Составьте электродные уравнения процессов

Электролиз раствора AgNO3:
K: Ag+ + e → Ag |2
A: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e |1
Вывод: 2AgNO3 + 2H2O→ 2Ag + O2 + 2HNO3
По законам Фарадея:
mAg= 10896500×4×0.5×3600=14,1 г
По законам Фарадея объем выделившегося кислорода:
,
VO2=22.4296500×7×0.5×3600×0.95=1.39 л
В случае растворимого анода число конкурирующих окислительных процессов возрастает до трех: электрохимическое окисление воды с выделением кислорода, разряд аниона и электрохимическое окисление металла анода (так называемое анодное растворение металла) . Из этих возможных процессов будет идти тот, который энергетически наиболее выгоден.
E(Cr3+/Cr) = -0.744 B
E(2Cl-/Cl2) = +1.360B
E(O2 + OH-/H2O) = +0.401B
Стандартный потенциал металла – анода имеет меньший потенциал, чем стандартный потенциал других реакций, то будет наблюдаться анодное растворение металла, Cr0 = Cr3+ + 3e.
Соль диссоциирует в водном растворе c растворимым анодом по уравнению:
AgNO3 → Ag+ + NO3–
К(–): Ag+ + e → Ag
A(+): Cr0 → Cr3+ + 3e.
Для того чтобы определить рН до электролиза, необходимо написать гидролиз соли в ионно-молекулярном виде, учитывая, что соль образована сильным основанием и слабой кислотой:
AgNO3 – соль слабого основания и сильной кислоты, поэтому гидролиз протекает по катиону.
Гидролиз
Молекулярное уравнение: AgNO3 + HOH ⇄ AgOH + HNO3
Полное ионное уравнение: Ag+ + NO3- + HOH ⇄ AgOH + H+ + NO3-
Краткое ионное уравнение: Ag+ + HOH ⇄ AgOH + H+
Т.к