Прибор для кулонометрического титрования

 

 

 

 

· Примеры решения задач

Пример 1

На полное восстановление цинка в кулонометрии понадобилось 26 мин при силе тока 100 мА. Определить содержание (г) и концентрацию (моль/л) цинка в растворе, если на кулонометрический анализ было взято 10 мл раствора.

 

Решение: Рассчитываем содержание (г) цинка по формуле:

= 0,05285 г в 10 мл раствора,

тогда в 1 л будет содержатся 5,285 г/л или с _Zn2+ = m / М = 5,285 / 65,38 = 0,0808 моль/л.

 

Ответ: m _Zn2+ =0,05285 г; с _Zn2+ = 0,0808 моль/л.

 

Пример 2

На кулонометрическое титрование 10 мл раствора Na₂S₂O₃ иодом, генерируемым в кулонометрической ячейке, понадобилось 22 мин при силе тока 300 мА. Определить количество затраченного электричества и молярную концентрацию эквивалента раствора Na₂S₂O₃.

 

Решение:

Рассчитываем количество электричества:

Q = 0,3 ^. 22 ^. 60 = 396 Кл и массу (г) Na₂S₂O₃ = 158 ^. 396 / (2^. 96500) = 0,3242 г в 10 мл раствора,

 а в 1 л - 32,42 г/л.

Э (Na₂S₂O₃) = 79г/моль;

С = m / Э; С (Na₂S₂O₃) = 32,42 / 79 = 0,4104 моль /л.

 

Ответ: Q = 396 Кл; С (Na₂S₂O₃) = 0,4104 моль /л.

 

Пример 3..

Какова масса меди, выделившейся на электроде при прохождении через электрохимическую систему количества электричества, равного 2 F и выходе меди по току, равном единице (100 %)?

Решение.

Согласно закону Фарадея при прохождении количества электричества, равного 2 F выделится 2 моль эквивалента меди, что составляет:

mСu=Mэ_Сu·2=(63,57/2)г/моль · 2 моль=63,57 г.

 

Пример 4

 Электролиз водного раствора смеси солей. Расчет выхода по току.

Рассмотрите электролиз водного раствора смеси солей Pb(NO₃)₂ и Sn(NO₃)2 на графитовых (нерастворимых) электродах. Напишите уравнения электродных процессов. Рассчитайте выход по току веществ, если на катоде одновременно образовалось 30г Sn, 52г Pb и 2,8л Н₂ (условия нормальные).

Решение. Определим ионный состав раствора электролита и оценим водородный показатель среды. Запишем уравнения диссоциации молекул соли и воды:

Pb(NO₃)₂ → Pb²⁺ + 2NO₃^-

Sn(NO₃)2 → Sn²⁺ + 2NO₃^-

H₂O ←→ H⁺ + OH^-.

Соли Sn(NO₃)₂ и Pb(NO₃)₂ образованы слабыми основаниями и сильной кислотой, следовательно, при их растворении в воде будет протекать процесс гидролиза с образованием избытка ионов Н⁺, раствор электролита будет иметь слабокислую реакцию среды (примем рН ≈ 5).

Определим равновесные потенциалы возможных процессов на аноде и катоде:

К-: 𝐸_Sn2+⁄Sn0=−0,136 B, 𝐸_Pb2+⁄Pb0=−0,126 B, 𝐸_{𝐻+⁄𝐻2𝑝}=−0,059⋅pH=−0,295 В, (расчет по уравнению Нернста).

т.к. 𝐸_Sn2+⁄Sn0, 𝐸_Pb2+⁄Рb0 и 𝐸_{𝐻+⁄𝐻2𝑝} имеют близкое значение, то на катоде будут параллельно протекать процессы восстановления ионов Pb²⁺, Sn²⁺ и Н⁺ из раствора электролита.

На аноде ионы NO₃^-, как сложные кислородсодержащие ионы, окисляться не будут, и в данном растворе электролита на нерастворимом аноде будет идти только процесс окисления ионов ОН^-.

Таким образом, на электродах протекают следующие процессы:

K-: Pb²⁺ + 2e → Pb

Sn²⁺ + 2e → Sn

2H⁺ + 2e → H₂

A+: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4𝑒−.

Запишем массы и объем (при нормальных условиях) моль эквивалентов веществ, образовавшихся на катоде:

𝑀э,_Sn=59,3 г/моль, 𝑀э,_Pb=103,6 г/моль, 𝑉э,_𝐻2=11,2 л/моль (н.у.).

По закону Фарадея определим количество электричества, необходимое для получения на катоде заданного количества вещества (н.у.):

𝑄_Sn=𝑚Sn𝐹⁄𝑀э,_Sn=30⋅96500⁄59,3=48819 Кл,

𝑄_Pb=𝑚Pb𝐹⁄𝑀э,_Pb=52⋅96500103,6=48436 Кл,

𝑄_𝐻2=𝑉_𝐻2⋅𝐹⁄𝑉э,_𝐻2=2,8⋅9650011,2=24125 Кл.

Суммарное количество электричества, прошедшее через катод:

𝑄_𝐾=𝑄_Sn+𝑄_Pb+𝑄_𝐻2=121380 Кл

Определим выход по току (Bj) для всех процессов электролиза:

𝐵_𝑂2=100 %, (т.к. на аноде идет один процесс);

𝐵_Sn=𝑄_Sn⁄𝑄к*100 % = 48819⁄121380100% = 40,2%;

𝐵_Pb=𝑄_Pb⁄ 𝑄к 100% = 39,9%; 𝐵_𝐻2=𝑄_𝐻2 ⁄ 𝑄к 100% = 19,9%.

ОЗНАКОМИТЬСЯ