363

43

6/2005

Metodyka i praktyka szkolna

Cz´Êç VII – ZWIÑZKI MIEDZI

Zadanie 1.

Poni˝sza sekwencja przemian przedstawia kolejne etapy przemys∏owego procesu otrzy-

mywania miedzi z rudy miedzi – chalkozynu:

Cu

2

S

+O

2

−−→

−SO

2

Cu

2

O

+Cu

2

S

−−−→

−SO

2

Cu

Je˝eli wyjÊciowa ruda by∏a zanieczyszczona zwiàzkami ˝elaza i srebra, to otrzymana
w koƒcowym etapie miedê jest zanieczyszczona metalicznym ˝elazem i srebrem. Opisz
proces elektrorafinacji tej miedzi. Napisz równania reakcji procesów elektrodowych
i opisz s∏owami lub narysuj schemat urzàdzenia przeznaczonego do tego procesu. Gdzie
po procesie b´dzie znajdowa∏a si´ miedê, a gdzie zanieczyszczenia?

Zadanie 2.

Miedê w przyrodzie wyst´puje w postaci izotopów o liczbach masowych:

A

1

= 63

;

A

2

= 65

. Przyjmijcie, ˝e masa atomowa miedzi wynosi 63,618 u. Oblicz sk∏ad izotopowy

miedzi. Wynik podaj w procentach wagowych.

Zadanie 3.

Dla nuklidu miedzi o liczbie masowej

A = 63

podaj: sk∏ad jàdra atomowego (liczb´ pro-

tonów i neutronów), konfiguracj´ elektronowà rozpisanà na podpow∏oki (

s, p, d…) i po-

w∏oki K, L,.., podkreÊl elektrony walencyjne.
Podaj stopnie utlenienia miedzi na przyk∏adzie znanych Ci zwiàzków chemicznych.
OkreÊl charakter chemiczny pierwiastka (metaliczny, niemetaliczny).

Zadanie 4.

Przeczytaj podane ni˝ej równania i zapisz je w skróconej wersji jonowej. OkreÊl typ
poszczególnych reakcji.

1)

Cu

2

O + H

2

SO

4

(aq)

→ CuSO

4

+ Cu + H

2

O

2)

CuO + H

2

SO

4

(aq)

→ CuSO

4

+ H

2

O

PROPOZYCJE

ZAGADNIE¡ POWTÓRZENIOWYCH

DO MATURY



KAMI¡SKA DANUTA

364

44

Chemia w Szkole

Metodyka i praktyka szkolna

Zadanie 5.

Przedstaw za pomocà równaƒ reakcji sekwencje podanych ni˝ej przemian, oznacz pro-
cesy redoks literà (r), zoboj´tnienia (z), stràcania (s). Podaj nazwy zwiàzków miedzi.
(Du˝ymi literami od A do F oznaczono zwiàzki miedzi.)

E
↑ +HCl

a)

Cu

+H

2

SO

4

(stęż.)

−−−−−−→ A

+KOH

−−−→ B

+KOH(stęż.)

−−−−−−−−−→ C

↓ +NH

3

D

b)

Cu

+HNO

3

−−−−→ F → Cu → Cu

2

O

→ F

Zadanie 6.

Do 300 cm

3

2- molowego roztworu kwasu azotowego(V) dodano 15,875 g miedzi

Masa atomowa

Cu = 63, 5

u. Oblicz:

a) który substrat zosta∏ u˝yty w nadmiarze i w jakiej iloÊci?

b) jakà obj´toÊç w warunkach normalnych (

T = 273

K,

p = 1013

hPa) zajmie wydzielony

tlenek azotu(II)?

c) ile trzeba dodaç drugiego substratu, aby reakcja zasz∏a do koƒca? (odpowiedê podaj

w takich jednostkach, jakie sà podane w treÊci zadania)

Zadanie 7.

Które z podanych par substratów mogà ze sobà przereagowaç (niekoniecznie w tempe-
raturze pokojowej)? Reakcje zapisz w wersji jonowej, wska˝ utleniacz i reduktor. (Mo-
˝esz skorzystaç z tablicy zawierajàcej potencja∏y normalne.)

a)

CuCl

2

(aq)

i

Zn(s)

b)

CuSO

4

(aq)

i

Ag(s)

c)

AgNO

3

i

Cu(s)

d)

FeSO

4

(aq)

i

Cu(s)

e)

Cu(s) + HCl(aq)

f)

CuO(s)

i

C(s)

.

Zadanie 8.

Przez wodny roztwór zawierajàcy 0,4 mola

CuSO

4

przepuszczono pràd sta∏y o nat´˝eniu

5A w ciàgu 3 h 13 min. (m. at.

Cu = 63, 5

u) Oblicz:

a) mas´ wydzielonej miedzi (

W

prądowa

= 100%

).

b) obj´toÊç jakà zajmie wydzielony na anodzie tlen (w temp. 273 K i pod

p = 1013

hPa)?

c) st´˝enie molowe pozosta∏ej po reakcji soli w nowo otrzymanym roztworze, je˝eli ob-

j´toÊç roztworu wynosi∏a 400 cm

3

d) st´˝enie molowe powsta∏ego kwasu siarkowego(VI),

V

r

= 400

cm

3

365

45

6/2005

Metodyka i praktyka szkolna

Zadanie 9.

P∏ytk´ niklowà o masie 50 g zanurzono do wodnego roztworu siarczanu(VI) miedzi(II).
Po pewnym czasie p∏ytk´ wyj´to, umyto, wysuszono i zwa˝ono. Mia∏a ona mas´ równà
52,27 g. Podaj sk∏ad jakoÊciowy i iloÊciowy p∏ytki oraz st´˝enie molowe utworzonego
siarczanu(VI) niklu(II) wiedzàc, ˝e roztwór mia∏ obj´toÊç 500 cm

3

. (m. at. Cu = 63,5 u;

m. at. Ni = 58,7 u)

Zadanie 10.

Do st´˝onego

HNO

3

wrzucono czystà chemicznie siateczk´ miedzianà. Zaobserwowano

zmian´ zabarwienia roztworu na kolor zielony i wydzielanie brunatnego gazu. Otrzyma-
ny roztwór rozcieƒczono, barwa jego zmieni∏a si´ na niebieskà. Do tego roztworu doda-
wano zasad´ potasowà a˝ do momentu otrzymania niebieskiej galaretowatej zawiesiny.
Zawiesin´ podzielono na kilka porcji i do kolejnych porcji dodano:

porcja

dodana substancja

I

du˝y nadmiar st´˝onej zasady potasowej

II

kwas azotowy(V)

III

woda amoniakalna

IV

roztwór wodny

BaCl

2

V

etano-1,2-diol

VI

KOH (

aq) i dimocznik

VII

formalina

VIII

roztwór wodny glukozy

IX

roztwór wodny sacharozy

Uwaga!

Tam gdzie reakcja nie zachodzi∏a w temperaturze pokojowej, sprawdzano jak

zachowuje si´ mieszanina reakcyjna po ogrzaniu.



Czy wsz´dzie zaobserwowano zmiany, jeÊli tak, to jakie?



O czym Êwiadczà zmiany?



Które z tych przemian s∏u˝à w praktyce laboratoryjnej do wykrywania odpowiednich
substancji?



Podaj wzory i nazwy produktów zawierajàcych miedê z pierwszych trzech doÊwiad-
czeƒ.

Zadanie 11.

Majàc dane elektrody:

I.

Sn

|Sn

2+

E

0

=

−0, 14

V

II.

Pt

|Pt

2+

E

0

= +1, 20

V

III.

Cu

|Cu

2+

E

0

= +0, 34

V

zaproponuj ogniwa, w których elektroda miedziowa pe∏ni rol´:

a) katody

b) anody

c) jedna – katody, a druga – anody.

Opisz dzia∏anie tych ogniw, nazwij elektrody, podaj ich znaki, zaznacz kierunek przep∏y-
wu elektronów i oblicz SEM ogniw.

366

46

Chemia w Szkole

Metodyka i praktyka szkolna

Odpowiedzi:

Zadanie 1.

Katoda – czysta chem. miedê, anoda – miedê zanieczyszczona Fe i Ag, elek-

trolit

CuSO

4

(aq)

A(+)Cu

→ Cu

2+

+ 2e

oraz

Fe

→ Fe

2+

+ 2e

K(

−) Cu

2+

+ 2e

→ Cu

Po procesie: miedê znajduje si´ na katodzie, jony ˝elaza

(2+)

pozostajà w roztworze, sre-

bro w szlamie anodowym.

Zadanie 2.

63

Cu

-69,1%

65

Cu

-30,9%.

Zadanie 3.

Liczba protonów – 29, neutronów – 34;

29

Cu

:

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

1

3d

10

;

29

Cu

:

K

2

L

8

M

18

N

1

elektrony wal. podpow∏oka 3d i 4s: stop. utl. I (

Cu

2

O

;

Cu

2

S

) i II (CuO, CuS).

Miedê jest metalem.

Zadanie 4.

Reakcja (1) jest ciekawym przyk∏adem reakcji utlenienia i redukcji, która ukazuje
jednoczeÊnie, ˝e w wodnym roztworze

H

2

SO

4

jony

Cu

2+

sà bardziej stabilne ni˝

Cu

+

.

Reakcja (2) jest przyk∏adem reakcji podwójnej wymiany.

Zadanie 5.

a)

Cu + 2H

2

SO

4

→ CuSO

4

+ SO

2

+ 2H

2

O

(r)

CuSO

4

+ 2KOH

→ Cu(OH)

2

+ K

2

SO

4

(s)

Cu(OH)

2

+ 2KOH

→ K

2

[Cu(OH)

4

]

Cu(OH)

2

+ 4NH

3

→ [Cu(NH

3

)

4

](OH)

2

Cu(OH)

2

+ 2HCl

→ CuCl

2

+ 2H

2

O

(z)

b)

3Cu + 8HNO

3

(aq)

→ 3Cu(NO

3

)

2

+ 2NO + 4H

2

O

(r)

Cu(NO

3

)

2

+ Zn

→ Zn(NO

3

)

2

+ Cu

(r)

4Cu + O

2

→ 2Cu

2

O

(r)

Cu

2

O + 6HNO

3

(stęż.)

→ 2Cu(NO

3

)

2

+ 2NO

2

+ 3H

2

O

(r)

A –

CuSO

4

siarczan(VI) miedzi(II); B-

Cu(OH)

2

wodorotlenek miedzi(II);

C –

K

2

[Cu(OH)

4

]

tetrahydroksomiedzian(II) potasu;

D –

[Cu(NH

3

)

4

](OH)

2

wodorotlenek tetraminamiedzi(II);

E –

CuCl

2

chlorek miedzi(II)

F –

Cu(NO

3

)

2

azotan(V) miedzi(II).

Zadanie 6.

nadmiar

Cu = 1, 5875

g (0,025 mola);

V

NO

= 3, 36

dm

3

;

V

kw. azotowego(V)

= 33, 3

cm

3

Zadanie 7.

Proces zachodzi w przypadkach:

a)

Cu

2+

+ Zn

→ Cu + Zn

2+

c)

2Ag

+

+ Cu

→ 2Ag + Cu

2+

f)

CuO + C

→ Cu + CO

(w podwy˝szonej temp.)

reduktory: Zn, Cu, C; pozosta∏e substraty to utleniacze.

Zadanie 8.

m

Cu

= 19, 05

g;

V

tlenu

= 3, 36

dm

3

;

c

soli

= 0, 25

mol/dm

3

;

c

kwasu

= 0, 75

mol/dm

3

Zadanie 9.

sk∏ad p∏ytki:

m

Cu

= 30, 03

g;

m

Ni

= 22, 24

g;

c

soli niklu

= 0, 946

mol/dm

3

.

Zadanie 10.

I

– porcja —— niebieska zawiesina rozpuszcza si´, roztwór ma barw´ niebieskà

II

– porcja —— niebieska zawiesina rozpuszcza si´, roztwór ma barw´ niebieskà

III

– porcja —— niebieska zawiesina rozpuszcza si´, roztwór ma barw´ szafirowà

IV

– porcja —— brak zmian; reakcja nie zachodzi

367

47

6/2005

Metodyka i praktyka szkolna

V

– porcja —— barwa roztworu szafirowa (wykrywanie co najmiej 2 grup alkoho-

lowych)

VI

– porcja —— barwa ró˝owo–fioletowa (wykrywanie wiàzaƒ peptydowych)

VII – porcja —— barwa osadu pomaraƒczowo–ceglasta (wykrywanie grupy aldehydo-

wej)

VIII – porcja —— proces dwuetapowy: I etap – barwa szafirowa (gr. alkoholowe)

II etap – pom.–ceglasty osad (gr. aldehydowa)

IX

– porcja —— barwa szafirowa (gr. alkoholowe)

K

2

[Cu(OH)

4

]

tetrahydroksomiedzian(II) potasu,

Cu(NO

3

)

2

azotan(V) miedzi(II),

[Cu(NH

3

)

4

](OH)

2

wodorotlenek tetraaminamiedzi(II).

Zadanie 11.

Elektroda miedziowa pe∏ni rol´: katody w zestawieniu z elektrodà cynowà,

anody w po∏àczeniu z elektrodà platynowà, zaÊ w trzecim przypadku nale˝y utworzyç
ogniwo st´˝eniowe.

Schematy ogniw:

A(

−)Sn|Sn

2+

Cu

2+

|Cu K(+)

A(

−) Cu|Cu

2+

Pt

2+

|Pt K(+)

A(

−) Cu|c

1

Cu

2+

c

2

Cu

2+

|Cu K(+)

gdy

c

1

< c

2

Kierunek przep∏ywu elektronów: od anody

A(

−)

do katody

K(+)

.

SEM

0

w

T = 298

K wynosi:

I – ogniwo: 0,48 V; II – ogniwo: 0,86 V; III – ogniwo: zale˝y od wartoÊci ró˝nicy st´˝eƒ roz-
tworów jonów miedzi, np. dla

[Cu

2+

] = 1

mol/dm

3

i

[Cu

2+

] = 0, 001

mol/dm

3

SEM = 0, 09

V.

Cz´Êç VIII – ZWIÑZKI ˚ELAZA

Zadanie 1.

˚elazo wyst´puje w przyrodzie w postaci rud: tlenkowych i siarczkowych. Rudy siarcz-
kowe wykorzystuje si´ g∏ównie do produkcji kwasu siarkowego(VI). Z rud tlenkowych
produkuje si´ ˝elazo. Do wielkiego pieca wprowadza si´ np. hematyt (g∏ówny sk∏adnik
to

Fe

2

O

3

), topniki, koks i przepuszcza powietrze.

W wielkim piecu zachodzà procesy:

a) majàce na celu ogrzanie wsadu i jednoczeÊnie otrzymanie reduktora, czyli CO:

C

+O

2

−−→ CO

2

+C

−−→ CO

b) majàce za zadanie redukcj´ rudy tlenkowej, g∏ównie za pomocà CO, wg. schematu:

Fe

2

O

3

→ Fe

3

O

4

→ FeO → Fe

(w ostatnim etapie redukcja mo˝e równie˝ zachodziç za pomocà w´gla).

c) procesy majàce za zadanie wiàzanie zanieczyszczeƒ za pomocà topników.

I.

Wyznacz stopnie utlenienia sk∏adników, podaj bilans elektronowy do równaƒ
reakcji z punktu „a” i „b”, dobierz wspó∏czynniki stechiometryczne.

II.

Pewna ruda zawiera 90%

Fe

2

O

3

. Rud´ oczyszczono z zanieczyszczeƒ i poddano

redukcji tlenkiem w´gla(II). Otrzymano 0,5 tony czystego ˝elaza. Proces zacho-
dzi∏ z wydajnoÊcià 85%.



Oblicz, ile ton wyjÊciowej rudy zu˝yto w tym procesie.



Oblicz, ile m

3

CO, odmierzonego w warunkach normalnych, nale˝a∏o zu˝yç w tym

procesie.

368

48

Chemia w Szkole

Metodyka i praktyka szkolna

Zadanie 2.

a) Opi∏ki ˝elaza poddano dzia∏aniu st´˝onego

HNO

3

w podwy˝szonej temperaturze.

W wyniku reakcji powsta∏ produkt gazowy o barwie brunatnej, pozosta∏e produkty
by∏y sk∏adnikami roztworu.

W drugim etapie otrzymany roztwór zoboj´tniono zasadà sodowà, w trzecim etapie
wprowadzono dodatkowà porcj´

NaOH(aq)

– wydzieli∏ si´ rdzawo–brunatny osad.

b) Opi∏ki ˝elaza wprowadzono do

H

2

SO

4

(aq)

i ogrzano, proces zachodzi∏ powoli.

Produktem reakcji by∏ bezbarwny palny gaz, drugi produkt pozosta∏ w roztworze.
Roztwór poddano identycznym procesom jak w podpunkcie „a”. Zaobserwowano
wydzielenie jasnozielonego osadu, który po pewnym czasie zmieni∏ barw´ na rdza-
wo–bràzowà.



Przedstaw skróconymi równaniami jonowymi wszystkie procesy opisane w obu pod-
punktach.



Podaj nazwy nierozpuszczalnych zwiàzków ˝elaza. OkreÊl typy reakcji. (r-redoks;
z-zoboj´tnienie; s-stràcanie)

Zadanie 3.

Do doÊwiadczenia u˝yto (trzech p∏ytek):

I.

– pierwsza by∏a wykonana ze stali w´glowej

II. – druga, wykonana ze stali w´glowej, zosta∏a pokryta warstwà miedzi
III. – trzecia, wykonana ze stali w´glowej, zosta∏a pokryta warstwà cynku

Powierzchnie p∏ytek: II i III zosta∏y mechanicznie uszkodzone. Wszystkie p∏ytki podda-
no dzia∏aniu O

2

i H

2

O (pH=7).



Opisz jakie procesy chemiczne zachodzi∏y na powierzchni p∏ytek.



Jakie jest praktyczne znaczenie znajomoÊci tych procesów?



Która sytuacja jest najkorzystniejsza dla zapobiegania niszczeniu ˝elaza?



Zilustruj II i III opisanà sytuacj´ schematami ogniw z zaznaczeniem nazw i ∏adun-
ków utworzonych elektrod.

Zadanie 4.

Dobierz wspó∏czynniki stechiometryczne w podanych ni˝ej równaniach przemian re-
doks, wyznacz stopnie utlenienia i podaj bilans elektronowy. W reakcji oznaczonej (*)
stopieƒ utlenienia zmieniajà trzy sk∏adniki:

a)

FeSO

4

+ H

2

SO

4

+ HNO

3

→ Fe

2

(SO

4

)

3

+ NO + H

2

O

b)

Fe(OH)

2

+ NaClO + NaOH

→ Na

2

FeO

4

+ NaCl + H

2

O

c)

Na

2

FeO

4

+ HCl

→ FeCl

3

+ NaCl + O

2

+ H

2

O

e)

Fe

2

S

3

+ HCl

→ FeCl

2

+ H

2

S + S

f)*

FeS

2

+ O

2

T

−→ Fe

2

O

3

+ SO

2

g)

FeCl

3

+ H

2

S

→ FeS + HCl + S

h)

FeSO

4

T

−→ Fe

2

O

3

+ SO

2

+ SO

3

T

– reakcja zachodzi w podwy˝szonej temperaturze

369

49

6/2005

Metodyka i praktyka szkolna

Zadanie 5.

Do st´˝onego roztworu

Fe(NO

3

)

3

dodano st´˝ony roztwór

K

2

CO

3

, roztwory wymieszano.

W wyniku zachodzàcej reakcji chemicznej zaobserwowano wydzielanie bezbarwnego
gazu oraz tworzenie rdzawego osadu. Otrzymany gaz wprowadzono do wody wapiennej
i zaobserwowano m´tnienie roztworu. WyjaÊnij wszystkie obserwacje i zilustruj je skró-
conymi równaniami jonowymi.

Zadanie 6.

Przez wodny roztwór chlorku ˝elaza przepuszczono pràd sta∏y o nat´˝eniu 5 A w ciàgu
2 h 8 min 40 s, wydzielajàc 11,2 g ˝elaza. Oblicz stopieƒ utlenienia ˝elaza w chlorku
˝elaza oraz obj´toÊç wydzielonego chloru zmierzonà w

T = 298

K;

p = 1013

hP.

Zadanie 7.

Anodà pewnego ogniwa jest elektroda

Fe

|Fe

2+

. Ogniwo pracowa∏o w ciàgu 2h 59 min

54 s, wytwarzajàc pràd o nat´˝eniu 4,47 A. Oblicz, jaka iloÊç ˝elaza uleg∏a utle-
nieniu. Zak∏adajàc, ˝e ogniwo pracuje w warunkach standardowych (i w temp.
298 K), podaj: czym musi charakteryzowaç si´ zastosowane drugie pó∏ogniwo.
(

E

0

(Fe

|Fe

2+

) =

−0, 44

V)

Zadanie 8.

Do naczyƒ z:

a) kwasem solnym
b) chlorem

wrzucono opi∏ki ˝elaza. Po zakoƒczeniu procesów do naczynia „b” dodano wod´, a na-
st´pnie do obu roztworów dodawano zasad´ potasowà a˝ do wytràcenia osadów.

W naczyniu „a” wytràci∏ si´ jasnozielony osad, który po pewnym czasie zmieni∏ barw´
na rdzawo-bràzowà. W naczyniu „b” barwa osadu od razu by∏a rdzawo-bràzowa i nie
ulega∏a dalszej zmianie.



WyjaÊnij, jakie procesy chemiczne zachodzi∏y w obu uk∏adach i dlaczego produkty
utlenienia ˝elaza w reakcji z kwasem solnym i z chlorem by∏y ró˝ne? (o czym to
Êwiadczy?)

Zadanie 9.

Podczas utleniania 16,8 g ˝elaza do tlenków: FeO oraz

Fe

3

O

4

wydzieli∏o si´ odpowied-

nio 81 kJ, i 111,7 kJ ciep∏a (

p=const.). Oblicz molowà entalpi´ tworzenia obu tlenków.

Odpowiedzi

Zadanie 1.

Stopnie utlenienia ˝elaza: w

Fe

2

O

3

(III); w

Fe

3

O

4

= Fe

2

O

3

× FeO

(III i II) (tzn. w sieci

krystalicznej

Fe

3

O

4

istniejà zarówno jony

Fe

3+

, jak i

Fe

2+

); w FeO (II).

Stopnie utlenienia w´gla: w CO (II); w

CO

2

(IV).

370

50

Chemia w Szkole

Metodyka i praktyka szkolna

Równania reakcji:

3Fe

2

O

3

+ CO

→ 2Fe

3

O

4

+ CO

2

Fe

3

O

4

+ CO

→ 3FeO + CO

2

FeO + CO

→ Fe + CO

2

lub

FeO + C

→ Fe + CO

W celu otrzymania 0,5 t ˝elaza nale˝y poddaç redukcji

∼ 934

kg podanej rudy oraz zu-

˝yç

∼ 353

m

3

CO odmierzonego w warunkach normalnych.

Zadanie 2.

a) brunatnym gazem jest

NO

2

; rdzawo-brunatnym osadem jest

Fe(OH)

3

I.

Fe + 6H

+

+ 3NO

−

3

→ Fe

3+

+ 3NO

2

+ 3H

2

O

;

II.

H

+

+ OH

−

→ H

2

O

;

III.

Fe

3+

+ 3OH

−

→ Fe(OH)

3

Krystaliczny

Fe(OH)

3

tworzy hydrat, przekszta∏cajàc si´ np. w

Fe

2

O

3

· 3H

2

O

; stopieƒ

uwodnienia mo˝e byç wi´kszy.
b) bezbarwnym palnym gazem jest

H

2

, natomiast jasnozielonym osadem jest

Fe(OH)

2

I.

Fe + 2H

+

→ Fe

2+

+ H

2

;

II.

H

+

+ OH

−

→ H

2

O

;

III.

Fe

2+

+ 2OH

−

→ Fe(OH)

2

4Fe(OH)

2

+ O

2

+ 2H

2

O

→ 2(Fe

2

O

3

· 3H

2

O)

Reakcje oznaczone numerem: I to reakcje redoks (r)

II to reakcje zoboj´tniania (z)

III to reakcje stràcania (s).

Zadanie 3.

Stal w´glowa jest stopem ˝elaza z ma∏à domieszkà w´gla. We wszystkich opisanych sy-
tuacjach powstajà mikroogniwa galwaniczne:

II. Schemat ogniwa:

A(

−) Fe|Fe

2+

,

O

2

,

H

2

O

,

OH

−

|Cu K(+)

W ogniwach zachodzi proces utleniania ˝elaza i redukcji tlenu, co prowadzi do korozji
˝elaza. Produktem dzia∏ania ogniwa jest wodorotlenek ˝elaza(II). Pod wp∏ywem czynni-
ków atmosferycznych utlenia si´ on do uwodnionego tlenku ˝elaza(III).

III. Schemat ogniwa:

A(

−) Zn|Zn

2+

,

O

2

,

H

2

O

,

OH

−

|Fe K(+)

Utlenia si´ cynk, redukuje tlen – produktem koƒcowym procesu jest wodorotlenek cyn-
ku. Procesy II i III mogà zachodziç na powierzchni przedmiotów ˝elaznych z uszkodzo-
nymi pow∏okami antykorozyjnymi. ZnajomoÊç tych procesów pozwala przewidzieç skut-
ki ochrony przed korozjà.

Najskuteczniejszym sposobem ochrony antykorozyjnej z wy˝ej podanych jest sytuacja III.

Zadanie 4.

Równania kolejnych reakcji:

a)

6FeSO

4

+ 2HNO

3

+ 3H

2

SO

4

→ 3Fe

2

(SO

4

)

3

+ 2NO + 4H

2

O

b)

Fe(OH)

2

+ 2NaClO + 2NaOH

→ Na

2

FeO

4

+ 2NaCl + 2H

2

O

c)

4Na

2

FeO

4

+ 20HCl

→ 4FeCl

3

+ 8NaCl + 3O

2

+ 10H

2

O

d)

Fe

2

S

3

+ 4HCl

→ 2FeCl

2

+ 2H

2

S + S

f)*

4FeS

2

+ 11O

2

→ 2Fe

2

O

3

+ 8SO

2

Fe i S z

FeS

2

ulegajà utlenieniu;

O

2

– redukcji

g)

2FeCl

3

+ 3H

2

S

→ 2FeS + 6HCl + S

h)

2FeSO

4

→ Fe

2

O

3

+ SO

2

+ SO

3

371

51

6/2005

Metodyka i praktyka szkolna

Zadanie 5.

Rdzawy osad –

Fe(OH)

3

, bezbarwny gaz powodujàcy zm´tnienie wody wapiennej –

CO

2

CO

2

+ Ca

2+

+ 2OH

−

→ CaCO

3

+ H

2

O

Sól

Fe(NO

3

)

3

pochodzi od s∏abej zasady i mocnego kwasu; sól

K

2

CO

3

pochodzi od moc-

nej zasady i s∏abego kwasu. Po zmieszaniu tych roztworów, jony pochodzàce od s∏abych
elektrolitów reagujà z wodà (zachodzi hydroliza kationowo–anionowa):

2Fe

3+

+ 3CO

2

−

3

+ 3H

2

O

→ 2Fe(OH)

3

+ 3CO

2

Uwagi dotyczàce

Fe(OH)

3

znajdujà si´ w odp. do zadania 2.

Zadanie 6.

Stopieƒ utlenienia ˝elaza w chlorku ˝elaza wynosi II;

V

chloru

= 4, 889

dm

3

∼

4,9 dm

3

(w podanych warunkach).

Zadanie 7.

Ulegnie utlenieniu 14 g ˝elaza – proces anodowy. Na katodzie zachodzi proces redukcji.
Aby ogniwo pracowa∏o

SEM > 0

zatem

E

K

> E

A

. Katodà mo˝e byç dowolna elektroda

o

E

0

>

−0, 44

V, np.

Ni

|Ni

2+

;

Cu

|Cu

2+

.

Zadanie 8.

naczynie „a” —— jasnozielony osad Êwiadczy o utworzeniu zwiàzku ˝elaza na II stop-

niu utlenienia.

naczynie „b” —— rdzawo-bràzowy osad Êwiadczy o utworzeniu zwiàzku ˝elaza na III

stopniu utlenienia.

Oba procesy prowadzà do utlenienia ˝elaza:

naczynie „a”: za pomocà jonów wodorowych:

Fe + 2H

+

→ Fe

2+

+ H

2

naczynie „b”: za pomocà chloru:

2Fe + 3Cl

2

→ 2Fe

3+

+ 6Cl

−

Wniosek:

chlor jest silniejszym utleniaczem

od jonów wodorowych.

Zadanie 9.

Entalpia tworzenia

FeO =

−270

kJ/ mol.

Entalpia tworzenia

Fe

3

O

4

=

−1117

kJ/ mol.



Mgr DANUTA KAMI¡SKA

jest emerytowanym nauczycielem chemii.

Od 1962 r. do 2003 pracowa∏a w XLIV LO im.

A. Dobiszewskiego w Warszawie. Przez wiele

lat wspó∏pracowa∏a w zespole przygotowujàcym

tematy egzaminów wst´pnych na

Wydzia∏ Chemii Politechniki Warszawskiej

Pracownia Chemii Pa∏acu M∏odzie˝y w Katowicach, Stowarzyszenie „Z Naukà w Przysz∏oÊç”

przy wspó∏pracy z pracownikami naukowymi Uniwersytetu Âlàskiego w Katowicach

zapraszajà uczniów szkó∏ ponadgimnazjalnych do udzia∏u w:

I Ogólnopolskim Konkursie na Prac´

„Chemia a Ekologia”

Szczegó∏y dotyczàce konkursu sà dost´pne na naszej stronie internetowej:

http://www.pm.katowice.pl/chemia

Serdecznie zapraszamy!

„Chemia a Ekologia”