Elektrolys av AgNO3, halvreaktioner och mängden elektricitet producerad.
Hej, jag har löst denna uppgift men skulle vilja se om jag har tänkt rätt. Det som "stör" mig lite är att jag gärna vill balansera redoxreaktionen och får det då till att det ska gå åt 2 elektroner per mol Ag.
Frågan lyder vid elektrolysen av AgNO3 (aq) fås 0,67 g Ag efter en viss tid.
a) Skriv ned halvreaktionen för reduktionen av Ag+.
Ag+ + e- → Ag (s)
b) Vad är den troliga halvreaktionen för oxideringen?
2H2O + 2e → H2 + 2OH-
c) Räkna ut mängden använd elektricitet i C.
m = 0,67g Ag
M = 107,87 g/mol Ag
n = 0,00621 Ag
nAg = n elektron
Q = n*F = 0,00621 * 96485 = 600C
(Men här tänker jag att jag vill balansera formeln först och därmed få 2 elektroner och inte 1 elektron som jag använder i sista uppgiften)
2x (Ag+ + e- → Ag (s)) För att balansera med den nedre reaktionen.
1x (2H2O + 2e → H2 + 2OH-) )
Tänker jag fel om jag vill balansera?
Nej, du behöver inte räkna utifrån någon balanserad formel utan det räcker med att svara att det krävs 600 C för att bilda 0,67 g Ag.
Däremot — är din oxidation verkligen en oxidation?
Okej då vet jag.
Nej min oxidation är ingen oxidation, vet inte hur jag tänkte där. Svårt att lära sig elektrokemi på egen hand...
NO3 kan väl inte oxideras? Kan du vägleda mig i rätt riktning?
Bildas det H+?
Precis, nitratjonen kan inte oxideras så det måste vara vattnet som oxideras, mer exakt syreatomerna i vattnet som oxideras till syrgas:
Tack så mycket för hjälpen!
