Im Text Quantitative Aspekte der Elektrolyse, haben Sie einige mathematische Beziehungen gesehen, die zwischen den an einem Elektrolyseprozess beteiligten Größen hergestellt werden, wie z der elektrische Strom (i), die Menge an elektrischer Ladung (Q), die für den Ablauf des Prozesses benötigt wird, und die Zeit (t), die führen zu. Es wurde auch die Menge an elektrischer Ladung entdeckt, die bei 1 Mol Elektronen oder nach Avogadros Konstante 6,02 transportiert wird. 1023 Elektronen.
Die Beziehungen sind kurz:
Hier sind nun drei Beispiele, wie Sie diese Informationen verwenden können, um praktische elektrochemische Probleme zu lösen. Es ist wichtig zu beachten, dass wir hier den Wert 96486 C verwenden. In der meisten chemischen Literatur wird jedoch der gerundete Wert 96500 C verwendet.
1. Beispiel: Betrachten Sie eine Galvanik, bei der ein Teil mit Silber beschichtet wurde. Am Ende dieses elektrolytischen Prozesses ist die Ladungsmenge der Ag-Ionen+ wenn sie das Ag reduzierten, waren es 0,05 Faraday. Wenn Sie wissen, dass die Molmasse von Silber 108 g/mol beträgt, sagen Sie, wie viel Silber bei diesem Prozess abgelagert wurde?
Auflösung:
Ag+ (Hier) + und- → Ag(s)
↓ ↓
1 mol e-1 mol
↓ ↓
1 Faraday 108 g
0,05 Faraday m
m = 5,4 g
2. Beispiel: Nehmen wir an, wir führen die Elektrolyse einer wässrigen Lösung von Nickelsulfat (NiSO4), Anlegen eines elektrischen Stroms von 0,10 A für 386 Sekunden. Wie viel Nickel wird an der Kathode gewonnen? (Angegeben: Molmasse von Ni = 58,7 g/mol)
Auflösung:
Ni2+ + 2e- → Ni(s)
↓ ↓
2 mol e-1 mol
↓ ↓
2 (96486 C) 58,7 g
Um eine Dreierregel-Beziehung aufzustellen und die Masse zu bestimmen, die sich in diesem Fall gebildet hat, müssen wir zuerst die Menge der elektrischen Ladung (Q) bestimmen:
Q = ich. t
Q = 0,10. 386
Q = 38,6 °C
Also haben wir:
2 (96486 C) 58,7 g
38,6 cm
m = 2265,82C. G
192972 C
m = 0,01174 g oder 11,74 mg
3. Beispiel: Wir haben drei in Reihe geschaltete Elektrolysewannen, die 32 Minuten und 10 Sekunden lang einem Strom von 5 A ausgesetzt sind. Im ersten Bottich haben wir eine CuSO-Lösung4; auf der zweiten haben wir eine FeCl-Lösung3; und im dritten haben wir eine AgNO-Lösung3. Bestimmen Sie die Massen jedes der Metalle, die auf den Elektroden der drei Vertiefungen abgeschieden sind. (Molmassen: Cu = 63,5 g/mol, Fe = 56 g/mol, Ag = 108 g/mol).
Auflösung:
Übergeben wir zunächst den Zeitwert an Sekunden:
1 Minute 60 Sekunden
32 Minuten bis
t = 1920 + 10 Sekunden = 1930 Sekunden
Mit diesen Daten können wir die elektrische Ladung Q bestimmen:
Q = ich. t
Q = 5. 1930
Q = 9650 C
Nun verwenden wir für jede der Halbreaktionen, die in den drei Bottichen ablaufen, die Dreierregel, um die jeweiligen Massen der abgeschiedenen Metalle zu ermitteln:
1. Kuba: 2. Kuba: 3. Kuba:
Arsch2+ + 2e- → Cu(s) Vertrauen3+ (Hier) + 3 und- → Fe(s) Ag+ (Hier) + und- → Ag(s)
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
2 mol e-1 mol 3 mol e- 1 mol 1 mol e-1 mol
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
2. (96486 C) 63,5 g 3. (96486 C) 56 g 96486 C 108 g
9650 Cm 9650 Cm 9650 Cm
m ≈ 3,175 g Cu(s)m ≈ 1,867 g Fe(s)m = 10,8 g Ag(s)
Von Jennifer Fogaça
Abschluss in Chemie
Quelle: Brasilien Schule - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/aplicacoes-dos-aspectos-quantitativos-eletrolise.htm