ISE powtorka z chemii, ISE metale i elektrochemia, Propozycje tematyki do strony internetowej CEŚ

www.ise.polsl.pl/strony/czasowe/powtorka_z_chemii/metale%20i%20elektrochemia.doc

METALE I ELEKTROCHEMIA

Rozpoczynając kurs powtórki z chemii niewątpliwie należy rozpocząć od definicji tego przedmiotu. Chemia będąca działem fizyki zajmuje się badaniem otaczającej nas materii i przemianami jakim podlega. Mając to na uwadze, należy zauważyć, że otaczającą nas materię a ściślej substancje dzieli się na proste czyli inaczej pierwiastki i złożone czyli związki chemiczne. Tak więc podstawą jest wiedza o substancjach prostych czyli pierwiastkach, zacznijmy więc od ich definicji.

Pierwsza definicja odnosi się do istoty tego rodzaju materii i określa substancje proste, czyli pierwiastki jako te, które nie można rozłożyć metodami chemicznymi na prostsze.

Druga definicja nawiązuje do subtelniejszej struktury materii i stwierdza, że substancje proste, czyli pierwiastki, to substancje zbudowane z atomów tego samego rodzaju, co uściśla się do atomów o identycznej liczbie atomowej czyli inaczej porządkowej.

Chemia, jako nauka ścisła wprowadza oczywiście dalszą klasyfikację substancji, i tak substancje proste dzieli na metale i niemetale. Ten podział konsekwentnie będzie się przewijał przy powtarzaniu materiału i dlatego powinien być jednoznaczny. Substancje proste czyli pierwiastki dzieli na metale i niemetale. W tym miejscu należy sobie uświadomić, że niezbędne dla dalszej nauki chemii jest nauczenie się na pamięć(!!) symboli podstawowych pierwiastków chemicznych. Co to znaczy podstawowych ? Aby nie było niejasności poniżej proponuję spis pierwiastków, które moim zdaniem można zaliczyć do podstawowych jednak proszę się nie zdziwić jeżeli okaże się, że niezbędna staje się znajomość symboli chemicznych jeszcze innych pierwiastków. W takim sporadycznym przypadku skorzystamy z układu okresowego i z pewnością nie będzie to miało miejsce zbyt często, a co za tym idzie odrywało nas od wątku opisywanego toku rozumowania. Symbole chemiczne to pierwsze litery, lub pierwsza i druga litera nazwy łacińskiej lub greckiej pierwiastka chemicznego. Podając symbol pierwiastka wymawia się każdą literkę oddzielnie. Oto częściej występujące nazwy i symbole pierwiastków (w porządku alfabetycznym):

Antymon Sb

Argon Ar

Arsen As

Azot N

Bar Ba

Bizmut Bi

Brom Br

Chlor Cl

Chrom Cr

Cyna Sn

Cynk Zn

Fosfor P

Hel He

Jod I

Kadm Cd

Krzem Si

Lit Li

Miedź Cu

Nikiel Ni

Ołów Pb

Potas K

Rtęć Hg

Siarka S

Srebro Ag

Tlen O

Wapń Ca

Węgiel C

Wodór H

Żelazo Fe

Symbol pierwiastka ma swe znaczenie jakościowe, czyli określa o który pierwiastek chodzi, lecz ma również sens ilościowy. Symbol pierwiastka oznacza jeden atom danego pierwiastka lub też, zależnie od przyjętej interpretacji, jeden mol pierwiastka czyli ilość gramów pierwiastka określoną jego masą molową lub też ilość atomów równą liczbie Avogadra (6,023·10²³)

Podział pierwiastków na metale i niemetale ma swe kryteria fizyczne i chemiczne. Stosując kryteria fizyczne, czyli właściwości fizyczne jako metale określa się pierwiastki cechujące się przewodnictwem cieplnym, elektrycznym, połyskiem metalicznym, kowalnością. Niestety wiele pierwiastków będących metalami nie wykazuje wszystkich tych cech, które w gruncie rzeczy są wynikiem odpowiedniej struktury krystalicznej. Muszą one mianowicie charakteryzować się wiązaniem metalicznym. Istotą tego wiązania jest ciasne upakowanie przestrzenne atomów czego wynikiem jest przenikanie się powłok elektronowych atomów a występujące na tych powłokach elektrony staja się zdelokalizowane tzn. nie należą do konkretnych atomów a jedynie tworzą tzw. gaz elektronowy. Chmurę zdelokalizowanych elektronów, czyli elektronów nie należących do konkretnych atomów. Takie elektrony zwane również gazem elektronowym zajmują przestrzeń międzyatomową struktury metalicznej i wykazują dużą wrażliwość na bodźce termiczne i elektromagnetyczne. Padające na powierzchnię metali światło dostarcza do metalu ilość energii pobudzającą elektrony do emisji energii co odbiera się jako efekt tzw. połysku metalicznego. Metale o bardzo niskiej wartości energii wzbudzenia takie jak rubid czy cez mogą pod wpływem światła mieć wybijane elektrony. Zjawisko to wykorzystywane w fotokomórkach, zwane jest efektem fotoelektrycznym. Tak duża wrażliwość na bodźce kinetyczne jak również elektromagnetyczne objawia się jak już wspomniano, dobrym przewodnictwem prądu i ciepła.

Łatwość oddawania elektronów, w sensie chemicznych, przekłada się wprost na aktywność chemiczną tej grupy pierwiastków o czym za chwilę. W tym miejscu należy wspomnieć o pierwiastku będącym zdecydowanym niemetalem - o węglu, który w postaci odmiany alotropowej zwanej grafitem dobrze przewodzi prąd. Jak więc to się ma do struktury pierwiastków o właściwościach metalicznych. Właśnie grafit posiada strukturę krystaliczną, w której atomy węgla wykazują hybrydyzację sp², cechującą się występowaniem między atomami węgla sprzężonych układów wiązań podwójnych. Elektrony tworzące taki sprzężony układ podwójnych wiązań tworzą również swoistą chmurę elektronową i dzięki temu nadają grafitowi pewne cechy metaliczności. Chodzi tu głównie o przewodnictwo prądu. Jako niemetal węgiel - grafit jest zdecydowanie mniej aktywny od metali a jednak przewodzi prąd. Nadaje to grafitowi niezwykłe właściwości a konkretnie grafit jest doskonałym materiałem elektrodowym w wielu technologiach elektrochemicznych np. elektrolitycznym otrzymywaniu glinu.

W sensie chemicznym metalami nazywamy pierwiastki, które mogą posiadać wyłącznie elektrowartościowość dodatnią. Wykazują ją zarówno w formie jonów prostych jak i złożonych np. chrom w chromianach(VI) czy mangan w manganianach(VII). Najbardziej typowymi metalami są więc pierwiastki bloku energetycznego s (grupa I -litowce, grupa II - berylowce). Jest to o tyle ważne, że elektrony walencyjne (wartościowości) na powłoce s posiadają również pierwiastki zlokalizowane w blokach energetycznych d i f. Tak więc wszystkie te pierwiastki są również w sensie chemicznym metalami. Cechę istotną dla metali można ująć w postaci ogólnego równania reakcji:

Me⁰ → Meⁿ⁺ + nē

Powyższe równanie charakteryzuje reaktywność metali. Im łatwiej metal Me tworzy związek chemiczny przechodząc w jon Meⁿ⁺ tym większy przy okazji powstaje ładunek elektryczny na granicy faz metal - środowisko wodne. Powstający w ten sposób potencjał nosi nazwę potencjału elektrochemicznego i precyzyjnie określa reaktywność metali. Im aktywniejszy metal, tym bardziej ujemna wartość potencjału elektrochemicznego.

Możliwość posiadania kilku elektrowartościowości przez pierwiastki, umożliwia przebieg reakcji w wyniku których pierwiastki mogą zmieniać wartościowości. Reakcje takie noszą nazwę reakcji redoks i wymagają najczęściej specyficznego uzgadniania. Wiele przykładów reakcji redoks będzie można rozpatrywać przy omawianiu właściwości chemicznych pierwiastków bloku d, które cechują się posiadaniem wielu możliwych wartościowości (stopni utlenienia). Poniżej podano propozycję doskonalenia umiejętności uzgadniania reakcji redoks za pomocą specjalnego programu. Zachęcam do uważnego przerobienia tego programu a szczególnie zaś części dotyczącej doskonalenia umiejętności uzgadniania reakcji redoks.

Metale uszeregowane według malejącej wartości potencjały elektrochemicznego tworzą tzw. szereg elektrochemiczny, który jest bardzo przydatny przy określaniu reaktywności metali. Szereg elektrochemiczny metali służy do przewidywania przebiegu reakcji:

metali z roztworami soli
metali z kwasami
określaniu znaku elektrod w ogniwach i obliczaniu SEM ogniw
przewidywaniu produktów reakcji elektrodowych w procesie elektrolizy

Wartość potencjału elektrochemicznego wyznacza się dla elektrody metalicznej, która składa się z blaszki lub drutu wykonanego z badanego metalu i zanurzonego w roztworze jego soli. Na granicy faz metal - roztwór wytwarza się równowaga określana mianem potencjału elektrochemicznego. Wartość takiego potencjału opisuje wzór Nernsta, którego zapis podano poniżej:

gdzie:

E - potencjał układu w warunkach pomiarowych (formalny)

E⁰ - potencjał standardowy układu [V]

n - ilość moli elektronów wymienionych w procesie redoks

[Utl] - stężenie molowe formy utlenionej czyli stężenie jonów metali

[Red] - stężenie molowe formy zredukowanej, właściwie wartość stała gdyż określa ją ilość nie zmieniająca się w trakcie pomiaru - blaszka lub drut metalu

Potencjał na granicy faz może być wyznaczony jedynie jako wartość względna czyli mierzona wobec umownego punktu odniesienia. Ustalono, że wartością odniesienia będzie elektroda wodorowa, której potencjał przyjęto za równy 0 V. Dla wykonania pomiaru zestawia się układ dwóch elektrod, czyli ogniwo złożone z elektrody badanego metalu i elektrody wodorowej (punktu zerowego). Konstrukcja elektrody wodorowej jest złożona. Mierzy się w niej wartość potencjału wynikającego z równowagi układu H/H⁺ czyli gazowy wodór względem jonów wodorowych np. roztworu kwasu, w którym występują jony wodorowe. Brak w tym układzie przewodnika metalicznego, który umożliwiłby odprowadzenie strumienia elektronów w sposób typowy dla przewodników metalicznych. Z tego względu w elektrodzie wodorowej znajduje się roztwór mocnego kwasu - kwasu siarkowego(VI), w którym stężenie jonów wodorowych będzie równe 1 mol/dm³ oraz wtłacza się gazowy wodór pod ciśnieniem 1 atm. Dodatkowo wprowadza się drut platynowy, który pełni rolę przewodnika metalicznego a ze względu na bierność chemiczną sam nie powoduje zmian elektrochemicznych. Aby jednak tak było istotnie, drut platynowy musi być pokryty czernią platynową, czyli koloidalną platyną, gdyż tylko wówczas nie występuje niepożądane zjawisko tzw. nadnapięcia wodoru. Zjawisko to wpływałoby na zmianę potencjału elektrody wodorowej. W praktyce, w tego typu pomiarach, stosuje się łatwiejsze w obsłudze tzw. elektrody porównawcze, czyli posiadające stały potencjał. Najpopularniejszą elektrodą tego typu jest elektroda kalomelowa, której potencjał podawany jest w opracowaniach specjalistycznych. Uważnego czytelnika może zastanowił fakt ścisłego określenia stężenia jonów wodorowych w elektrodzie wodorowej. Czy istotnie jest to tak ważne?

W tym celu wróćmy do podanego równania Nernsta. Występuje w nim zarówno wartość potencjału normalnego jak i formalnego czyli tego, który powstaje w warunkach doświadczenia. Równość tych wyrażeń występuje wówczas, gdy cały drugi człon równania Nernsta będzie równy zero. Kiedy to nastąpi? Występuje w nim stężenie formy utlenionej czyli np. jonów metali w roztworze soli lub właśnie jonów wodorowych w roztworze dobrze dysocjowanego (α = 100%) kwasu siarkowego(VI). Stężenie formy zredukowanej, czyli strumienia gazowego wodoru lub kawałka metalu w formie drutu czy blaszki. Jest praktycznie tak duże, że nie ulega zmianie w trakcie pracy elektrody. Tak więc praktycznie w równaniu Nernsta bierze się pod uwagę wyłącznie stężenie formy utlenione, czyli licznika wartości logarytmowanej. Z właściwości logarytmu wynika, że osiągnie on wartość zero, jeżeli wartość logarytmowana jest równa 1. Czyli wówczas, gdy stężenie jonów wodorowych czy też jonów metali jest równe 1 mol/dm³ . Dlatego właśnie w elektrodzie wodorowej stosuje kwas siarkowy(VI), w którym stężenie jonów wodorowych będzie równe 1 mol/dm³ . Podobnie w elektrodach metalicznych, chcąc mierzyć wartość potencjałów formalnych dowolnych metali. Uzyskane w ten sposób wartości ułożone od największych (dodatnich) do najbardziej ujemnych dają tzw. szereg napięciowy metali. Szereg jest przydatny do rozwiązywanie wielu zagadnień z zakresu tzw. elektrochemii i reaktywności metali . Zacznijmy od aktywności metali. Szereg elektrochemiczny może być wykorzystany do przewidywania przebiegu reakcji metali z solami innych metali oraz metali z kwasami.

Metal aktywny (o bardziej ujemnym potencjale) wypiera z roztworu soli metal mniej aktywny
Metal o potencjale dodatnim nie reaguje z kwasem z wyparciem wodoru (gdyż wodór ma potencjał równy 0 V)
Metal o potencjale dodatnim reaguje wyłącznie z kwasami o właściwościach utleniających to znaczy z kwasem azotowym(V) rozcieńczonym i stężonym oraz stężonym kwasem siarkowym(VI). Produktami w tym wypadku obok soli są tlenki niemetali właściwych kwasów oraz woda. Przy stężonym kwasie azotowym(V) powstaje tlenek azotu(IV) zaś w przypadku rozcieńczonego kwasu azotowego(V) powstaje tlenek azotu(II)

Dla sprawdzenia umiejętności proszę spróbować rozwiązać przykładowe zadania z zakresu szeregu elektrochemicznego.

Szereg elektrochemiczny umożliwia również ustalenie znaku elektrod w ogniwie, określenie przebiegu reakcji elektrodowych oraz obliczenie siły elektromotorycznej (SEM) ogniwa. Co rozumie się pod pojęciem ogniwo elektrochemiczne - jest to układ złożony z dwóch elektrod, w których, w wyniku samorzutnie biegnących reakcji, następuje zamiany energii chemicznej tych reakcji w energię elektryczną. Wartość potencjału takiego ogniwa w stanie spoczynku oblicza się z wzoru SEM = E_K - E_A Literaturowym przykładem ogniwa jest tzw. ogniwo Daniella, zbudowane z elektrody miedziowej oraz cynkowej. Schematycznie ogniwo takie zapisuje się następująco: Zn⁰ | Zn²⁺|| Cu²⁺|Cu⁰ Schemat taki ma następującą wymowę: metaliczny cynk (Zn⁰) zanurzony w roztworze soli cynku (Zn²⁺) analogicznie po prawej stronie płytka miedziowa zanurzona w roztworze soli miedzi(II). Podwójna kreska rozdzielająca zapisy elektrod oznacza klucz lub mostek elektrolityczny. Najczęściej jest to rurka w kształcie litery U zapełniona roztworem azotanu(V) potasu, tak aby równie łatwo mogły migrować kationy oraz aniony przenosząc ładunki elektryczne lub inaczej umożliwiając przepływ prądu w układzie. Należy sobie uzmysłowić, że elektrolity przewodzą na zasadzie przenoszenia ładunków przez migrujące jony. Tego typu elektrolity noszą nazwę przewodników drugiego rodzaju w odróżnieniu od przewodników metalicznych będących przewodnikami pierwszego rodzaju. Z tego względu płytki metaliczne elektrod muszą być połączone przewodnikiem metalicznych najczęściej prze galwanometr umożliwiający zmierzenie wartości siły elektromotorycznej danego ogniwa. Jak pracuje ogniwo? Do tego niezbędna jest znajomość potencjałów elektrochemicznych metali. Dla omawianego przykładu E_Cu = + 0,34 V zaś E_Zn= - 0,76 V. Na podstawie tych informacji można ustalić, że elektroda miedziana będzie miała znak (+) zaś elektroda cynkowa znak (-). Znak elektrod ustala się w ten sposób, że elektroda której potencjał jest bardziej ujemny w ogniwie jest elektrodą ujemną a to oznacza, że na tej elektrodzie metal będzie przechodził do roztworu w formie jonów metali. Będzie więc zachodziła reakcje utlenienia czyli ta elektroda jest w ogniwie anodą. Przechodząc do ogniwa Daniella, z porównania potencjałów elektrochemicznych wynika, że w ogniwie tym elektrodą ujemną jest elektroda cynkowa, która równocześnie jest anodą, zaś dodatnią miedziana (katoda) co zapisuje się:

Anoda (-) Zn | Zn²⁺|| Cu²⁺| Cu (+) Katoda

Reakcje zachodzące na elektrodach zapisuje się następująco:

Anoda (-) Zn⁰ → Zn²⁺ + 2ē reakcja utleniania

Katoda (+) Cu²⁺ + 2 ē → Co⁰ reakcja redukcji

Obliczenie wartości SEM SEM = 0,34 V - (- 0,76 V) = 1,1 V

Obliczona wartość jest jednak prawdziwa tylko dla ogniwa w stanie spoczynku gdyż gdy zaczną przebiegać reakcje elektrodowe zmienia się w ogniwach stężenie jonów metali a co za tym idzie, zgodnie z wzorem Nernsta, zmienia się wartość ich potencjału i tym samym SEM ogniwa. Specyficzne ogniwo elektrochemiczne tworzy się również w procesie korozji metali. Pod pojęciem korozja rozumie się wszelkie procesy niszczenia materiałów.

Ze względu na czynniki powodujące niszczenie mówi się o korozji mechanicznej, chemicznej oraz elektrochemicznej. Korozja mechaniczna polega na niszczeniu w wyniku czynników mechanicznych a więc przykładowo uderzenia, które niszczy powłoki ochronne oraz wywołuje naprężenia w samej strukturze materiału. Następstwem takiej korozji staje się korozja chemiczna metali zachodząca pod wpływem czynników agresywnych chemicznie np. kwaśnych deszczy. Najczęściej następnym etapem staje się korozja elektrochemiczna kiedy to wywołane czynnikami chemicznymi reakcje chemiczne inicjują procesy elektrochemiczne. Dzieje się tak wówczas gdy w skład stopów wchodzą składniki zdecydowanie różniące się aktywnością. Literaturowym przykładem jest stal. W procesie technologicznym w skład stali wchodzi węgiel, niemetal a więc jako taki zdecydowanie mniej aktywny od głównego składnika stali żelaza. W pierwszej kolejności żelazo ulega korozji chemicznej. Powstające w procesie utleniania żelaza elektrony powodują redukcję wody na węglu wbudowanym w strukturę krystaliczną stali. Zachodzą reakcje chemicznego utleniania żelaza : Fe⁰→ Fe²⁺ +2ē Ładunek elektryczny przepływał do mało aktywnego składnika czyli węgla, który w postaci węglików wbudowany jest w strukturę stali. Dalsza reakcja zachodzi więc na węgla, który jako składnik zdecydowanie słabo aktywny staje się jedynie elektrodą pomocniczą, na której zachodzi proces redukcji wody zgodnie z równaniem: 2H₂O +2 ē → H₂+ 2OH^-

W dalszym etapie jony wodorotlenowe reagują z jonami żelaza(II) dając wodorotlenek żelaza(II), który pod wpływem tlenu i ciepła utlenia się do wodorotlenku żelaza(III), a następnie rozkłada na tlenek żelaza(III) czyli rdzę.

W celu zapobieżenia korozji stosuje się wiele sposobów, które zasadniczo sprowadzają się do zastosowania powłok ochronnych lub utworzeniu ogniw w których osłaniany przedmiot staje się katodą a więc nie będzie ulegał korozji czyli utlenianiu. Konkretne przykłady będą omówione w rozwiązanych przykładach zadań z testów maturalnych.

Kolejnym zagadnieniem omawianym w zakresie elektrochemii jest ELEKTROLIZA. Pod pojęciem elektroliza rozumie się całokształt procesów zachodzących w elektrolizerze pod wpływem przyłożonego do elektrod napięcia prądu stałego. Z kolei elektrolizer to naczynie napełnione elektrolitem, do którego włożone są elektrody. Mówiąc o całokształcie procesów mamy na uwadze przeprowadzenie substancji w stan jonowy. Może się to stać w roztworze wodnym, kiedy to dochodzi do dysocjacji elektrolitycznej. Jednak wówczas obok jonów właściwych dla danej substancji mamy do czynienia również z wodą, która jako substancja polarna w określonych warunkach może ulegać reakcjom na elektrodach. Inna możliwość uzyskania jonów to stopienie substancji posiadającej budowę jonową np. soli. Proces taki nosi nazwę dysocjacji termicznej. Znając budowę substancji ulegającej elektrolizie można przewidzieć produkty reakcji biegnących na elektrodach, zapisać ich równania oraz dokonać pewnych wyliczeń w zakresie obliczenia ilości produktów przy znanym ładunku elektrycznym, który przepłynął przez elektrolizer. Jak już wspomnieliśmy wcześniej wyróżnia się dwa rodzaje elektrod: katodę i anodę. Katoda to elektroda na której zachodzi proces elektroredukcji. Na anodzie zaś elektroutleniania. Nazwa elektrody w procesie elektrolizy znalazła również zastosowanie do określenia rodzaju jonów. Katoda, to elektroda, na której zachodzi redukcja, czyli elektronacja - przyłączenie elektronów, w procesie tym katoda ma więc ładunek ujemny i w polu elektrycznym, w procesie elektrolizy, migruję do niej jony a ładunku dodatnim np. wodorowe i jony metali (kationy). Jako, że jony te zmierzają do katody są określane jako kationy. Jony o znaku ujemnym, które w elektrolizerze migrują do elektrody dodatnie czyli anody, noszą nazwę aniony. Stwierdzenie to poznaliście już wcześniej przy omawianiu procesu dysocjacji elektrolitycznej. Jony ulegają reakcjom elektrodowym w określonym porządku, wynikającym z ich położenia w szeregu elektrochemicznym:

Kolejność elektroredukcji kationów:

Jako pierwsze jony metali szlachetnych ( w kolejności od najbardziej dodatniej wartości potencjału elektrochemicznego)
Jony metali ciężkich do manganu włącznie
Jony wodorowe w roztworach kwasów zaś gdy nie występują, w roztworach wodnych następuje elektroredukcja wody zgodnie z równaniem reakcji: 2 H₂O + 2 ē → H₂ + 2 OH^- Reakcji elektroredukcji wody należy się nauczyć na pamięć lub uświadomić sobie, że na katodzie następuje redukcja, a w cząsteczce wody redukcji mogą ulegać jedynie jony wodorowe. Tak więc na katodzie wydzieli się wodór

Kolejność elektroutleniania anionów:

Aniony proste czyli reszty kwasów beztlenowych (Cl^-, S^2-, Br^-)
Jony wodorotlenowe w roztworach zasad: 2 OH^- - 2 ē → H₂O + ½ O₂
W roztworach wodnych innych substancji reakcji elektrodowej ulega woda:

2 H₂O + 2 ē → H₂ + 2 OH^-

(praktycznie nie bierze się więc pod uwagę jonów reszt kwasów tlenowych )

Analizując powyższe informacje łatwo zauważyć, że praktycznie w przypadku trzech typów związków chemicznych rozkładowi elektrolitycznemu ulega woda. Będzie to miało miejsce w przypadku roztworów wodnych zasad, kwasów tlenowych oraz soli kwasów tlenowych z litowcami i berylowcami. Więcej przykładów znajdziesz w przykładowych zadaniach z testów maturalnych

Przykładowe zadania z rozwiązaniami

SZEREG ELEKTROCHEMICZNY METALI

(testy maturalne)

1/ Płytkę miedzianą o masie 11g zanurzono w wodnym roztworze azotanu(V)srebra. Po pewnym czasie płytkę wyjęto osuszono i stwierdzono, że jej masa wynosi 12,52 g. Oblicz ile gramów srebra osadziło się na płytce miedzianej.

2/Korzystając z szeregu elektrochemicznego metali, uzupełnij poniższe schematy pisząc odpowiednie równania reakcji zachodzących w roztworze wodnym lub zaznacz, ze reakcja nie zachodzi:

ZnCl₂ + Cu →

CuCl₂ + Zn →

(CH₃COO)₂Pb + Ag →

CH₃COOAg + Fe →

3/ Wykonano szereg doświadczeń polegających na wprowadzeniu miedzi do roztworów chlorku glinu, azotanu(V) srebra, stężonego kwasu siarkowego(VI) i bromowodoru. W których probówkach zajdą reakcje chemiczne? Odpowiedź uzasadnij. Napisz równania reakcji w postaci cząsteczkowej i jonowej.

Rozwiązanie zadań

Zad 1.

Równanie zachodzącej reakcji: Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Zmiana masy płytki jest więc spowodowana z jednej strony wydzielającym się srebrem z drugiej zaś roztwarzającą się miedzią. Z równania reakcji wynika:

Wydzielenie 2 moli Ag powoduje zmianę(216 g Ag - 64 g Cu) 152 g

x moli Ag powoduje zmianę (12,52g - 11g) = 1,52 g

x = 0,02 mola Ag czyli m_Ag= 0,02 mol • 108g/molAg = 2,16 g Ag

Zad.2

Aby określić możliwość zachodzenia proponowanych reakcji należy porównać wartości ich potencjałów elektrochemicznych, które wynoszą (wartości odczytane z tablic)

E_Ag = +0,80 V; E_Cu = +0,34 V; E_Pb = - 0,13 V; E_Zn = - 0,76 V;

Zn Cl₂ + Cu → reakcja nie zachodzi ponieważ E _Cu> E_Zn

CuCl₂ + Zn → ZnCl₂ + Cu

(CH₃COO)₂Pb + Ag → reakcja nie zachodzi ponieważ E_Ag > E _Pb

2 CH₃COOAg + Fe → (CH₃ COO)₂Fe + 2Ag

Zad. 3

Przeprowadzone reakcje i ich efekty:

Cu + AlCl₃ → reakcja nie zachodzi ponieważ E_Cu>E _Al.

Cu + 2Ag(NO₃)₂ →Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Cu⁰ + 2Ag⁺→ Cu²⁺ + 2Ag⁰

Cu + 2H₂SO₄ → CuSO₄ + 2H₂0 + SO₂ gdyż stęż. kwas siarkowy(VI) jest utleniający

Cu⁰ + 4H⁺ + SO₄^2- → Cu²⁺ + SO₂ + 2H₂O

Cu + HBr → reakcja nie zachodzi gdyż E_Cu > 0

Przykłady zadań - ELEKTRTOLIZA

1/ Podaj po jednym przykładzie reakcji elektrolizy związku nieorganicznego i organicznego

2/ Podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu(VI)miedzi(II) przy użyciu elektrod platynowych przepuszczano prąd elektryczny o natężeniu 1,5 A w czasie 45 minut. Oblicz całkowitą objętość wydzielonych gazów w odniesieniu do warunków normalnych

3/ Napisz równania reakcji, które zachodzą na elektrodach platynowych w czasie elektrolizy wodnego roztworu chlorku miedzi(II) oraz siarczanu(VI)miedzi(II)

4/ Przez elektrolizer z roztworem azotanu(V) srebra z elektrodami platynowymi przepuszczono prąd o natężeniu 1A w czasie 1 godziny. Oblicz o ile gramów wzrosła masa katody po zakończeniu elektrolizy.

5/ Napisz równania reakcji elektrodowych zachodzących w czasie elektrolizy kwasu azotowego(V)

6/Pisząc odpowiednie równania reakcji zachodzących na elektrodach w czasie elektrolizy, przedstaw przebieg procesu elektrolizy wodnego roztworu azotanu(V) ołowiu(II)

7/ Przeprowadzono elektrolizę 180g 10% roztworu siarczanu(VI) potasu. Proces zakończono w momencie, gdy stężenie roztworu zwiększyło się dwukrotnie

zapisz równania reakcji elektrodowych
oblicz objętość wydzielonych na elektrodach gazów(warunki normalne)
określ czas trwania elektrolizy niezbędny do wydzielenie obliczonej ilości gazów jeżeli natężenie prądu wynosi 2 A
przedstaw i omów mechanizm przebiegającego na elektrodach platynowych procesu elektrolizy w wodnych roztworach: chlorku miedzi(II), kwasu solnego, zasady potasowej i kwasu azotowego(V)

8/ Napisz równanie reakcji elektrodowych oraz łączne równanie reakcji elektrolizy tlenku glinu. Elektrolizie poddano 50 kg stopionego tlenku glinu przy natężeniu prądu 0,9 A. Jak długo należałoby prowadzić ten proces, aby wszystkie kationy glinu przekształciły się w glin metaliczny. Jaka objętość tlenu (warunki normalne) wydzieli się w tym czasie. Wyjaśnij dlaczego grafitowe anody stosowane w tym procesie muszą być co pewien czas wymieniane ?

9/ Podczas elektrolizy 150 g wodnego roztworu kwasu siarkowego(VI) o stężeniu 10% uzyskano 4,48 dm³ tlenu (warunki normalne). Oblicz stężenie procentowe roztworu pozostałego w elektrolizerze.

Rozwiązania zadań z zakresu elektrolizy

Zad. 1

Przykład związku nieorganicznego - najprościej będzie wybrać elektrolizę stopionej soli dowolnego kwasu beztlenowego np. chlorek sodu (NaCl)

Równanie reakcji dysocjacji termicznej: NaCl ↔ Na⁺ + Cl^-

Katoda: Na⁺+ ē → Na⁰ redukcja

Anoda: Cl^- - ē → ½Cl₂ utlenianie

Przykład związku organicznego - najczęściej podawany jest przykład elektrolizy soli roztworów wodnych soli kwasów karboksylowych np. octanu sodu. Jako, że chodzi o elektrolizę związków organicznych skupimy się na procesie anodowym, któremu ulega reszta kwasu karboksylowego, oto przykład octanu sodu a konkretnie anionu octanowego. Zaczniemy od równania dysocjacji elektrolitycznej octanu sodu:

CH₃COONa ↔ CH₃COO^- + Na⁺

Katoda: elektroredukcji ulega woda i wydziela się wodór

Anoda: 2CH₃COO^--2 ē → CH₃- CH₃ + 2 CO₂

Ogólnie taki proces elektroutlenianie reszt kwasów karboksylowych (nazywany elektrodekarbiksylacją) można zapisać równaniem: 2RCOO^- - 2 ē → R-R + 2CO₂ jednakowoż reakcji tego typu nie musi towarzyszyć powstawanie węglowodorów. Oto przykłady:

jon mrówczanowy ulega elekrodekarboksylacji według równania:

2 HCOO^- -2 ē → 2CO₂ + H₂

jon szczawianowy (najprostszy kwas dikarboksylowy)

C₂O₄^2- - 2 ē → 2 CO₂

Zad. 2

Procesy elektrodowe w wodnym roztworze siarczanu(VI) miedzi(II) będą miały następujący przebieg: CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2-

Katoda: Cu²⁺ +2 ē → Cu⁰ nie wydziela się gaz

Anoda: reszta kwasu tlenowego, więc elektroutlenieniu ulega woda:

H₂O - 2 ē → 2H⁺ + 0,5 O₂

Z równania reakcji wynika, że:

ładunek 2 ē czyli 2F (faradaje) czyli 2∙ 96500 A∙s wydziela 11,2 dm³ O₂

ładunek 1,5 A∙ 2700 s wydzieli x dm³ O₂

x = 0,235 dm³ tlenu

Zad. 3

Równania reakcji elektrodowych w procesie elektrolizy roztworów wodnych:

- chlorek miedzi(II) CuCl₂ ↔ Cu²⁺ + 2 Cl^-

Katoda: Cu²⁺+ 2 ē → Cu⁰

Anoda: 2 Cl^- - 2ē → Cl₂

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku miedzi(II) na katodzie wydziela się miedź a na anodzie gazowy chlor. W elektrolizerze pozostaje woda.

- siarczan(VI) miedzi(II) CuSO₄ ↔ Cu²⁺ + SO₄^2-

Katoda: Cu²⁺ + 2 ē → Cu⁰ ponieważ miedź jest metalem szlachetnym (dodatnia wartość potencjału elektrochemicznego)

Anoda: H₂O - 2 ē → 2H⁺ + 1/2O₂ ponieważ woda ulega łatwiej elektroutlenianiu niż reszta kwasu tlenowego

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) na katodzie wydziela się metaliczna miedź, zaś na anodzie gazowy tlen

Zad.4

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu azotanu(V) srebra na anodzie wydzieli się tlen gdyż elektroutlenianiu będzie ulegała woda, nas interesuje reakcja kationu więc na katodzie:

Ag⁺+ ē →Ag⁰ z równania reakcji wynika więc, że:

Ładunek 1F czyli 96500 A∙s wydziela 1 mol czyli 108 g srebra

Ładunek 1A∙ 3600 s wydzieli x g srebra

x = 2,9 g srebra, które spowoduje przyrost masy katody

Zad. 5

Równanie dysocjacji kwasu azotowego(V):

HNO₃ ↔ H⁺ + NO₃^-

Równania reakcji elektrodowych:

Katoda: jony wodorowe 2H⁺ + 2 ē → H₂

Anoda: woda, gdyż jony azotanowe(V) to jony złożone ( reszta kwasu tlenowego)

H₂O - 2 ē → 2H⁺ + 1/2O₂

W wyniku elektrolizy na katodzie wydzielił się wodór a na anodzie tlen. Gazy te wydzieliły się w stosunku objętościowym 2:1

Zad. 5

Równanie reakcji dysocjacji elektrolitycznej: HNO₃↔ H⁺+ NO₃^-

Równania reakcji elektrodowych:

Katoda: elektroredukcji ulegają jony wodorowe: 2H⁺ + 2ē → H₂

Anoda: reszta kwasu tlenowego, więc elektroutlenieniu ulega woda: H₂O - 2ē→2H⁺+ ½O₂

W wyniku elektrolizy roztworu wodnego kwasu azotowego(V) na katodzie wydzielił się wodór zaś na anodzie tlen. Gazy wydzieliły się w stosunku objętościowym V_wodór:V_tlen=2:1 (tak jak w przypadku wody). Elektrolizie uległa więc woda. W miarę jej kontynuowania będzie wzrastało stężenie kwasu.

Zad. 6

Równanie reakcji elektrodowych w czasie elektrolizy wodnego roztworu azotanu(V) ołowiu(II). Równanie dysocjacji elektrolitycznej: Pb(NO₃)₂↔ Pb²⁺+ 2 NO₃^-

Na katodzie ulegają elektroredukcji jony metalu ciężkiego ołowiu(II):

Pb²⁺+ 2ē → Pb⁰

Na anodzie utlenia się woda, gdyż jon azotanowy(V) jest resztą kwasu tlenowego:

H₂O - 2ē → H₂ + 1/2O₂

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu azotanu(V) ołowiu(II) na katodzie wydzieli się ołów a na anodzie tlen. W roztworze pozostaje więc kwas azotowy(V), którego stężenie w miarę trwania elektrolizy będzie rosło czyli pH roztworu w elektrolizerze maleje.

Zad. 7

Równanie reakcji dysocjacji elektrolitycznej: K₂SO₄ ↔ 2K⁺+ SO₄^2-

a/ Równanie reakcji elektrodowych:

Anoda: reszta kwasu tlenowego więc utlenieniu ulega woda

H₂O - 2ē → 2H⁺+ 1/2O₂

Katoda: reakcji ulega również woda gdyż potas jest metalem bardzo aktywnym:

2H₂O + 2ē → H₂ + 2OH^-

Łączne równanie dla ładunku 2 F (2ē) można zapisać następująco:

H₂O → H₂ + ½ O₂

b/ Masa koniecznej do rozłożenia wody, tak aby powstał roztwór 20%

w 180 g roztworu 10% znajduje się 18 g siarczanu(VI) potasu

po elektrolizie stężenie wzrosło dwukrotnie, czyli wyniesie 20%

18 g K₂SO₄ stanowi w roztworze 20%

90 g roztworu stanowi 100%

Aby uzyskać takie zatężenie roztworu musiano rozłożyć (180g 10% - 90 g 20%) = 90 g wody

Z 1 mola czyli 18 g wody powstaje 22,4 dm³ H₂+ 11,2 dm³= 33,6 dm³ gazów

90 g wody powstaje x dm³ gazów

x = 168 dm³ mieszaniny tlenu i wodoru (tzw. mieszaniny piorunującej)

c/ Czas trwania elektrolizy:

ładunek 2 F czyli 2∙ 96500 [A∙ s] rozkłada 18 g wody

2 x [A∙s] rozłoży 90 g wody

x = 482 500 s około 134 h

d/ Reakcje elektrodowe w czasie elektrolizy roztworów wodnych

chlorek miedzi(II), równanie dysocjacji: CuCl₂↔ Cu²⁺ + 2Cl^-

Anoda: utlenienie jonów chlorkowych (reszty kwasów beztlenowych)

2 Cl^- - 2ē → Cl₂

Katoda: redukcja jonów miedzi(II) (metal o dodatnim potencjale elektrochemicznym)

Cu²⁺+ 2ē → Cu⁰

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku miedzi(II) na katodzie wydzieli się metaliczna miedź zaś na anodzie gazowy chlor .

Kwas solny, równanie dysocjacji: HCl ↔ H⁺+ Cl^-

Anoda: utlenianie jonów chlorkowych (reszta kwasu beztlenowego)

2Cl^-- 2ē → Cl₂

Katoda: redukcji ulegają jony wodorowe:

2 H⁺+ 2ē → H₂

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu kwasu solnego na katodzie wydziela się wodór zaś na anodzie chlor.

Wodorotlenek potasu, równanie dysocjacji: KOH ↔ K⁺+ OH^-

Anoda: utlenieniu ulegają jony wodorotlenowe:

2 OH^-- 2ē → H₂O + ½ O₂

Katoda: redukcji ulega woda, gdyż potas jest metalem bardzo aktywnym:

2 H₂O + 2ē → 2OH^- + H₂

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu wodorotlenku potasu na anodzie wydziela się tlen zaś na katodzie wodór, czyli elektrolizie ulega woda

Zad. 8

Reakcje elektrodowe w czasie termoelektrolizy tlenku glinu. Równanie reakcji dysocjacji termicznej: Al₂O₃ ↔ 2Al³⁺+ 3 O^2-

Proces elektroredukcji jonów glinu na katodzie (otrzymywanie glinu)

2 Al³⁺ + 6 ē → 2 Al⁰

1 mol Al₂O₃ czyli 102 g Al₂O₃ redukuje ładunek 6F czyli 579000 [A∙s]

50 000 g Al₂O₃ redukuje 0,9 x [A∙s]

s = 315359477 s około 3650 dób

Obliczenie objętości wydzielonego tlenu:

O^2- - 2ē → ½O₂

2∙96500 A∙s powoduje wydzielenie 11,2 dm³ tlenu

ładunek 283823529 A∙s wydzieli x dm³ tlenu

x = 16 470 dm³ = 16,47 m³ tlenu

Zad. 9

Obliczamy masę rozłożonej w wyniku elektrolizy wody

W 1 molu czyli 18 g wody znajduje się 0,5 mola tlenu czyli 11,2 dm³

x g wody znajduje się 4,48 dm³ tlenu

x = 7,2 g wody

Masa roztworu po elektrolizie wynosi 150 g - 7,2 g = 142,8 g

Ilość kwasu siarkowego w roztworze wyjściowym wynosi 10% z 150g roztworu = 15 g

142,8 g roztworu wynosi 100%

15 g soli wynosi x % (c_p)

c_p = 10,5 %

OGNIWA I KOROZJA

1/ Porównaj ochronne działanie powłoki cynkowej i miedzianej nałożonej na podłoże stalowe

2/ Oblicz SEM ogniwa o schemacie Pb|Pb²⁺||Cu²⁺|Cu w warunkach standardowych. Napisz równania reakcji zachodzących na anodzie i katodzie tego ogniwa.

3/ Zaprojektuj ogniwo galwaniczne zbudowane z półogniw: Ni | Ni²⁺ oraz Ag | Ag⁺ Przedstaw rysunkiem budowę tego ogniwa i zaznacz kierunek przepływu elektronów. Napisz równania reakcji elektrodowych oraz równanie sumaryczne procesu. Policz SEM zaproponowanego ogniwa w warunkach standardowych.

4/ Kwas azotowy(V) może być przechowywany i przewożony w cysternach z aluminium. Wyjaśnij jaki proces chemiczny chroni ten metal przed działaniem tak mocnego kwasu. Napisz odpowiednie równanie reakcji i dobierz współczynniki w oparciu o bilans elektronowy.

5/ Metale można chronić przed korozją stosując powłoki ochronne. Opisz jak wpływają na ochronę żelaza powłoka z cynku a jak z cyny.

6/ Ogniwo galwaniczne zbudowane jest z półogniw, których elektrodami są glin i chrom a elektrolitami sól glinu i sól chromu(III)

podaj schemat tego ogniwa i zaznacz znaki elektrod
napisz równania reakcji zachodzących w każdym półogniwie
oblicz jego siłę elektromotoryczną SEM w warunkach standardowych
oblicz o ile gramów zmniejszy się masa elektrody aluminiowej jeżeli podczas pracy ogniwa wydzieliło się 31,2 mg chromu

7/ Żelazo łatwo ulega korozji. Podaj trzy sposoby zapobiegania korozji

8/ Popularna stal nierdzewna jest stopem żelaza z dodatkiem między innymi magnezu. Wyjaśnij jaką rolę spełnia magnez w tym stopie. Dlaczego żelazo łatwo ulegające korozji w tym stopie nie koroduje ?

9/ Zapisz schemat ogniwa, w którym ołów będzie stanowił biegun dodatni oraz ogniwa w którym będzie stanowił biegun ujemny. Oblicz SEM zaprojektowanych ogniw w warunkach standardowych.

10/ Zapisz schemat ogniwa, w którym cynk będzie stanowił biegun dodatni, oraz ogniwa w którym ten sam metal będzie stanowił biegun ujemny. Oblicz SEM zaprojektowanych ogniw w warunkach standardowych

11/ Zaprojektuj dowolne ogniwo galwaniczne, którego SEM w warunkach standardowych wynosi 2,46 V. Jedną z elektrod jest srebro zanurzone w roztworze tej soli. Przedstaw schemat ogniwa, określ znaki obu elektrod oraz zapisz równania reakcji połówkowych

12/ Opisz zjawiska jakie można zaobserwować kiedy dwie płytki magnezowa i miedziowa zastaną zanurzone:

w dwóch oddzielnych zlewkach z rozcieńczonym kwasem solnym
w dwóch oddzielnych zlewkach ze stężonym kwasem siarkowym(VI)
w jednej zlewce z kwasem solnym i połączono je przewodnikiem

Wszystkie odpowiedzi krótko uzasadnij i napisz odpowiednie równania reakcji

Rozwiązania zadań z zakresu ogniw elektrochemicznych i korozji

Zad.1

W sytuacji gdy powłoki są szczelne obydwie spełniają rolę ochronną. Miedź ze względu na małą aktywność chemiczną zaś cynk dzięki temu, że jako metal aktywny ulega pasywacji czyli pokrywa się szczelnie przylegającą ochronną warstewką tlenku. sytuacja zmienia się gdy powłoki ochronne ulegają uszkodzeniu

Zad. 2

E_Pb = - 0,13 V

E_Cu = + 0,37 V

W ogniwie złożonym z takich elektrod, o schemacie podanym poniżej, elektrody mają następujące znaki: (-) Pb⁰| Pb²⁺|| Cu²⁺| Cu⁰ (+)

Znaki elektrod zależą od wartości potencjałów elektrochemicznych. Na elektrodzie o znaku (-) jako aktywniejszej zachodzi proces utlenienia: Pb⁰ → Pb²⁺ + 2ē ta elektroda jest ANODĄ. Na drugiej elektrodzie zachodzi reakcja : Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰, jest to reakcja redukcji. Elektroda ta w ogniwie jest więc KATODĄ. Następnie obliczamy SEM ogniwa:

SEM = E_K -E_A = +0,34 V -(- 0,13 V) = 1,02 V

Zad. 3

A (-) Ni⁰| Ni²⁺ ||Ag⁺| Ag⁰ (+) K; SEM = E_K- E_A = +0,80 V -(-0,22V) = 1,02 V

Elektrony płyną przewodnikiem metalicznym (drutem łączącym części metalowe elektrod od blaszki niklowej do srebrnej.

Zad. 4

Pod wpływem silnie utleniającego stężonego kwasu azotowego(V) aluminium ulega pasywacji - czyli pokryciu szczelnie przylegającą warstewką tlenku glinu.

2 Al + 6HNO_{3 stęż.} → Al₂O₃ + 6NO₂ + 3H₂O

1∙ | 2Al - 6ē → 2Al³⁺

6 ∙ | N^+V + ē → N^+IV

Zad. 5

Porównajmy potencjały elektrochemiczne żelaza, cynku i cyny: E_Fe = - 0,44 V; E_Sn = - 0,14V E_Zn = - 0, 76 V. Porównując wartości potencjałów widzimy, że jest mniej aktywna od żelaza i dzięki temu, przy szczelnych powłokach, chroni żelazo skuteczniej od cynku. Jednak w razie uszkodzenia powłoki cynowej, żelazo jako aktywniejsze staje się anodą i będzie łatwiej korodowało.

Zad. 6

a/ schemat ogniwa: (-) Al⁰ | Al³⁺|| Cr³⁺| Cr⁰ (+) E_Al.= -1,66 V E_Cr = -0,71 V

b/ równania reakcji elektrodowych:

Al⁰ → 3 ē + Al³⁺ utlenianie (ANODA)

Cr³⁺ + 3 ē → Cr⁰ redukcja (KATODA)

c/ SEM = E_K - E_A = - 0,71 V - (- 1,66 V) = 0,95 V

d/ Al⁰ + Cr³⁺ → Al³⁺ + Cr⁰

1 mol czyli 27 g Al wydzieli 1 mol czyli 52 g Cr

x g Al wydzieli (31,2 mg) czyli 0,0312 g Cr

x = 0,0162 g glinu czyli 16,2 mg glinu

Zad.7

Oto trzy (przykładowe) sposoby zapobiegania korozji:

pokrycie ochronną warstwą farby (minia) lub tworzywa
osłona anodowa stosowana dla ochrony elementów trudnodostępnych (rurociągi czy kadłuby statków) - do osłanianego przedmiotu dołącza się kawałek aktywnego metalu np. cynku, który łatwo się utlenia i w tej sytuacji przedmiot ochraniany (żelazo) staje się katodą, czyli nie ulega elektroutlenianiu (korozji)
zastosowanie inhibitora (spowalniacza) korozji (rdzewienia) - sposób stosowany do osłony przed korozją wewnętrznych części metalowych rurociągów czy przewodów np. kanałów w korpusie silnika spalinowego przed korodującym wpływem płynu „Borygo”. Rolę inhibitora spełnia w nim dodatek boranu sodu (boraksu).
Przyłożenie niewielkiego potencjału stałoprądowego tak, aby część osłaniana była katodą

Zad.8

Dodatek aktywnego magnezu, który dzięki temu łatwo się utlenia przeciwdziała korozji mniej aktywnego składnika głównego stopu, czyli żelaza. Ponadto osiąga się efekt dodatkowy. Magnez jako metal lekki powoduje zmniejszenie masy elementów wykonanych z takiej stali np. korpusów silników spalinowych, co pociąga za sobą zmniejszenie masy pojazdu i tym samym zmniejszenie zużycia paliwa.

Zad.9

E_Pb = -0,13 V dobieramy następnie dowolne metale tak, aby jeden miał potencjał bardziej dodatni przykładowo miedź E_Cu = + 0,34 V i drugi bardziej ujemnym, przykładowo cynk E_Zn = - 0.76 V. Oto schematy uzyskanych ogniw:

(-) Zn | Zn²⁺|| Pb²⁺| Pb (+) SEM = -0,13 V - (-0,76 V) = 0,63 V

(-) Pb | Pb²⁺ || Cu²⁺| Cu (+) SEM = +0,34 V - (-0,13) = 0,47 V

Zad. 10

E_Zn = - 0,76 V metal o potencjale bardziej dodatnim np. miedź E_Cu= + 0,34 V

Metal o potencjale bardziej ujemnym np. magnez E_Mg = - 2,38 V

Ogniwo I, w którym cynk pełni rolę elektrody ujemnej czyli anody

(-) Zn | Zn²⁺|| Cu²⁺| Cu (+)

Zn⁰ → Zn²⁺ + 2 ē zachodzi utlenianie czyli cynk jest ANODĄ

Cu²⁺ + 2ē → Cu⁰ zachodzi redukcja czyli miedź jest KATODĄ

SEM = 0,34 V - (- 0,76 V) = 1,1 V

Ogniwo II,wktórej cynk pełni rolę elektrody dodatniej czyli katody

(-) Mg | Mg²⁺ || Zn²⁺| Zn (+)

Mg⁰ → Mg²⁺ + 2 ē zachodzi utlenianie czyli magnez jest ANODĄ

Zn²⁺ + 2ē → Zn ⁰ zachodzi redukcja czyli cynk jest KATODĄ

SEM = - 0,76 V - (- 2,38 V) =1,62 V

Zad. 11

Z wartości SEM oraz z faktu, że jedną z elektrod jest elektroda srebrowa E_Ag= 0,80 V obliczymy potencjał elektrochemiczny drugiej, która zapewne będzie anodą (-)

SEM = E_K - E_A E_A = E_K - SEM E_A = 2,46 V - 0,80 V =-1,66 V wyliczona wartość, jak wynika z tabel, odpowiada potencjałowi elektrochemicznemu glinu

Schemat takiego ogniwa będzie następujący: (-) Al⁰| Al³⁺ || Ag⁺ | Ag⁰ (+)

Zad. 12

A/ Reakcje w oddzielnych zlewkach z kwasem solnym

Cu + HCl - reakcja nie zachodzi (dodatnia wartość potencjału elektrochemicznego miedzi)

Mg + 2HCl → Mg Cl₂ + H₂(↑)

B/ Reakcje w oddzielnych zlewkach ze stężonym kwasem siarkowym(VI) - taki kwas ma właściwości utleniające wobec tego reakcje będą miały następujący przebieg

Cu + 2H₂SO₄→ CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

Mg + 2H₂SO₄→ MgSO₄ + SO₂ + 2H₂O

C/ Połączone płytki w kwasie solnym: - cynk ulega reakcji chemicznej i z jego powierzchni odrywają się pęcherzyki gazowego wodoru. Powstałe na płytce ładunki ujemne przepływają na elektrodę miedziową, która w powstałym w ten sposób ogniwie przyjmuje ładunek ujemny i na jej powierzchni będzie dochodziło do elektroredukcji jonów wodorowych. W efekcie z powierzchni płytki miedziowej też będą się odrywały pęcherzyki wodoru. Oto równania zachodzących reakcji:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂(↑) czyli jonowo Zn →Zn²⁺+ 2 ē

(Cu) 2H⁺+ 2 ē → H₂ (↑)

Powstało w ten sposób ogniwo, w którym płytka cynkowa pełni rolę anody, zaś płytka miedziowa jest katodą.