К 220 г 15 %-го раствора сульфата меди прилили 190 г 29 %-го раствора хлорида калия и полученный раствор подвергли электролизу с инертными электродами

Масса CuSO4 в первом растворе равна
т(CuSO4) = тр-ра(CuSO4)∙ω(CuSO4)/100,
где тр-ра(CuSO4) – масса первого раствора, 220 г;
ω(CuSO4) – массовая доля CuSO4 в первом растворе, 15 %.
т(CuSO4) = 220∙15/100 = 33 (г).
Масса KCl во втором растворе равна
т(KCl) = тр-ра(KCl)∙ω(KCl)/100,
где тр-ра(KCl) – масса второго раствора, 190 г;
ω(KCl) – массовая доля KCl во втором растворе, 29 %.
т(KCl) = 190∙29/100 = 55,1 (г).
В ходе электролиза идут следующие химические реакции:
К: Cu2+ + 2е → Cu0
А: 2Cl- - 2е → Cl2
Сульфат-ионы из раствора не удаляются, их масса равна
т(SO42-) = т(CuSO4)∙М(SO42-)/М(CuSO4),
где т(CuSO4) – масса CuSO4 в растворе, равна 33 г;
М(SO42-) – молярная масса ионов SO42-, равна 32 + 16∙4 = 96 г/моль;
М(CuSO4) – молярная масса CuSO4, равна 64 + 32 + 16∙4 = 160 г/моль.
т(SO42-) = 33∙96/160 = 19,8 (г).
Масса раствора после завершения электролиза равна
тр-ра,2 = т(SO42-)∙100/ω(SO42-)2,
где т(SO42-) – масса ионов SO42- после завершения электролиза, 19,8 г;
ω(SO42-)2 – массовая доля ионов SO42- в растворе после завершения электролиза, равна 6 %.
тр-ра,2 = 19,8∙100/6 = 330 (г).
Масса раствора после смешивания первого и второго растворов до начала электролиза равна
тр-ра,1 = тр-ра(CuSO4) + тр-ра(KCl);
тр-ра,1 = 220 + 190 = 410 (г).
Масса продуктов, удаленных из раствора в процессе электролиза, равна
тпрод = тр-ра,1 - тр-ра,2;
тпрод = 410 – 330 = 80 (г).
Эта масса складывается из массы восстановившейся на катоде меди и массы образовавшегося на аноде хлора.
тпрод = т(Cu) + т(Cl2)
Согласно закону Фарадея, число молей эквивалентов продуктов, образовавшихся на катоде, равно числу молей эквивалентов продуктов, образовавшихся на аноде.
п(1/2 Cu) = п(1/2 Cl2)
п(1/2 Cu) = т(Cu)/М(1/2 Cu),
где т(Cu) – масса меди, выделившейся на электроде, г;
М(1/2 Cu) – молярная масса эквивалента меди, равна 1/2 молярной массы, так как в катодном процессе участвуют 2 электрона: 64 : 2 = 32 г/моль.
п(1/2 Cl2) = т(Cl2)/М(1/2 Cl2),
где т(Cl2) – масса хлора, выделившегося на аноде, г;
М(1/2 Cl2) – молярная масса эквивалента хлора, равна 1/2 молярной массы Cl2, так как в анодном процессе принимают участие 2 электрона: 71 : 2 = 35,5 г/моль.
т(Cu)/32 = т(Cl2)/35,5
т(Cu) + т(Cl2) = 80;
т(Cl2) = 80 – т(Cu);
т(Cu)/32 = (80 – т(Cu))/35,5
т(Cu) = 80∙32/(35,5 + 32) = 37,9 (г).
т(Cl2) = 80 – 37,9 = 42,1 (г).
Количество электричества выразим из уравнения закона Фарадея
mCu=M(1/2 Cu)∙QF,
где т(Cu) – масса меди, выделившейся на катоде, равна 37,9 г;
М(1/2 Cu) – молярная масса эквивалента меди, равна 1/2 молярной массы, так как в катодном процессе участвуют 2 электрона: 64 : 2 = 32 г/моль;
Q – количество электричества, затраченное в ходе электролиза, Кл;
F – постоянная Фарадея, 96500 Кл.
Q = т(Cu)∙F/М(1/2 Cu);
Q = 37,9∙96500/32 = 114292 (Кл).
Ответ: т(Cu) = 37,9 г; т(Cl2) = 42,1 г; Q = 114292 Кл.