KINETYKA CHEMICZNA

1.Omówić pojęcia: reakcja chemiczna, reagenty, reakcje jednorodne i niejednorodne, układ zamknięty, układ otwarty.

Z kinetycznego punktu widzenia celowy jest podział reakcji na jednorodne (homogeniczne), które zachodzą całkowicie w jednej fazie (ciekłej, gazowej) oraz na niejednorodne heterogeniczne, które przebiegają zawsze na granicy rozdziału faz.

Reakcja prosta, to inaczej mówiąc prosty akt zerwania lub powstania jednego wiązania chemicznego. W przyrodzie bardzo rzadko obserwuje się jednak reakcje proste. Można do nich zaliczyć np.: rozpad cząsteczek chloru (Cl-Cl) pod wpływem światła UV. Olbrzymia większość obserwowanych reakcji to reakcje złożone, w których dochodzi jednocześnie do rozpadu jednych wiązań i powstania drugich. Każdą reakcje złożoną można jednak zapisać jako ciąg reakcji prostych, które w tym przypadku nazywają się reakcjami elementarnymi. Np: Reakcja między bromowodorem i etylenem CH₂=CH₂ prowadząca do powstania bromoetanu (BrCH₂-CH₃) wiąże się z rozerwaniem wiązania H-Br, zamianą wiązania podwójnego C=C na wiązanie pojedyncze i powstanie wiązań C-Br i jednego nowego wiązania C-H. Kompletny zbiór reakcji elementarnych zachodzących podczas reakcji złożonej jest często nazywany jej mechanizmem.

Rodzaje reakcji złożonych

• reakcje addycji - czyli inaczej reakcje dodawania - w wyniku tej reakcji reagująca cząsteczka ulega powiększeniu o atom lub grupę atomów. Np: Do cząsteczki etylenu (CH₂=CH₂) zostaje przyłączona cząsteczka bromowodoru (HBr) w wyniku czego powstaje nowa cząsteczka bromoetanu BrCH₂-CH₃,

• reakcje substytucji - czyli inaczej reakcje podstawienia - w wyniku tej reakcji w cząsteczce następuje wymiana atomu lub ich grupy. Jeden atom lub ich grupa odrywa się od cząsteczki a inny atom lub ich grupa się w to miejsce przyłącza,

• reakcje eliminacji - czyli inaczej reakcje oderwania - w wyniku tej reakcji od cząsteczki odrywa się atom lub grupa atomów i nic innego się w to miejsce nie przyłącza.

2.Czym zajmuje się kinetyka chemiczna.

Kinetyka chemiczna jest to dział chemii zajmujący się prawami przebiegu reakcji chemicznych w czasie. Bada ona szybkość reakcji chemicznych w zależności od warunków w jakich te reakcje przebiegają.

3.Dla ogólnie napisanej reakcji zdefiniować pojęcie szybkości reakcji.

Reakcje chemiczne są procesami zachodzącymi z określoną szybkością v.

Szybkość reakcji:

można zdefiniować jako zmianę stężenia produktów lub substratów w czasie:

gdzie c_A, c_B oznaczają stężenia molowe substratów A i B a c_AB stężenie molowe produktu AB. Ponieważ w wyniku reakcji stężenie substratów maleje zmiana stężenia w czasie oznaczona jest znakiem ujemnym (-dc_A, -dc_B). Stężenie produktu rośnie więc zmiana stężenia AB ma znak dodatni (+dc_AB).

Oczywiście szybkość reakcji chemicznej niekoniecznie musi być mierzona zmianami stężenia molowego. Można użyć każdego innego sposobu wyrażania ilości substancji reagujących (masę, stężenie molarne, ułamek molowy, ułamek atomowy itp.)

4. Wymienić główne czynniki decydujące o szybkość reakcji chemicznej.

• od stężenia substratów

w - szybkość reakcji chemicznej

c₁, c₂, …, c_n - stężenia substratów S₁, S₂, …, S_n.

k - stała szybkości reakcji chemicznej

• od temperatury

Szybkość reakcji chemicznej wzrasta z reguły ze wzrostem temperatury.

Reguła van`t Hoffa mówi, że szybkość reakcji wzrasta 2-4-krotnie ze wzrostem o 10⁰C.

w₁, w₂ - szybkość reakcji w temperaturach T₁, T₂.

n - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, równy 2-4.

• ciśnienie (gdy reakcja przebiega w fazie gazowej)

• promieniowanie elektromagnetyczne (gdy reakcja jest fotochemiczna)

• rozwinięcie powierzchni (w przypadku reakcji powierzchniowych)

• obecność katalizatora lub inhibitora.

6. Omówić cząsteczkowość reakcji chemicznej i rząd reakcji chemicznej.

Cząsteczkowość reakcji chemicznej- jest to liczba cząsteczek substratów biorących udział w reakcji. Liczba cząsteczek, których zderzenie powoduje zajście danej reakcji chemicznej.

Rząd reakcji jest to liczba cząsteczek wstępujących w reakcję, stopień matematyczny kinetycznego równania będący sumą wykładników potęgowych występujących w nim stężeń.

Rząd reakcji względem danej substancji - wykładnik potęgi, w której wchodzi stężenie tej substancji do równania kinetycznego, opartego na danych doświadczalnych pomiaru szybkości reakcji.

Całkowity rząd reakcji - suma wykładników potęg, w których wszystkie substancje reagujące wchodzą do równania kinetycznego

7. Co to jest stała szybkości reakcji chemicznej i od czego ona zależy.

Stała szybkości reakcji k jest równa szybkości reakcji w przypadku, gdy stężenia substratów są stałe i równe 1 mol/dm3.

Jest to stała występująca w równaniu kinetycznym. Stała nie zależy od stężeń, natomiast jej wartość zależy od temperatury.

8. Omówić pojęcia: stopień przemiany (przereagowania) i okres półtrwania (okres połowiczny przemiany).

Dla każdego pierwiastka promieniotwórczego charakterystyczny jest tzw. okres półtrwania (t_1/2), czyli przedział czasu, w którym pierwotna liczba jąder N_o maleje do połowy, tj. gdy: N = N_o/2
Zatem okres półtrwania wynosi

Dla naturalnych pierwiastków okres półtrwania zawarty jest między 10^-11 sekundy a 1,3 x 10¹⁰ lat.

Stopień przereagowania - stosunek liczby moli substratu, które uległy reakcji, do początkowej liczby moli tego substratu.

11. Napisać równanie różniczkowe przykładowej reakcji pierwszego rzędu. Wprowadzić postać scałkowaną raz okres połowicznej przemiany. Podać dlaczego w reakcjach pierwszego rzędu okres połowicznej przeganiany jest wielkością charakterystyczną.

Dla reakcji jednocząsteczkowej mamy:

Suma współczynników stechiometrycznych w wynosi:
,
(jest podniesione do pierwszej potęgi).

Przykład reakcji pierwszego rzędu:

Rozpad tlenku azotu (V):

Zmianę stężenia w czasie dla reakcji można opisać zależnościami:

Jeśli oznaczymy:

możemy równanie (6.04) zapisać w formie:

Całkowanie powyższego równania dla warunków brzegowych:

daje wyrażenie:

12. Napisać równanie różniczkowe dwóch przykładów przykładowej reakcji drugiego rzędu oraz odpowiadające im równania scałkowane.

Dla reakcji dwucząsteczkowej:

(6.11)

równanie kinetyczne możemy zapisać w postaci:

(6.12)

Rząd reakcji będzie wynosił:

Przykład reakcji drugorzędowej

Reakcja dimeryzacji
jest przykładem reakcji drugiego rzędu:

(6.13)

(6.14)

Jeśli przyjmiemy że:

to równanie kinetyczne (6.14) możemy zapisać w postaci:

(6.15)

Dla warunków brzegowych:

mamy po scałkowaniu:

(6.16)

gdzie x₀ jest stężeniem początkowym w chwili t = 0.

15. Napisać równanie Arrheniusa, omówić wpływ temperatury na szybkość reakcji i energię aktywacji.

Szybkość reakcji chemicznej wzrasta z reguły ze wzrostem temperatury.

Reguła van`t Hoffa mówi, że szybkość reakcji wzrasta 2-4-krotnie ze wzrostem o 10⁰C.

w₁, w₂ - szybkość reakcji w temperaturach T₁, T₂.

n - współczynnik temperaturowy szybkości reakcji, równy 2-4.

Równanie Arrheniusa podaje ścisłą zależność szybkości reakcji od temperatury:

k - stała szybkości reakcji E - energia aktywacji R - stała gazowa T - temperatura (K)

k - stała szybkości reakcji

E_a - energia aktywacji

A - czynnik przedwykładniczy

17. Podać założenia i omówić teorię kompleksu aktywnego (bezwzględnej szybkości reakcji chemicznej).

- Teoria jest ściśle związana z teorią kinetyczno - cząsteczkową, znajduje się poza dziedziną termodynamiki

- Zajmuje się przede wszystkim występującym w procesie reakcji tworem odpowiadającym maksimum krzywej energii zwanym kompleksem aktywnym, stanowi on dla teorii obiekt termodynamiczny.

- szybkość reakcji zależy od stężenia kompleksu aktywnego i szybkości z jaką ulega on rozpadowi.

WADY:

- nie pozwala na całkowite teoretyczne obliczenie stałych szybkości

ZALETY:

- ułatwia zrozumienie molekularnego aspektu również reakcji w roztworach

KOLOIDY

1. Co to jest stan koloidalny i jaki jest podział koloidów?

Koloidy (zole) są to układy o dużym stopniu rozdrobnienia.
Są stanem pośrednim pomiędzy roztworami rzeczywistymi, które są układami fizycznie jednorodnymi o rozdrobnieniu cząsteczkowym a zawiesinami i mieszaninami niejednorodnymi.
Pojęcie koloidu do chemii po raz pierwszy wprowadził Graham, dla określenia substancji o właściwościach zbliżonych do kleju.
Do koloidów należą zarówno:

• układy fizycznie jednorodne

• roztwory substancji wielkocząsteczkowych

• układy fizycznie niejednorodne o dużym stopniu rozdrobnienia - koloidy fazowe.

Część układu tworzącą fazę ciągłą stanowi ośrodek dyspersyjny (rozpraszający), a drugą stanowi fazę zdyspergowaną (rozproszoną).
Cząstki fazy rozproszonej dla kolidów mają rozmiary od 1nm do 100nm, czyli od 10^-7 do 10^-5 cm.
Cząstki fazy rozproszonej mogą mieć kształty blaszkowate, nitkowate oraz kuliste.
Wyróżnia się układy monodyspersyjne - koloidy w których cząstki fazy rozproszonej mają jednakową wielkość oraz - polidyspersyjne, w których cząstki mają różne wymiary.
W zależności od wartości dyspergowania koloidy dzieli się na:

• koloidy asocjacyjne - układy w których substancja rozproszona samorzutnie przechodzi w stan koloidalny.

• koloidy dyspersyjne - układy, w których substancję rozproszoną otrzymuje się przez wymuszone rozdrobnienie.

2. Podlać klasyfikację koloidów ze względu na stan skupienia fazy zdyspergowanej i ośrodka dyspersyjnego.

Podział koloidów ze względu na stan skupienia

Ośrodek rozpraszający	Substancja rozproszona	Rodzaj koloidu	Przykłady	Nazwa szczegółowa koloidu
Gaz	Gaz Ciecz Ciało stałe	Aerozole (gazozole)	- Mgła, chmury Dym, kurz	Nie istnieje Aerozole ciekłe (mgły) Aerozole stałe (dymy)
Ciecz	Gaz Ciecz Ciało stałe	Zole, roztwory koloidalne	Piana Mleko, białko Zole tlenków metali, wodorotlenków	Piany Lizole, emulsje Zawiesiny koloidalne
Ciało stałe	Gaz Ciecz Ciała stałe	Dirozole	Pumeks Kwarc mleczny Szkło rubinowe, perły fosforowe	Piany stałe Piany stałe (emulsje stałe) Zole stałe

3. Podać i omówić przykłady koloidów cząsteczkowych i fazowych.

Typowy układ koloidalny (tzw. koloid fazowy) jest składa się z dwu faz:

• fazy ciągłej, czyli substancji rozpraszającej, zwanej też ośrodkiem dyspersyjnym albo dyspergującym

• fazy rozproszonej, czyli substancji zawieszonej (zdyspergowanej) w ośrodku dyspersyjnym i w nim nierozpuszczalnej (liofobowej, hydrofobowej).

Inny rodzaj koloidów to koloidy cząsteczkowe, gdzie fazą rozproszoną są makrocząsteczki, np. polimery (np. żelatyna, skrobia, białka) - nie występuje wówczas wyraźna granica fazowa, bo cząsteczki rozpuszczalnika mogą wnikać do wewnątrz makrocząsteczki - większość koloidów cząsteczkowych powstaje w sposób samorzutny w wyniku rozpuszczania w rozpuszczalniku (koloidy liofilowe, hydrofilowe). Niektóre ich właściwości są inne niż właściwości koloidów fazowych.

4. Omówić strukturę koloidów liofilowych i liofobowych.

W zależności od powinowactwa do rozpuszczalnika, koloidy dzieli się na:

• koloidy liofilowe (hydrofilowy dla układów, gdzie ośrodkiem rozpraszającym jest woda) mające duże powinowactwo do rozpuszczalnika, dzięki czemu cząstki koloidalne otaczają się cząsteczkami rozpuszczalnika, co nadaje im trwałość.

• koloidy liofobowe (hydrofobowe) posiadające małe powinowactwo do rozpuszczalnika i na swojej powierzchni gromadzące ładunek elektryczny

5. Omówić własności optyczne układów koloidowych.

Jedną z najbardziej charakterystycznych cech układów koloidalnych jest efekt Tyndalla. Polega on na tym, że jeżeli przez roztwór koloidalny przepuszczamy wiązkę światła, to wskutek uginania się promieni na cząstkach fazy rozproszonej, mniejszych od długości fali, światło staje się widoczne w postaci smugi świetlnej. Intensywność tego efektu jest tym większa im większa jest różnica między współczynnikami załamania fazy rozproszonej i ośrodka dyspersyjnego. Efekt Tyndalla został wykorzystany w konstrukcji ultramikroskopu, który ma duże zastosowanie w różnorodnych badaniach koloidów, np. liczenie cząsteczek, obserwacja ruchów Browna, pomiar szybkości koagulacji i inne. Kształty geometryczne cząstek fazy rozproszonej o wymiarach odpowiadających rozdrobnieniom koloidalnym możemy obserwować jedynie w mikroskopie elektronowym.

Absorpcja światła. Niektóre układy koloidalne mają silniejszą absorpcję aniżeli rozproszenie światła. Pomiar absorpcji światła jest jedną z metod badania układów koloidalnych, pozwala on na oznaczanie stężenia fazy rozproszonej i na śledzenie przebiegu koagulacji. Barwa układów koloidalnych uwarunkowana jest zarówno przez absorpcję, jak i przez rozproszenie światła. Zależy ona od wielkości, kształtu i stopnia agregacji cząstek fazy rozproszonej. W świetle rozproszonym może być ona inna niż w świetle przechodzącym. Ten sam układ koloidalny może mieć różną barwę w zależności od stopnia rozproszenia.

6) narysować schemat miceli koloidowej oraz zaznaczyć zmianę potencjału w podwójnej warstwie elektrycznej, wartość potencjału elektrokinetycznego (dzeta) i potencjału Nernsta.

ELEKTORCHEMIA

2. Podać podstawowe założenia i wnioski teorii dysocjacji elektrolitycznej, podział elektrolitów.

W drugiej połowie XIX wieku szwedzki chemik S.A. Arrhenius doświadczalnie udowodnił, że substancje chemiczne można podzielić na dwie grupy.
Do grupy I można zaliczyć takie, których roztwory wodne przewodzą prąd elektryczny, a do grupy II te, które w tych samych warunkach praktycznie nie przewodzą prądu. Substancje grupy I nazwał Arrhenius elektrolitami, grupę II nieelektrolitami.
Zdolności przewodzenia prądu elektrycznego przez roztwory wodne elektrolitów, tłumaczył Arrhenius obecnością w nich cząstek zdolnych do przenoszenia ładunków elektrycznych, a więc obdarzonych ładunkami.
Teorię Arrheniusa można ująć ogólnie w postaci czterech podstawowych opartych na doświadczeniu założeniach.

• elektrolity, a więc kwasy, zasady i sole podczas rozpuszczania w wodzie rozpadają się na elementy naładowane elektrycznie, czyli ulegają tzw. dysocjacji elektrolitycznej. Elementy te nazwano jonami. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, a ujemne anionami.

• suma ładunków elektrycznych kationów i anionów, powstających na skutek dysocjacji elektrolitycznej elektrolitów jest zawsze równa zeru.

• nieelektrolity tzn. substancje, które w roztworach i w stanie stopionym nie przewodzą prądu elektrycznego, nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej.

• właściwości chemiczne jonów różnią się zupełnie od własności obojętnych atomów i cząsteczek

W 1887 r. Arrhenius podał definicję kwasów, zasad i soli.
Kwasami są związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na kationy wodorowe i aniony reszt kwasowych. Dysocjację tą można przedstawić następująco:

HNO₃ --> H⁺ + NO₃^-
H₂SO₄ --> H⁺ + HSO₄^-
HSO₄^- --> H⁺ + SO₄^2-

Kwasy takie jak HNO₃, które w czasie dysocjacji odczepiają jeden kation wodorowy nazywamy jednoprotonowymi. Kwasy posiadające w cząsteczkach dwa atomy wodoru zdolne do oddysocjowania w postaci kationów - dwuprotonowymi, trzy-, trójprotonowymi
Zasady są to związki chemiczne, które podczas rozpuszczania w wodzie dysocjują całkowicie lub częściowo na aniony wodorotlenowe OH^- i kationy metali. A oto równania dysocjacji niektórych zasad.

NaOH --> Na⁺ + OH^-
KOH --> K⁺ + OH^-
Ca(OH)₂ --> Ca²⁺ + 2OH^-

Sole są produktami reakcji kwasów z zasadami. Związki te w temperaturze pokojowej występują na ogół w stanie stałym, krystalicznym i mają budowę jonową, czyli składającą się z kationów metali lub kationu amonowego i anionów reszt kwasowych. Proces rozpuszczania soli w wodzie polega zatem na przechodzeniu do roztworu istniejących już w krysztale kationów i anionów. Jonowa budowa soli tłumaczy również zdolności przewodzenia prądu przez stopione sole.

3. Jakie procesy zachodzą w ogniwie elektrolitycznym a jakie w galwanicznym?

Ogniwa elektrolityczne są stosowane w technologii chemicznej (otrzymywanie chloru, fluoru, wodorotlenków metali alkalicznych) w metalurgii (otrzymywanie metali alkalicznych, otrzymywanie aluminium, elektrorafinacja miedzi) a także w galwanotechnice (miedziowanie, cynkowanie, srebrzenie , złocenie etc.).

Ogniwem galwanicznym nazywamy ogniwo, w którym procesy elektrodowe przebiegają spontanicznie, a wskutek ich przebiegu następuje przepływ prądu w zewnętrznym przewodniku elektronowym

Ogniwo wodorowo-tlenowe jako ogniwo galwaniczne i jako ogniwo elektrolityczne.

4. Czym jest ogniwo galwaniczny i jakie są jego zasadnicze elementy.

Jest to źródło energii prądu, w którym energia ta powstaje w wyniku reakcji elektrochemicznych, Każde ogniwo składa się z 2 półogniw. Półogniwo to elektroda metaliczna zanurzona do odpowiedniego roztworu. Na elektrodach tych przebiegają reakcje utleniania (na anodzie, czyli elektrodzie ujemnej) oraz redukcji (na katodzie, czyli elektrodzie dodatniej). Półogniwa połączone są ze sobą za pomocą przewodnika prądu elektrycznego, co umożliwia przepływ elektronów z elektrody ujemnej na elektrodę dodatnią. Połączone są też kluczem elektrolitycznym. Jest to szklana rurka wypełniona roztworem mocnego elektrolitu (np. KCl) zamknięta z obu końców półprzepuszczalną błoną, co zapobiega mieszaniu się roztworów elektrolitu, a umożliwia kontakt jonów. W wyniku reakcji zachodzących na katodzie i anodzie (procesy te są samorzutne), elektrody uzyskują potencjał elektrostatyczny. Różnica potencjałów między elektrodami w stanie równowagi układu to siła elektromagnetyczna (SEM). SEM ogniwa galwanicznego można sumować łącząc szeregowo zespół ogniw w baterie.
Ogniwa galwaniczne, w których reakcje chemiczne przebiegają w sposób nieodwracalny to ogniwa pierwotne, a te w których biegną w sposób odwracalny to ogniwa wtórne. Cykl ładowania i rozładowania w ogniwach wtórnych może być powtarzany wielokrotnie.

5. Jak określa się pracę wykonaną przez ogniwo i jaki jest jej związek z SEM ogniwa.

6. Określić zmianę potencjału termodynamicznego dla reakcji zachodzącej w ogniwie i na tej podstawie podać równanie Nernsta określając SEM ogniwa w funkcji aktywności reagentów.

Na granicy faz metal-roztwór, występują siły elektrostatyczne przyciągania między ujemnie naładowaną masą metalu, a kationami o ładunku dodatnim.

Od chwili ustalenia się równowagi między metalem i otaczającym go środowiskiem roztworu ustala się również potencjał metalu.

Jeżeli ogniwo składa się z dwóch elektrod - na jednej zachodzi wydzielenie kationów:

+ 2e

a na drugiej - przechodzenie jonów metalu do roztworu:

+

Sumaryczna reakcja w ogniwie w stanie równowagi:

W przypadku rozcieńczonych aktywności jonów można zastąpić stężeniem molowym:

7. Jakie są typy elektrod, podać przykłady takich elektrod i reakcji elektrodowych.

Elektrody pierwszego rodzaju. Potencjał elektrodowy elektrod pierwszego rodzaju jest wynikiem wysyłania lub przyjmowania przez metal jonów dodatnich z roztworu elektrolitu. Elektrody pierwszego rodzaju są więc odwracalne względem kationów.
Przykładem takich elektrod są znane już nam, elektroda cynkowa i miedziana, a także elektroda węglowa, która jest odwracalna względem jonów wodorowych.

Elektrody drugiego rodzaju składają się z metalu, jego trduno rozpuszczalnej soli oraz elektrolitu zawierającego aniony wchodzące w skład trudno rozpuszczalnej soli.Przykładem elektrody drugiego rodzaju jest elektroda kalomelowa. Elektroda ta składa się z naczyńka, w którym w charakterze kontaktu, umieszczony jest drucik platynowy, zanurzony w rtęci znajdującej się na dnie naczynia. Rtęć pokryta jest warstwą mieszaniny rtęci i chlorku rtęciowego Hg2Cl2 (kalomel) a nad tą mieszaniną znajduje się roztwór chlorku potasu KCl (rys. 8). Budowę elektrody kalomelowej mozna przedstawić następującym schematem. Hg, Hg2Cl2(s) || KCl 8. objaśnić na czym polega podział półogniw (elektrod) na 1 i 2 rodzaju; użyć odpowiednich przykładów. Półogniwo pierwszego rodzaju to metal zanurzony w roztworze zawierającym jony tego metalu. Przykładem takiego półogniwa jest półogniwo z elektrodą miedziową w przykładzie na początku. Cu^+2 -> Cu^0 - 2e Cu^0 -> Cu^+2 + 2e Półogniwo drugiego typu zbudowane jest z elektrody pokrytej trudno rozpuszczalną solą metalu, z którego jest ona zbudowana i roztworu z anionem tej soli. Półogniwo takie zawiera dwie granice faz: metal-sól i sól-roztwór. Najczęściej takie półogniwa powstają w roztworach nasyconych na półogniwach o E=const. Przykładem takiego półogniwa jest półogniwo chlorosrebrowe - Cl^- | AgCl, Ag. 9. określić potencjał półogniwa. podać postulaty konwencji sztokholmskiej dotyczące definiowania potencjału półogniwa. Podać wzór Nernsta na potencjał półogniwa Potencjał standardowy, standardowy potencjał półogniwa, E° - siła elektromotoryczna ogniwa zbudowanego z ogniwa badanego, zawierającego jony o jednostkowej aktywności, oraz elektrody wodorowej, której potencjał przyjmuje się za równy 0 we wszystkich temperaturach, aby było możliwe określenie potencjału badanej elektrody (lewa strona na schematach). Jeśli badana elektroda jest anodą, to jej potencjał jest ujemny, jeśli natomiast jest katodą to jej potencjał jest dodatni. Potencjał standardowy rozumiany jest również jako wkład elektrody do standardowej siły elektromotorycznej ogniwa. W ogniwie galwanicznym siła elektromotoryczna ogniwa jest różnicą standardowych potencjałów elektrod, obliczaną ze wzoru: Gdzie: E° - potencjał ogniwa E°katoda - potencjał katody E°anoda - potencjał anody Siła elektromotoryczna ogniwa jest równa różnicy potencjałów tworzących ją elektrod (półogniw). Potencjał każdej z elektrod pozwala obliczyć wzór Nernsta  gdzie:      E - potencjał elektrody; E^0 - standardowy potencjał elektrody (układu redoksowego), R - stała gazowa, T - temperatura w kelwinach, F - stała Faradaya, n - ilość elektronów ulegająca wymianie w procesie elektrodowym, c - stężenie jonów

10. Podać schemat półogniwa wodorowego, reakcje w nim zachodzącą, równanie określające jego potencjał; podać dlaczego to półogniwo jest szczególnie ważne.

We wszystkich ogniwach mierzona pomiędzy elektrodami SEM pochodzi z dwóch źródeł: potencjału anody i potencjału katody. Jeżeli jeden z nich będzie znany, to drugi można obliczyć na podstawie zwykłego odejmowania. Niestety bezpośredni pomiar wartości potencjału elektrody nie można zmierzyć. W związku z tym przyjęto następującą zasadę; jedną z elektrod wybiera się jako standardową elektrodę porównawczą i przyjmuje się dla niej umownie wartość potencjału równą zero. Potencjały innych elektrod wyraża się w odniesieniu do tak przyjętego umownie zera. Taką elektrodą porównawczą zgodnie z miedzynarodową konwencją jest standardowa elektroda wodorowa. Zasada pracy elektrody wodorowej jest podobna do pracy wcześniej opisanej elektrody cynkowej i miedzianej. Ale różnica jest w budowie samej elektrody.
Standardowa elektroda wodorowa składa się z płytki platynowej pokrytej warstewką czerni platynowej, która posiada właściwość absorbowania gazowego wodoru. Nasycona gazowym wodorem płytka platynowa nie bierze bezpośredniego udziału w reakcji elektrodowej, ale zachowuje się tak, jakby była elektrodą wykonaną z samego wodoru (rys.7).

Rys.7 Elektroda wodorowa

Płytka ta zanurzona jest w roztworze mocnego kwasu o jednostkowej aktywności jonów wodorowych. Cząsteczki wodoru z płytki platynowej podobnie jak metale przechodzą w postaci jonów do roztworu a jednocześnie jony wodorowe z roztworu ulegają na płytce platynowej rozładowaniu H2 <=> 2H^+ + 2e Potencjał elektrodowy takiej właśnie elektrody wodorowej przyjęto za równy zeru. Siła elektromotoryczna (SEM) ogniwa złożonego z normalnej elektrody wodorowej i dowolnej innej elektrody daje zatem bezpośrednio potencjał zastosowanej elektrody. Stosując elektrodę wodorową można wyznaczyć względne wartości potencjałów normalnych przez pomiar siły elektromotorycznej ogniwa zbudowanego z normalnej elektrody wodorowej i badanej elektrody zanurzonej w roztworze swych jonów o aktywności równej jedności.

SEM takiego ogniwa jest różnicą potencjałów normalnych obu elektrod.

DE^o = E^o_H2 - E^o_Me

Ponieważ potencjał normalnej elektrody wodorowej równa się zeru to zmierzona wartość SEM jest normalnym względnym potencjałem danej elektrody.

13. Jakie kryteria zostały użyte do stworzenia szeregu napięciowego, wymienić kilka przykładowych elementów tego szeregu.

Potencjały standardowe niektórych reakcji elektrochemicznych zmierzone względem standardowej elektrody wodorowej zostały ujęte w szeregi elektrochemiczne. Szereg napięciowy metali (tablica 1) zawiera potencjały standardowe reakcji:

18. Podać schemat akumulatora ołowiowego, reakcje zachodzące w czasie jego pracy i ładowanie oraz omówić jego zalety.

Akumulator ołowiowy : PbၼPbO₂ၼ H₂SO₄, H₂OၼPbSO₄ၼPb

Do magazynowania energii elektrycznej służą akumulatory, czyli ogniwa pracujące odwracalnie. Przykładem może być akumulator ołowiowy. Jako ogniwo galwaniczne dostarcza on energii elektrycznej (rys.11a), natomiast pracując w trybie elektrolizera ulega „naładowaniu” wskutek odwrócenia reakcji elektrodowych pod wpływem zewnętrznego źródła prądu stałego (rys.11b). Akumulator ołowiowy składa się z anody ołowiowej i katody pokrytej dwutlenkiem ołowiu. Elektrolitem jest wodny roztwór kwasu siarkowego. SEM ogniwa wynosi około 2V.

Rys.11. Schemat akumulatora ołowiowego.

(a) Proces ładowania (praca akumulatora jako elektrolizera):

(b) Proces rozładowania (praca akumulatora jako ogniwa):

---