Question

1. Опишите процесс электролиза соли K 2 SO 4 , написав уравнения анодного и катодного процессов, пользуясь правилами, приведенными в лекции. 2. Задача. Электролиз раствора нитрата серебра AgNO 3 проводили при силе тока 2 А в течение 4 час. Сколько граммов серебра выделилось на катоде?

Answer 1

Ответ:Электролиз раствора K2SO4.

Катод:2H2O+2e=H2+2OH/*2; Анод:2H2O-4e=O2+4H/*1; Общее уравнение электролиза:2H2O-(⚡)-2H2+O2

Объяснение:

Answer 2

1. Электролиз соли K₂SO₄:

Анодный процесс: На аноде происходит окисление анионов. В растворе K₂SO₄ анионы SO₄²⁻ могут участвовать. Уравнение анодного процесса:

\[ 2SO₄²⁻(раствор) → O₂(g) + 2e⁻ \]

Катодный процесс: На катоде происходит восстановление катионов. В данном случае, катионы K⁺ могут быть восстановлены. Уравнение катодного процесса:

\[ 2K⁺ + 2e⁻ → 2K(катод) \]

Таким образом, полное уравнение электролиза соли \( K₂SO₄ \):

\[ 2SO₄²⁻(раствор) + 2K⁺ → O₂(g) + 2K(катод) \]

2. Электролиз раствора нитрата серебра AgNO₃:

Для расчета количества вещества, выделившегося на катоде, используем закон Фарадея:

\[ Q = nF \]

где: \( Q \) - заряд (количество электричества, прошедшего через систему), \( n \) - количество молей вещества, \( F \) - постоянная Фарадея (\( F = 96500 \, C/mol \)).

Для AgNO₃ на катоде происходит редукция Ag⁺ к серебру:

\[ Ag⁺ + e⁻ → Ag \]

Количество электричества, \( Q \), можно вычислить по формуле:

\[ Q = It \]

где: \( I \) - сила тока (2 А), \( t \) - время (4 часа = 14400 секунд).

Теперь можно рассчитать количество молей серебра:

\[ n = \frac{Q}{F} \]

Подставив значения, получим:

\[ n = \frac{2 \, A \times 14400 \, s}{96500 \, C/mol} \]

Решив это уравнение, найдем количество молей \( n \), а затем переведем его в граммы, учитывая молярную массу серебра.

\[ m = n \times M \]

где: \( m \) - масса (г), \( M \) - молярная масса серебра (\( 107.87 \, g/mol \)).

Рассчитаем \( m \):

\[ m = n \times M = \left( \frac{2 \, A \times 14400 \, s}{96500 \, C/mol} \right) \times 107.87 \, g/mol \]