Cr2 so4 3 уравнение электролиза

Опишите процесс электролиза водного раствора средней соли, полученной из гидроксида хрома и серной кислоты

Опишите процесс электролиза водного раствора средней соли, полученной из гидроксида хрома и серной кислоты с использование инертных электродов. Составьте уравнения электродных реакций. Ответ обоснуйте.
Решение
2Cr(OH)₃+ 3H₂SO₄→Cr₂(SO₄)₃+3H₂O
Электролиз водного раствора можно представить схемой
Cr₂(SO₄)₃+4H₂O = 2Сr+H₂+2O₂+3H₂SO₄
Анод: 2H₂O-4е- = O₂ +4H +
Катод:Cr 3+ +3е- = Cr
2H₂O+2е — = H₂+2OH —
Суммарная реакция
Cr₂(SO₄)₃+4H₂O = 2Сr+H₂+2O₂+3H₂SO₄
Катодные и анодные процессы обусловлены величиной электродного потенциала соответствующих реакций.

Задача по химии электролиз

При электролизе водного раствора соли Cr2(SO4)3 током силой 2А масса катода увеличилась на 8г. В течение какого времени проводился электролиз? Какой продукт в каком количестве выделился при этом на аноде?

Помогите пожалуйста, объясните как такие задачи решать

Cr2(SO4)3 = Cr(+3) + 2SO4(-2)
K(-) Cr(+3) + 3e = Cr(0) — на катоде восстановение хрома
A (+) 2H2O — 4e = O2 + 4H(+) — на аноде выделяется кислород,
в растворе H2SO4
По закону Фарадея m = (Э/F)*J*t
t = m *F/ Э*J
F = 26.8 А*ч/моль — константа Фарадея . Э (Сr) = Mr/n = 52/3 = 17.33 г-экв/моль
t = 8*26.8/ (17.33*2) = 6.2 час
V(O2) = 11.2*2 *6.2/26.8 = 5.182л

Составление уравнений электродных процессов коррозии и электролиза

Выход хрома по току. Электролиз сульфата хрома

Задача 153.
Деталь хромируется в водном растворе Сr₂(SО₄)₃. Сила тока – 3 А. Определить продолжительность электролиза, если на поверхности детали необходимо нанести электрокристаллизацией 1,3 г хрома и если выход по току принять равным 40%.
Решение:
Для решения задачи используем уравнение:

B_m = (m_f . n . F * 100%)/(М . I . t), где

B_m — выход по току (40%); m_f — масса металла на детали при электролизе, 1,3 г; I — сила тока, 3,0 А; t — время проведения электролиза, с; F — число Фарадея, 96500 Кл; М — молярная масса (для хрома М = 52 г/моль); n — заряд иона в единицах e (ионы хрома в растворе сульфата хрома имеют заряд n = +3).
Подставляя полученную формулу в выражение для продолжительность электролиза, получим:

t = (m_f . n . F . 100%)/(B_m . M . I).

Приведя заданные значения к одной системе размерностей, проведём вычисление:

t = (3,25 . 3 . 96500 . 100%)/(40% . 52 . 3) = 6031,25 с.

Ответ: t = 6031,25 с.

Коррозия сплава Sn – Zn

Задача 154.
Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при коррозии сплава Sn – Zn в кислой среде и во влажном воздухе. Рассчитайте ЭДС для этого контакта. Какие продукты коррозии будут образовываться в каждой среде?
Решение:
Стандартные электродные потенциалы цинка и олова равны соответственно -0,762 В и -0,136 В. Окисляться, т.е. подвергаться коррозии, будет цинк. Цинк имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-0,763 В), чем олово (-0,180 В), поэтому он является анодом, олово – катодом.

а) Коррозия пары металлов Zn/Sn в атмосфере влажного газа:

Анод Zn 0 – 2 = Zn 2+
Катод 1/2O₂ + H₂O + 2 = 2ОН –

Так как ионы Zn 2+ с гидроксид-ионами ОН – образуют малорастворимый гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂:

б) Коррозия пары металлов Zn/Sn в кислой среде:

Анод Zn 0 – 2 = Zn 2+
Катод 2Н + + 2 = Н₂↑
Схема коррозии:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H₂↑

При этом выделяется газообразный водород. Происходит интенсивное разрушение цинка, продуктом коррозии будет газообразный водород и соединение цинка с кислотным остатком (соль).
Таким образом, при контакте цинка и олова коррозии будет подвергаться цинк.
Для определения ЭДС гальванического элемента необходимо из потенциала катода вычесть потенциал анода, т е. при вычислении ЭДС элемента меньший электродный потенциал вычитается из большего (в алгебраическом смысле), получим:

ЭДС = -0,136 — (-0,763) = +0,627 B.

Ответ: +0,627 B.

Коррозия железа. Катодное и анодное покрытие железа

Задача 155.
В раствор серной кислоты поместили две железных пластинки, одна из которых частично покрыта свинцом, а другая титаном. В каком случае процесс коррозии железа протекает менее интенсивно? Ответ мотивируйте с помощью расчета ЭДС. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов. О каком покрытии идет речь в каждом случае?
Решение:
Стандартные электродные потенциалы железа, свинца и титана равны соответственно -0,440 В, -0,126 В и -1,750 В.

а) Коррозия железной пластинки покрытой свинцом в растворе серной кислоты

Окисляться, т.е. подвергаться коррозии, будет железо. Железо имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-0,440 В), чем свинца (-0,126 В), поэтому оно является анодом, свинец – катодом.

Анод Fе 0 – 2 = Fe 2+
Катод 2Н + + 2 = Н₂↑
Fe 0 + 2H + = Fe 2+ + H₂↑
Так как ионы Fe 2+ с ионами SO₄ 2- образуют растворимую соль, придающую светло-бурую окраску раствора, то продуктом коррозии будет FeSO₄:

Образуется сульфат железа и при этом выделяется газообразный водород. Происходит интенсивное разрушение железной пластинки.
Таким образом, при контакте железа и свинца коррозии в растворе кислоты будет подвергаться железо.
Для определения ЭДС гальванического элемента необходимо из потенциала катода вычесть потенциал анода, т е. при вычислении ЭДС элемента меньший электродный потенциал вычитается из большего (в алгебраическом смысле), получим:

ЭДС = -0,136 — (-0,763) = +0,627 B.

Так как потенциал свинца выше потенциала железа, то покрытие железа свинцом является катодным покрытием.

б) Коррозия железной пластинки покрытой титаном в растворе серной кислоты

Окисляться, т.е. подвергаться коррозии, будет титан. Титан имеет более электроотрицательный стандартный электродный потенциал (-1,750 В), чем железа (-0,440 В), поэтому он является анодом, железо – катодом.

Анод Ti 0 – 2 = Ti 2+
Катод 2Н + + 2 = Н₂↑

Ti 0 + 2H + = Ti 2+ + Н₂↑

Так как ионы Ti 2+ с ионами SO₄ 2- образуют растворимую соль, то продуктом коррозии будет TiSO₄:

Образуется сульфат титана и при этом выделяется газообразный водород. Происходит интенсивное разрушение титанового покрытия.
Таким образом, при контакте железа и титана коррозии в растворе кислоты будет подвергаться титан.
Для определения ЭДС гальванического элемента необходимо из потенциала катода вычесть потенциал анода, т е. при вычислении ЭДС элемента меньший электродный потенциал вычитается из большего (в алгебраическом смысле), получим:

ЭДС = -0,44 — (-1,750) = +1,31 B.

Так как потенциал титана отрицательнее потенциала железа, то покрытие железа титаном является анодным покрытием.
Таким образом, процесс коррозии железа протекает менее интенсивно в случае покрытия железной пластинки титаном.