ + HC1 ® AuС1₃ + NO + H₂O.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: a) NH₃ и KMnО₄; б) HNО₂ и HI; в) HC1 и H₂Se? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
KMnО₄ + KNО₂ + H₂SО₄  MnSО₄ + KNО₃ + K₂SО₄ + H₂O.
См. условие задачи 222.

HC1 + СгО₃  Cl₂ + СгС1₃ + H₂О;

Cd + KMnО₄ + H₂SО₄  CdSО₄ + MnSО₄ + K₂SО₄ + H₂О.

См. условие задачи 222.

Сг₂O₃ + КClO₃ + КОН  K₂CrO₄ + KC1 + H₂O;

MnSO₄ + PbO₂ + HNO₃  НМnO₄ + Pb(NO₃)₂ + PbSO₄ + H₂O.

См. условие задачи 222.

H₂SO₃ + НClO₃  H₂SO₄ + HC1

FeSO₄ + К₂Cr₂O₇ + H₂SO₄  Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

См. условие задачи 222.

I₂ + Cl₂ + H₂O  НIO₃ + HC1

К₂Сr₂O₇ + Н₃РО3 + H₂SO₄ -» Cr₂(SO₄)₃ + Н₃РO₄ + K₂SO₄ + H₂O.

Могут ли происходить окислительно-восстановительные реакции между веществами: а) РН₃ и HBr; б) К₂Сr₂O₇ и Н₃РО₃; в) HNO₃ и H₂S? Почему? На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнении реакции, идущей по схеме
AsH₃ + HNO₃ ® НзAsO₄ + NO₂ + H₂O.

13. ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ

При решении задач этого раздела см. табл. 8.

Процессы превращения химической энергии в электрическую и обратно называются электрохимическими. Превращение химической энергии в электрическую происходит в гальванических элементах, превращение электрической энергии в химическую осуществляется при электролизе.

Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов, соединенных проводниками первого и второго рода. Электроды имеют электронную проводимость (проводники первого рода) и находятся в контакте с раствором или расплавом электролита, обладающим ионной проводимостью (проводником второго рода).

При погружении металла в раствор электролита происходит взаимодействие поверхностных атомов металла с полярными молекулами воды, в результате которого гидратированные ионы металла переходят в раствор.

При этом электроны, в избытке остающиеся в металле, заряжают его поверхностный слой отрицательно. Возникает электростатическое притяжение между перешедшими в жидкость гидратированными катионами и поверхностью металла, образуется двойной электрический слой.

По мере увеличения концентрации катионов у поверхности металла скорость их перехода в раствор уменьшается, а скорость обратного процесса – перехода катионов на отрицательно заряженную поверхность металла – увеличивается. В результате этого при определенной концентрации катионов металла (зависит от природы Ме) в системе устанавливается подвижное равновесие:

Me +m H₂O Ме(Н₂O) + n,

в растворе на металле

где п — число электронов, принимающих участие в процессе.

Двойной электрический слой, возникший на границе металл — жидкость, характеризуется определенным скачком потенциала — электродным потенциалом. Абсолютные значения электродных потенциалов измерить невоможно. Поэтому обычно определяют относительные электродные потенциалы в определенных условиях, так называемые стандартные электродные потенциалы (°).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор собственного иона с концентрацией (или активностью), равной 1 моль/л, измеренный по сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при 25°С условно принимается равным нулю.

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных электродных потенциалов (°), получаем ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений).

Положение того или иного металла в ряду стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) характеризует его восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение °, тем более сильным восстановителем является данный металл в виде простого вещества, и тем меньшие окислительные способности проявляют его ионы, и наоборот.

Таблица 8. Стандартные электродные потенциалы (°)

некоторых металлов

Электрод	°, В	Электрод	°, В
LI⁺/Li	-3,045	Cd²⁺/Cd	-0,403
Rb⁺/Rb	-2,925	Со²⁺/Со	-0,277
K⁺/K	-2,924	Ni²⁺/Ni	-0,25
Cs²⁺/Cs	-2,923	Sn²⁺/Sn	-0,136
Ва²⁺/Ва	-2,90	Pb²⁺/Pb	-0,127
Са²⁺/Са	-2,87	Fe³⁺/Fe	-0,037
Na⁺/Na	-2,714	2Н⁺/Н₂	-0,000
Mg²⁺/Mg	-2,37	Sb³⁺/Sb	+0,20
Al³⁺/Al	-1,70	Bi³⁺/Bi	+0,215
Ti²⁺/Тi	-1,603	Cu²⁺/Cu	+0,34
Zr⁴⁺/Zr	-1,58	Cu⁺/Cu	+0,52
Mn²⁺/Mn	-1,18	Hg/2Hg	+0,79
V²⁺/V	-1,18	Ag²/ Ag	+0,80
Cr²⁺/Cr	-0,913	Hg²⁺ /Hg	+0,85
Zn²⁺/Zn	-0,763	Pt²⁺ /Pt	+1,19
Cr²⁺/Cr	-0,74	Au³⁺ /Au	+1,50
Fe²⁺/Fe	-0,44	Au⁺ /Au	+1,70

Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла, концентрации, температуры и др.). Эта зависимость выражается уравнением Нернста

где n – число электронов, участвующих в реакции;
F – постоянная Фарадея, 96500Кл;

- концентрация ионов металла.

При Т = 298 К уравнение Нернста имеет вид

(1)
Электродные потенциалы измеряют приборами, которые называют гальваническими элементами. Окислительно-восстановительная реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в направлении, в котором ЭДС (Е) элемента имеет положительное значение.
Е = _К  _А, (2)
где _К – потенциал катода;
_А – потенциал анода.

Анодом является электрод, на котором протекает процесс окисления, на катоде идет процесс восстановления. Очевидно, что потенциал анода более отрицателен по сравнению с потенциалом катода.

Процессы в гальванических элементах протекают самопроизвольно, следовательно, должны сопровождаться уменьшением энергии Гиббса. Действительно, G⁰ =  nFЕ. Так как E > 0, то G⁰ < 0.

Пример 1. Стандартный электродный потенциал никеля больше, чем кобальта (табл. 8). Изменится ли это соотношение, если измерить потенциал никеля в растворе его ионов с концентрацией 0,001 моль/л, а потенциал кобальта – в растворе с концентрацией 0,1 моль/л?

Решение. Электродный потенциал металла () зависит от концентрации его ионов в растворе. Эта зависимость выражается уравнением Нернста (1).

Значения стандартных потенциалов для никеля и кобальта соответственно равны  0,25 В и  0,277 В. Определим электродные потенциалы этих металлов при заданных концентрациях:

Пример 2.

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. Подобные задачи также решаются на основании уравнения Нернста (см. пример 1):

Отсюда находим С

= 4,4∙10^-2.

Пример 3. Составьте схему гальванического элемента, в котором электродами являются магниевая и цинковая пластинки, опущенные в растворы их ионов с активной концентрацией 1 моль/л. Какой металл является анодом, какой катодом? Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции, протекающей в этом гальваническом элементе, и вычислите его ЭДС.

Решение. Схема данного гальванического элемента

А (-) Mg ‌ Mg²⁺ || Zn²⁺ ‌ Zn (+) К

Вертикальная линейка обозначает поверхность раздела между металлом и раствором, а две линейки — границу раздела двух жидких фаз — пористую перегородку (или соединительную трубку, заполненную раствором электролита). Магний имеет меньший потенциал (-2,37 В) и является анодом, на котором протекает окислительный процесс

А (-): Mg⁰  2 е = Mg²⁺ (1)

Цинк, потенциал которого -0,763 В, — катод, т.е. электрод, на котором протекает восстановительный процесс

К (+): Zn²⁺ + 2 е = Zn⁰ (2)

Уравнение окислительно-восстановительной реакции, характеризующее работу данного гальванического элемента, можно получить, сложив электронные уравнения анодного (1) и катодного (2) процессов:

Mg + Zn²⁺ = Mg²⁺ + Zn

Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала катода следует вычесть потенциал анода. Так как концентрация ионов в растворе 1 моль/л, то ЭДС элемента равна разности стандартных потенциалов двух его электродов:

ЭДС = = 1,607 В.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

В два сосуда с голубым раствором медного купороса поместили в первый цинковую пластинку, а во второй - серебряную. В первом сосуде цвет раствора постепенно пропадает.
Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующей реакции.
Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса цинковой пластинки при взаимодействии ее с растворами: а) CuS0₄; б) MgS0₄; в) Pb(NO₃)₂? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
При какой концентрации ионов Zn²⁺ (в моль/л) потенциал цинкового электрода будет на 0,015 В меньше его стандартного электродного потенциала?

Ответ: 0,30 моль/л.

Увеличится, уменьшится или останется без изменения масса кадмиевой пластинки при взаимодействии ее с растворами:
а) AgNO₃; б) ZnS0₄; в) NiS0₄? Почему? Составьте электронные и молекулярные уравнения соответствующих реакций.
Марганцевый электрод в растворе его соли имеет потенциал -1,23 В. Вычислите концентрацию ионов Мn²⁺ (моль/л).
Ответ: 1,89∙10^-2 моль/л.
Потенциал серебряного электрода в растворе AgNO₃ составил 95% от значения его стандартного электродного потенциала. Чему равна концентрация ионов Ag⁺ (моль/л)?

Ответ: 0,20 моль/л.

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС медно-кадмиевого гальванического элемента, в котором [Cd²⁺] = 0,8 моль/л, а [Сu²⁺] = 0,01 моль/л.

Ответ: 0,68 В.

Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь была бы катодом, а в другом — анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
При какой концентрации ионов Сu²⁺ (моль/л) значение потенциала медного электрода становится равным стандартному потенциалу водородного электрода?

Ответ: 1,89∙10^-12 моль/л.

Какой гальванический элемент называют концентрационным? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из серебряных электродов, опущенных: первый  в 0,01 н., а второй  в 0,1 н. растворы AgNO₃.

Ответ: 0,059 В.

При каком условии будет работать гальванический элемент, электроды которого сделаны из одного и того же металла? Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, в котором один никелевый электрод находится в 0,001М растворе, а другой, такой же электрод, — в 0,01 М растворе сульфата никеля.

Ответ: 0,0295 В.

Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из свинцовой и магниевой пластин, опущенных в растворы своих солей с концентрацией [Pb²⁺] = [Mg²⁺] = 0,01 моль/л. Изменится ли ЭДС этого элемента, если концентрацию каждого из ионов увеличить в одинаковое число раз?

Ответ: 2,244 В.

Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых никель является катодом, а в другом — анодом. Напишите для каждого из этих элементов электронные уравнения реакций, протекающих на катоде и на аноде.
Железная и серебряная пластины соединены внешним проводником и погружены в раствор серной кислоты. Составьте схему данного гальванического элемента и напишите электронные уравнения процессов, происходящих на аноде и на катоде.
Составьте схему, напишите электронные уравнения электродных процессов и вычислите ЭДС гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и магния, опущенных в растворы солей соответствующих металлов с концентрациями ионов:
[Mg²⁺] = [Cd²⁺] = 1 моль/л. Изменится ли значение ЭДС, если концентрацию каждого из ионов понизить до 0,01 моль/л?
Ответ: 1,967 В.
Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин цинка и железа, погруженных в растворы их солей. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и на катоде. Какой концентрации надо было бы взять раствор соли железа [Fe²⁺], чтобы ЭДС элемента стала равной нулю, если [Zn²⁺] = 0,001 моль/л?
Ответ: 1,42∙10^-14 моль/л.
Составьте схему гальванического элемента, в основе которого лежит реакция, протекающая по уравнению
Ni + Pb(NO₃)₂ = Ni(NO₃)₂ + Pb. Напишите электронные уравнения анодного и катодного процессов. Вычислите ЭДС этого элемента, если [Ni²⁺] = 0,01 моль/л, [Pb²⁺] = 0,0001 моль/л.

Ответ: 0,064 В.

Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке свинцового аккумулятора?
Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке кадмий - никелевого аккумулятора?
Какие химические процессы протекают на электродах при зарядке и разрядке железо - никелевого аккумулятора?

14. ЭЛЕКТРОЛИЗ
Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

При электролизе электрическая энергия превращается в химическую. Под действием электрического тока беспорядочное движение ионов превращается в направленное. При этом положительно заряженные ионы (катионы) перемещаются к отрицательному электроду – катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) движутся к положительному электроду – аноду.

Обратите внимание на название электродов. Как в гальваническом элементе, так и при электролизе, на аноде происходит окисление, а на катоде – восстановление. Электроны от внешнего источника тока поступают на катод, заряжая его отрицательно. Подошедшие к катоду катионы принимают электроны, т.е. восстанавливаются. На аноде отдавать электроны (т. е. окисляться) могут анионы, молекулы воды или металл, из которого изготовлен электрод (электролиз с растворимым анодом).

Чтобы правильно указать продукты электролиза, следует рассмотреть ионный состав электролита, определить все возможные процессы на катоде и на аноде, а затем выбрать те процессы, которые протекают в первую очередь.

На катоде в первую очередь идут реакции восстановления с наибольшим электродным потенциалом.

Возможные катодные реакции:

восстановление катионов;
восстановление молекул воды
2 Н₂О + 2е = Н₂ + 2 ОН при рН ≥ 7 ⁰ = - 0,83 В;
восстановление ионов водорода
2 Н⁺ + 2е = Н₂ при рН << 7 ⁰ = - 0,00 В.

Таким образом, на катоде в первую очередь восстанавливаются катионы малоактивных металлов с положительным электродным потенциалом, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов после водорода.

Катионы активных металлов, потенциалы которых намного меньше потенциала восстановления водорода (от лития до марганца и ванадия, см. табл. 8) не могут восстанавливаться на катоде из водных растворов, так как легче идет процесс восстановления молекул воды или (при рН << 7) ионов водорода.

Катионы металлов, потенциал которых мало отличается от потенциала водородного электрода (от ванадия до свинца) могут восстанавливаться на катоде одновременно с выделением водорода. Однако, учитывая высокое перенапряжение выделения водорода на большинстве электродов, нетрудно подобрать такую плотность тока на катоде, при которой выделение водорода практически полностью подавляется.

На аноде в первую очередь идут реакции окисления с наименьшим электродным потенциалом.

Возможные анодные реакции:

окисление анионов А  ne = A⁰;
окисление молекул воды
2 Н₂О – 4е = О₂ + 4 Н⁺ = 1,23 В;
окисление ионов ОН при рН >>7
4ОН  4е = О₂ + 2 Н₂О = 0,401 В;
окисление растворимого анода, т. е. металла, из которого изготовлен анод Me  ne = Meⁿ⁺

К нерастворимым электродам относятся аноды из золота, платины, графита, нержавеющей стали и некоторых др. материалов. Аноды из большинства металлов являются растворимыми.

При рассмотрении анодных процессов полезно запомнить несколько простых правил.

На инертном аноде в первую очередь окисляются анионы беcкислородных кислот, кроме аниона F (пункт 1):
S² 2е = S⁰ = - 0,447 В;
2 I  2е = I₂ = 0,54 В;
2 Br 2е = Br₂ = 1,1 В;
2 Cl 2е = Cl₂ = 1,36 В.
Следует отметить, что стандартный потенциал окисления ионов хлора несколько больше, чем у молекул воды. Но окисление молекул воды осложняется высоким перенапряжением кислорода (достигает до 1,6 В). Поэтому процесс окисления ионов Cl протекает легче, чем окисление воды.
Во вторую очередь происходит окисление анионов ОН из щелочных растворов (пункт 3). Анионы кислородсодержащих кислот (SO_,NO, CO и др.), а также анион F из водных растворов не окисляются, так как процесс окисления воды имеет меньший потенциал, даже с учетом кислородного перенапряжения (пункт 2).
При электролизе с растворимым анодом происходит анодное окисление анода (пункт 4).

Пример 1. Составьте электронные уравнения процессов, протекающих при электролизе раствора хлорида висмута: а) с графитовым анодом; б) с анодом из металла – висмута.

Решение. Уравнение диссоциации: BiCl₃  Bi³⁺ + 3 Cl

Выписываем ионы и молекулы, находящиеся у поверхности анода и катода, а также значения электродных потенциалов соответствующих процессов.

а)Электролиз с графитовым анодом:

(-) Катод (+)Анод

Bi³⁺,  = 0,215 B; Cl,  = 1,36 B; H₂O,  = - 0,83 B. H₂O,  = 1,23 B

Выбираем катодный процесс с наибольшим потенциалом и анодный процесс с наименьшим потенциалом, учитывая кислородное перенапряжение при окислении молекул воды:

К (-): Bi³⁺ + 3e → Bi⁰ ‌ x 2 А (+): 2 Cl - 2e → Cl₂ ‌ x3

Молекулярное уравнение электролиза:

2 BiCl₃ + H₂O → 2 Bi + 3 Cl₂+ H₂O

б) Электролиз с анодом из висмута:

(-) Катод (+)Анод

Bi³⁺,  = 0,215 B; Cl,  = 1,36 B; H₂O,  = - 0,83 B. H₂O,  = 1,23 B;

Bi³⁺,  = 0,215 B.
Bi³⁺ + 3e → Bi⁰ Bi⁰ - 3e → Bi³⁺

Пример 2. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuS0₄ в течение 1 часа при силе тока 4 А?

Решение. Согласно законам Фарадея

, (1)

где т — масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде;

m_Э — молярная масса эквивалента вещества;
I — сила тока, А;
t — продолжительность электролиза, с.

Молярная масса эквивалента меди m_Э = = 31,77 г/моль. Подставив в формулу (1) значения m_Э = 31,77 г/моль, 1=4 А, t= 60∙60 = = 3600 с, получим

г.

Пример 3. Вычислите молярную массу эквивалента металла, зная, что при электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и на катоде выделяется 11,742 г металла.

Решение. Подставляя в формулу (1) численные значения, получаем

m_Э = 11,742 ∙ 96500/3880 = 29,35 г/моль,

где m = 11,742 г; I∙t = Q = 3880 Кл.

Пример 4. Чему равна сила тока при электролизе раствора в течение
1 ч 40 мин 25 с, если на катоде выделилось 1,4 л водорода (н.у.)?

Решение. Из формулы (1)

Так как дан объем водорода, то отношение т/m_Э заменяем отношением , где — объем водорода, л.; — объем молярной массы эквивалента водорода, л. Тогда

Объем молярной массы эквивалента водорода при н.у. равен половине молярного объема 22,4/2 = 11,2 л. Подставив в приведенную формулу значения = 1,4 л, = 11,2 л, t = 6025 c (1 час 40 мин. 25 с. = 6025 с), находим

Пример 5. Какая масса гидроксида калия образовалась у катода при электролизе раствора K₂SО₄, если на аноде выделилось 11,2 л кислорода (н.у.)?

Решение. Объем молярной массы эквивалента кислорода (н.у.):
22,4/4 = = 5,6 л. Следовательно, 11,2 л содержат две молярные массы эквивалента кислорода. Столько же молярных масс эквивалента КОН образовалось у катода. Отсюда:

г. (56,11 г/моль — молярная масса и молярная масса эквивалента КОН).

<предыдущая страница | следующая страница>