Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
SKRYPT DO LABORATORIUM
Chemia
ĆWICZENIE 14: Reakcje redoks.
Szereg elektrochemiczny metali.
Ogniwa.
autor:
dr inż. Radosław Pomećko
Gdańsk, 2010
Projekt  Przygotowanie i realizacja kierunku inżynieria biomedyczna  studia międzywydziałowe
współfinansowany ze środków Unii Europejskiej w ramach Europejskiego Funduszu Społecznego.
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
1. Wymagania wstępne
1.1.Ustawienia
Wymagania wstępne dotyczące uczestników/osób realizujących ćwiczenie:
Znajomość pojęć utleniania i redukcji, oraz utleniacza i reduktora. Znajomość pojęcia elektrolitu i
dysocjacji elektrolitycznej. Znajomość potencjału standardowego oraz równania Nernsta. Znajomość
rodzajów ogniw galwanicznych. Znajomość instrukcji do ćwiczeń.
Cele ćwiczenia:
Ugruntowanie wiedzy na temat reakcji utleniania i redukcji. PowiÄ…zanie szeregu elektrochemicznego
metali ze zjawiskami korozji. Wpływu położenia metali w szeregu elektrochemicznym na szybkość i
kierunek reakcji utleniania/redukcji. Powiązanie potencjału ogniw galwanicznych z rodzajem użytych
metali (stężeniami soli w wypadku ogniw stężeniowych).
Wykaz przyrządów, materiałów i aparatury niezbędnej do przeprowadzenia ćwiczenia
Woltomierz, roztwory soli metali, próbki metali
Spodziewane efekty kształcenia - umiejętności i kompetencje:
Poznanie praktycznych następstw wynikających z elektrochemicznego szeregu metali (korozja,
osadzanie metali). Umiejętność konstruowania ogniw galwanicznych o określonym potencjale.
Metody dydaktyczne:
Przeprowadzenie reakcji utleniania i redukcji. Praktyczne oznaczenie żelaza metodą
manganometryczną. Roztwarzanie metali w kwasach. Pomiar potencjału metali względem elektrody
odniesienia. Konstruowanie ogniwa galwanicznego (Daniella) oraz ogniwa stężeniowego.
Zasady oceniania/warunek zaliczenia ćwiczenia
Poprawne wykonanie przewidzianych ćwiczeń, prawidłowa odpowiedz
na pytanie zwiÄ…zane z
tematem ćwiczenia. Poprawna interpretacja obserwacji.
Wykaz literatury podstawowej do ćwiczenia:
1. Praca zbiorowa (Red. E. Luboch, M. Bocheńska J.F. Biernat).  Chemia ogólna. Ćwiczenia
laboratoryjne Gdańsk: Wydawnictwo Politechniki Gdańskiej 2003
2. Sienko M.I., Plane R.A.,  Chemia Podstawy i Własności , Warszawa WNT 2002
3. Bielański A.,  Podstawy chemii nieorganicznej , Warszawa PWN 2010
2
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
2. Przebieg ćwiczenia
L.p. Zadanie
1. Sprawdzian
2. Realizacja zadań z zakresu reakcji redoks zgodnie z instrukcją do ćwiczenia
3. Interpretacja obserwacji, wprowadzenie do zagadnienia  Szereg elektrochemiczny metali
4. Realizacja zadań z zakresu  Szereg elektrochemiczny metali
5. Dyskusja zastosowań obserwowanych zjawisk
6. Realizacja zadań z zakresu  Ogniwa zgodnie z instrukcją do ćwiczenia
UWAGI! Zadania do opracowania
 interpretacja obserwacji rozpuszczania metali w kwasach
 omówienie wpływu położenia metali w szeregu elektrochemicznym na potencjał ogniwa
galwanicznego
 omówienie działania ogniwa stężeniowego
3
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
3. Wprowadzenie do ćwiczenia
Reakcje utleniania i redukcji
Procesy utleniania i redukcji nazywane skrótowo reakcjami redoks, to procesy, w których pomiędzy
substratami następuje wymiana elektronów, gdzie utlenianie to proces oddawania elektronów, natomiast
redukcja wiąże się z ich przyjmowaniem. Substraty reakcji redoks noszą nazwy reduktora i utleniacza, przy
czym reduktor oddaje elektrony, a utleniacz to substrat, który elektrony przyjmuje (akceptor elektronów).
Nazwa utlenianie jednoznacznie kojarzy się z reakcjami przyłączania tlenu (np. spalaniem), ponieważ były to
najwcześniej poznane reakcje tego typu. Warto jednak pamiętać, że w reakcjach utlenienia tlen nie musi być
wcale obecny, a rolę akceptora elektronów może spełniać inny pierwiastek np. Cl, F, S.
Jako przykład do omówienia procesów redoks posłuży nam reakcja metalicznego magnezu z chlorem:
Mg Cl2 MgCl2 (I)
Zwrócić należy uwagę na fakt, że w wyniku reakcji powstaje związek o strukturze jonowej zawierający kationy
Mg2+ oraz aniony Cl-. Wytworzenie jonów wymaga by w trakcie reakcji każdy atom magnezu oddał dwa
elektrony, a każdy atom chloru przyjął jeden elektron. Możemy, więc zapisać dla naszego procesu dwie reakcje
połówkowe:
Utlenianie: Mg Mg2 2e Redukcja: Cl2 2e 2Cl- (II)
W powyższej reakcji, magnez uległ utlenieniu (oddał elektrony), ale jest reduktorem gdyż oddane elektrony
zredukowały chlor. Natomiast chlor jest utleniaczem, ponieważ zabierając elektrony utlenia magnez, jednak
przyjmując elektron sam uległ redukcji. Oba procesy utleniania i redukcji przebiegają jednocześnie, a liczba
oddanych i przyjętych przez atomy elektronów są sobie równe. W wyniku wymiany elektronów zmianie ulega
stopień utlenienia pierwiastków.
Stopień utlenienia
Stopień utlenienia to pojęcie umowne, które ułatwia określenie kierunku przekazywania elektronów w reakcji
redoks. Ma to szczególne znaczenie w reakcjach redoks, których produktami są związki nieposiadające budowy
jonowej. Stopień utlenienia pierwiastka definiuje się jako liczbę ładunków elementarnych, jakie przypisalibyśmy
atomom tego pierwiastka gdyby wszystkie wiązania tych atomów były wiązaniami jonowymi. Stopień utlenienia
jest pojęciem umownym, które przypisuje się atomom według podanych niżej reguł:
1) suma stopni utlenienia atomów w cząsteczce jest równa zero, natomiast w jonie, równa jest jego ładunkowi,
2) atomy pierwiastków w stanie wolnym przyjmują zerowy stopień utlenienia,
3) stopień utlenienia atomów pierwiastków pierwszej (litowce) i drugiej (berylowce) grupy układu okresowego
są stałe i przyjmują wartości I dla litowców oraz II dla berylowców,
4) atom fluoru we wszystkich związkach przyjmuje wartość -I,
5) stopień utlenienia atomu tlenu przyjmuje najczęściej wartość -II z wyjątkiem nadtlenków np. H2O2 gdzie jego
wartość to -I, ponadtlenków np. KO2 w których ma wartość -1/2, oraz związku z fluorem OF2 w którym jako
pierwiastek mniej elektroujemny przyjmuje wartość II
6) stopień utlenienia wodoru w związkach przyjmuje wartość I, jedynie w wodorkach litowców i berylowców
wodór przyjmuje -I stopień utlenienia (patrz pk. 3)
W każdej reakcji utleniania i redukcji stopnie utlenienia pierwiastków biorących w niej udział ulegają zmianie i
jest to potwierdzeniem redoksowego charakteru zachodzÄ…cego procesu.
Przyjrzyjmy się więc przykładowym reakcjom:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 (III)
4
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3 (IV)
I spróbujmy rozstrzygnąć czy w obu przypadkach mamy do czynienia z reakcją redoks. Przypiszmy stopnie
utlenienia atomom wszystkich substratów i produktów pierwszej reakcji (III):
0 I VI -II II VI -II 0
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 (V)
Jak widać z zapisu w czasie reakcji zmieniły się stopnie utlenienia magnezu i wodoru. Magnez utlenił się
(stopień utlenienia wzrósł), natomiast jon wodorwy został zredukowany do wolnego wodoru. Reakcja pierwsza
jest, więc reakcją redoks.
Postępując podobnie w przypadku drugim otrzymamy:
I V -II I -I I -I I V -II
AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3 (VI)
W tym wypadku żaden z pierwiastków biorących udział w reakcji nie zmienia stopnia utlenienia tak, więc druga
reakcja nie jest procesem redoks.
Ogniwa galwaniczne
Rozpatrzmy inny proces redoks, w którym miedz
ulega redukcji przyjmujÄ…c dwa elektrony natomiast cynk
utlenia siÄ™ elektrony oddajÄ…c:
II VI -II 0 II VI -II 0
CuSO4 +Zn = ZnSO4 + Cu (VII)
Dla naszego procesu możemy zapisać dwie reakcje połówkowe:
Utlenianie: Zn Zn2 2e Redukcja: Cu2 2e Cu (VIII)
Reakcję taką można oczywiście przeprowadzić zgodnie z głównym zapisem, w jednej zlewce, obserwując
rozpuszczanie cynku i strącanie miedzi. Pytanie, które się nasuwa to czy można reakcje redoks przeprowadzić
zgodnie z zapisem połówkowym? Wyobraz
my sobie dwie zlewki (rys. 1), jedną, która zawiera blaszkę cynkową
zanurzoną w roztworze siarczanu cynku, oraz drugą zawierającą roztwór siarczanu miedzi z zanurzoną w nim
blaszkę miedzianą. W każdej ze zlewek roztwory pozostaną w równowadze
z zanurzonymi w nich blaszkami dopóki nie zewrzemy ich przewodnikiem,
który zapewni transport elektronów pomiędzy elektrodą cynkową a
miedzianą. By układ zadziałał należy zadbać jeszcze o możliwość
transportu anionów z jednego roztworu do drugiego w celu zapewnienia
ich elektroobojętności. W tym celu używa się tzw. klucza elektrolitycznego.
Układ przedstawiony na rys. 1 to ogniwo galwaniczne, a konkretnie
ogniwo Daniella. Nazwa ogniwo  galwaniczne pochodzi od nazwiska
uczonego Luigi ego Galvani ego, który postulował istnienie tzw.
elektryczności zwierzęcej. Natomiast pierwsze nowożytne ogniwo
Rys. 1. Ogniwo Daniella
galwaniczne zostało skonstruowane przez Alessandro Voltę (stos Volty) i
obalało tezę Galvaniego jakoby prąd elektryczny był wytworem jedynie organizmów żywych. W ogniwie
galwanicznym, każda z elektrod wraz z otaczającym ją elektrolitem stanowi półogniwo, w każdym z nich biegnie
jedna z reakcji połówkowych. Elektrodę, na której biegnie proces utleniania nazywamy anodą natomiast tę, na
której biegnie proces redukcji katodą.
Ogniwo galwaniczne (Daniella) można przedstawić za pomocą schematu:
Cu CuSO4 ZnSO4 Zn (IX)
5
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
Gdzie pojedyncze pionowa kreska odpowiada granicy różnych faz, a podwójna to klucz elektrolityczny łączący
oba półogniwa. Główną cechą charakterystyczną tak zbudowanego układu reakcji redoks jest możliwość
obserwowania uporządkowanego ruchu elektronów (inaczej: prądu elektrycznego) w przewodniku łączącym
blaszki metalowe (elektrody). Przepływ elektronów zawsze jest wywołany różnicą potencjałów. W powyższym
przypadku potencjał powstaje w półogniwach na granicy faz: elektroda/elektrolit (Zn/ZnSO4 oraz Cu/CuSO4).
Przepływ elektronów będzie trawał tak długo aż reakcja redoks (VII) nie osiągnie stanu równowagi.
Różnicę potencjałów niepracującego ogniwa nazywa się jego siłą elektromotoryczną (SEM) i można ją obliczyć
na podstawie zależności:
SEM = Ek  Ea (X)
gdzie: Ek  potencjał katody
Ea  potencjał anody
Potencjał, jaki wytwarza się na granicy faz metal/elektrolit zwany jest potencjałem elektrochemicznym metalu
(Er) a jego wielkość jest określona stanem równowagi pomiędzy dwoma przeciwnymi tendencjami tj. zdolnością
atomu metalu do oddawania elektronów i przechodzenia w stan jonowy oraz tendencją jonów metalu do
przyjmowania elektronów i przejścia w stan elektroobojętny. Wartość potencjału elektrochemicznego
wyrażona jest równaniem Nernsta:
2,3 RT Cutl
Er E log (XI)
nF Cred
gdzie: R  stała gazowa (8,314510 J/mol*K)
F  stała Faraday a, czyli ładunek jednego mola elektronów ok. 96500 C/mol
n  ilość elektronów biorących udział w reakcji
T  temperatura w K,
Cutl  stężenie formy utlenionej wyrażone w mol/dm3
Cred  stężenie formy zredukowanej, w przypadku metalu Cred 1, a ilość elektronów biorących udział w
reakcji (n) równa jest wartości jonów (z),
E  potencjał standardowy.
Tab. 2. WartoÅ›ci potencjałów 5ØÜ wzglÄ™dem standardowej
Potencjał standardowy E jest to potencjał jaki ustala się na
elektrody wodorowej w temperaturze 298K
granicy metalu zanurzonego w roztworze zawierajÄ…cym jego
Półogniwo E [V] Półogniwo E [V]
jony o aktywności 1 (mol/dm3). Potencjał standardowy może
Li+/Li -3,050 Ni2+/Ni -0,250
być wyznaczony jako SEM ogniwa galwanicznego, którego
Na+/Na -2,710 Sn2+/Sn -0,136
Mg2+/Mg -2,37 Pb2+/Pb -0,126
drugim półogniwem będzie standardowa elektroda
Al3+/Al -1,66 Fe3+/Fe -0,036
wodorowa. Elektroda ta składa się z blaszki platynowej
Ti2+Ti -1,63 2H+/ H2 0,000
pokrytej czerniÄ… platynowÄ…, omywanej strumieniem H2 o
Cr2+/Cr -0,913 Sn4+/Sn +0,007
ciśnieniu 1000 hPa i zanurzonej w roztworze jonów H3O+ o
H2O/H2 -0,830 Cu/Cu2+ +0,337
aktywności 1 (mol/dm3). Potencjał standardowej elektrody
Zn2+/Zn -0,762 Hg22+/2Hg +0,789
wodorowej umownie przyjęto, jako zerowy i niezależny od
Cr3+/Cr -0,740 Ag+/Ag +0,799
Fe2+/Fe -0,440 Hg2+/Hg +0,854 temperatury (E H2/2H3O = 0). Wartości potencjałów
Cd2+/Cd -0,402 Pd2+/Pd +0,987
standardowych E metali odpowiadajÄ…ce reakcji redukcji
Mn3+/Mn -0,283 Pt2+/Pt +1,190
wyznaczone względem standardowej elektrody wodorowej w
Co2+/Co -0,277 Au3+/Au +1,420
temperaturze 298K zebrano w tabeli 1.
6
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
Szereg zawierający metale uporządkowane, co do wielkości potencjału standardowego nazywany jest
szeregiem elektrochemicznym (napięciowym) metali. Położenie metalu w szeregu elektrochemicznym daje
wiele informacji na temat jego właściwości. Warto, więc zapamiętać, że:
- niska wartość potencjału standardowego wskazuje wysoką aktywność metalu (np. Li, Na, Mg etc.),
- metal o niższym potencjale standardowym E wypiera metal o wyższym potencjale E z jego soli,
- metale o dodatnim potencjale standardowym E rozpuszczajÄ… siÄ™ jedynie w kwasach utleniajÄ…cych.
Analizując równanie Nernsta (XI) można zauważyć że potencjał elektrochemiczny metalu (półogniwa), nie
zależy tylko od wartości potencjału standardowego, ale również od różnicy stężeń pomiędzy formą
zredukowaną i formą utlenioną metalu. Możemy, więc wyobrazić sobie ogniwo galwaniczne składające się z
dwóch półogniw zawierających ten sam metal zanurzony w elektrolicie tego samego rodzaju, ale o różnym
stężeniu np.:
Cu CuSO4(C1) CuSO4(C2) Cu (XII)
gdzie: (C1) `" (C2)
Ogniwo takie nazywa się ogniwem stężeniowym, a wyrażenie na jego siłę elektromotoryczną można wyznaczyć
podstawiając odpowiednio wzór Nernsta (XI) do wzoru (X):
2,3 RT CKat
SEM log (XIII)
zF CAnd
gdzie: CKat  stężenie jonów metalu w elektrolicie katody,
CAnd  stężenie jonów metalu w elektrolicie anody,
z  wartościowość jonów biorących udział w reakcji
2,3 RT
 w temperaturze 25°C wartość wyrażenia jest równa 0,059 V
F
Ogniwa galwaniczne  praktyczne zastosowania
Ogniwa galwaniczne to bardzo szeroko stosowane w praktyce z
ródło prądu elektrycznego, można je podzielić
na:
- ogniwa galwaniczne nieodwracalne (pierwotne), w których odwrotna polaryzacja elektrod nie powoduje
zmiany kierunku przebiegu reakcji redoks,
- ogniwa galwaniczne odwracalne (akumulatory), w których odwrotna polaryzacja elektrod powoduje reakcję
redoks odwrotną do reakcji rozładowania,
- ogniwa paliwowe, w których reakcja redoks zużywa substraty dostarczane na bieżąco do powierzchni
elektrodowych
Najbardziej rozpowszechnionym obecnie galwanicznym ogniwem nieodwracalnym jest bateria
alkaliczna wynaleziona w 1959 roku przez Lewisa Urry ego, a jej bezpośrednim prekursorem było ogniwo
Leclanche go wynalezione w 1868 roku, a stosowane szeroko do lat dziewięćdziesiątych XX. wieku.
7
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
(a) (b)
Rys. 3. Schematyczna budowa ogniw (Leclanche'go (a) oraz alkalicznego (b)
Ogniwo Leclanche go można schematycznie przedstawić zapisem:
Zn ZnCl2(a ), NH4Cl(a ) MnO2(s), C(s) (XIII)
W ogniwie tym na anodzie zachodzi utlenianie cynku:
Zn Zn2 2e- (XIV)
natomiast na katodzie redukcji ulega mangan (zmieniając stopień utlenienia z IV na III):
( )
MnO2 H2O e- MnO OH OH- (XV)
Powyższym procesom (XIV, XV) towarzyszy szereg reakcji następczych, w których biorą udział produkty reakcji redoks.
Jednymi z ważniejszych procesów współtowarzyszących reakcjom rozładowania ogniwa Leclanchego jest wytworzenie
wodoru w wyniku utlenienia amonowego atomu azotu oraz wytworzenie amoniaku:
2NH4+ + 2e- 2NH3Ä™! H2Ä™! NH4+ + OH- 2NH3Ä™! + H2O (XVI)
Gazowe produkty reakcji (XVI) muszą być usuwane gdyż w przeciwnym wypadku prowadziłyby do rozsadzenia konstrukcji
ogniwa. WiÄ…zane sÄ… one w reakcjach z tlenkiem manganu i jonem cynkowym:
H2 + 2MnO2 Mn2O3 + H2O 4NH3 + Zn2+ [Zn(NH3)4]2+ (XVII)
Ogniwo alkaliczne można schematycznie przedstawić zapisem:
M Zn, KOH MnO2, M (XVIII)
Na elektrodach ogniwa alkalicznego zachodzą następujące reakcje:
Reakcja anodowa: Reakcja katodowa:
Zn + 2OH- ZnO H2O + 2e- 2MnO2 + H2O + 2e- Mn2O3 + 2OH- (XIX)
Główną cechą odróżniającą akumulatory (ogniwa odwracalne) od ogniw pierwotnych, jest możliwość ich
ponownego naładowania, tj. wymuszenie przeciwnego kierunku przebiegu reakcji redoks poprzez odwrotne
spolaryzowanie ogniwa. Głównym przykładem ogniwa odwracalnego o szerokim zastosowaniu jest akumulator
ołowiowy, który ze względu na możliwość znalazł swe zastosowanie głównie w motoryzacji.
8
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
Podczas pracy akumulatora biegną następujące procesy
elektrodowe:
reakcja anodowa:
Pb(s) + HSO-4(aq) PbSO4(s) + H+(aq) + 2e- (XX)
reakcja katodowa:
PbO2(s) + 3H+(aq) + HSO-4(aq) + 2e- PbSO4(s) + 2H2O(c)
(XXI)
Sumaryczny proces w ogniwie przebiega następująco:
2PbSO4(s) + 2H2O(c) PbO2(s) + Pb(s) + 2H2SO4(c) (XXII)
Rys. 4. Schematyczna budowa akumulatora ołowiowego
Ogromny postęp w konstruowaniu ogniw odwracalnych
został wymuszony przez rozwój elektroniki użytkowej. Rosnące wymagania dotyczące ograniczenia masy ogniw,
trwałości oraz ich pojemności doprowadziły do opracowania szeroko stosowanych dziś tzw. ogniw niklowo-
wodorkowych (Ni/MH) oraz litowo/jonowych które wyparły wcześniejsze akumulatory niklowo kadmowe
(Ni/Cd).
Część doświadczalna
Ćwiczenie 1. Reakcja magnezu z kwasem solnym
Do próbówki zawierającej kawałki magnezu wlać ok. 2 cm3 kwasu solnego. Zwrócić uwagę na wydzielający się gaz,
który można zidentyfikować po zapaleniu go. Napisać równania reakcji w formie cząsteczkowej i jonowej, podać
typ przeprowadzonej reakcji.
Ćwiczenie 2. Reakcja siarki z miedzią
Do suchej próbówki wsypać ok. 0,5 g siarki, umocować próbówkę pionowo w łapie statywu i ostrożnie ogrzewać
płomieniem palnika, aż pary siarki wypełnią całą próbówkę. Następnie, ciągle ogrzewając próbówkę wprowadzić do
niej rozżarzony wcześniej cienki drucik miedziany. Zwrócić uwagę na gwałtowną reakcję. Napisać równania reakcji i
podać typ przeprowadzonej reakcji. Zastanowić się czy badany proces można nazwać spalaniem.
Ćwiczenie 3. Szereg elektrochemiczny metali
Do pięciu próbówek nalać po około 2 cm3 roztworów wymienionych w tabeli i wrzucić do nich odpowiednie
metale.
CuCl2 Pb(CH3COO)2 SnCl2 CuSO4 AgNO3
Al Zn Zn Fe Cu
Obserwować osadzanie się metalicznych nalotów. Napisać równania zachodzących reakcji w formie cząsteczkowej i
jonowej. Ustalić kolejność położenia badanych metali w szeregu elektrochemicznym.
Ćwiczenie 4. Ogniwa galwaniczne
Z materiałów udostępnionych przez prowadzącego skonstruować ogniwo Daniella i zmierzyć jego SEM. Napisać
równania reakcji zachodzących na katodzie i anodzie ogniwa. Podać definicję anody i katody ze względu na
zachodzÄ…ce na nich procesy redoks.
9
CHEMIA, R.Pomećko
Politechnika Gdańska, międzywydziałowy kierunek  INŻYNIERIA BIOMEDYCZNA
Do dwóch próbówek nalać 1M H2SO4 i wrzucić po kawałku metalicznego cynku. Następnie do jednej z próbówek
wrzucić kryształek CuSO4*5H2O. Podać równania reakcji zachodzących w obu próbówkach oraz wyjaśnić przyczynę
różnicy w intensywności obserwowanych zjawisk.
Ćwiczenie 5. Ogniwa stężeniowe
Z materiałów udostępnionych przez prowadzącego skonstruować ogniwo wg schematu:
Zn 1M ZnSO4 nasycony ZnSO4 Zn
Na podstawie zmierzonej wartości SEM ogniwa stężeniowego obliczyć stężenie ZnSO4 w roztworze nasyconym.
Literatura:
1. Praca zbiorowa (Red. E. Luboch, M. Bocheńska J.F. Biernat).  Chemia ogólna. Ćwiczenia laboratoryjne
Gdańsk, Wydawnictwo Politechniki Gdańskiej 2003
2. Sienko M.I., Plane R.A.,  Chemia Podstawy i Własności , Warszawa WNT 2002
3. Bielański A.,  Podstawy chemii nieorganicznej , Warszawa PWN 2010
4. Atkins P.W.,  Przewodnik po chemii fizycznej , Warszawa PWN 1997
5. Vincent C.A., Scrosati B.,  Modern Batteries , New York-Toronto: J. Wiley&Sons Inc. 1997
10
CHEMIA, R.Pomećko