(1) Przyjrzyjmy się reakcjom w tych elektrolizerach.
[tex]A(-):\:2Cl^{-}\rightarrow Cl_{2}+2e^{-}\\\\K(+):\:M^{2+}+2e^{-}\rightarrow M \:\:\:gdzie:\:M=Hg/Sn/Co[/tex]
W każdym elektrolizerze na 2 mole użytych elektronów powstaje 1 mol metalu.
(2) Możemy skorzystać z II prawa Faradaya.
[tex]Q=\frac{mzF}{M}\\\\m=\frac{QM}{zF}[/tex]
Q-ładunek
M-masa molowa
z-liczba elektronów w równaniu elektrodowym przypadająca na 1 mol wydzielonego produktu
F-stała Faradaya
(3) Jeżeli I=constans, to przez każdy roztwór przepłynął taki sam ładunek Q w czasie trwania elektrolizy.
Zatem masy wydzielonych metali będą wprost proporcjonalne do ich mas molowych.
[tex]mHg:mSn:mCo=\frac{QM_{Hg}}{zF}:\frac{QM_{Sn}}{zF}:\frac{QM_{Co}}{zF}\\\\mHg:mSn:mCo=M_{Hg}:M_{Sn}:M_{Co}[/tex]
(4) Przekształcamy i uzyskujemy wynik.
[tex]mHg:mSn:mCo=200:119:59\:\:\:/:2\\\\mHg:mSn:mCo=100:59,5:29,5[/tex]
(5) Na pozostałych elektrolizerach wydzieliło się 59,5 g cyny oraz 29,5 g kobaltu.
(-_-(-_-)-_-)