Elektrochemia
💳 Kup
Elektrochemia
💳 Kup
Ogniwa i elektroliza — dwa odwrotne światy. Rozplączę je dla Ciebie, krok po kroku.
Dział 11Szereg elektrochemiczny, ogniwa, elektroliza, korozja
Elektrochemia ma dwa „odwrotne" światy — ogniwo i elektrolizę — gdzie anoda i katoda zamieniają bieguny. Uczniowie się w tym gubią, mylą notację ogniwa i błędnie liczą z prawa Faradaya.
Jak to rozwiążemy: Każde obliczenie pokażemy na proporcji i na wzorze. Wyraźnie rozdzielimy ogniwo od elektrolizy i pokażemy, że reguła „anoda-utlenianie" jest zawsze ta sama.
Pełne omówienie stopni utlenienia, utleniacza/reduktora, bilansu elektronowego i metody jonowo-elektronowej (w tym środowisko kwasowe/zasadowe) znajdziesz w Dziale 10 — Reakcje Redoks. Tu tylko krótkie przypomnienie potrzebne do zrozumienia ogniw i elektrolizy.
W reakcjach redoks następuje przeniesienie elektronów — zmieniają się stopnie utlenienia. Utleniacz przyjmuje elektrony (sam się redukuje), reduktor oddaje elektrony (sam się utlenia). To rozróżnienie jest kluczowe w ogniwach galwanicznych: na anodzie zachodzi utlenianie, na katodzie redukcja.
Metale uszeregowane wg aktywności (zdolności do oddawania elektronów). Im wyżej, tym aktywniejszy metal:
Pozwala przewidzieć reakcje: metal aktywniejszy wypiera mniej aktywny z roztworu jego soli, a metale przed wodorem (H) reagują z kwasami nieutleniającymi z wydzieleniem H₂. Metale za wodorem (Cu, Ag, Au) NIE wypierają wodoru z kwasów.
Metal aktywniejszy wypiera mniej aktywny z roztworu jego soli:
Cu + FeSO₄ → reakcja nie zachodzi, bo miedź jest mniej aktywna od żelaza — nie może go wyprzeć. Zawsze sprawdź w szeregu aktywności, który metal jest wyżej.
Metale przed wodorem w szeregu reagują z kwasami nieutleniającymi (HCl, rozc. H₂SO₄) z wydzieleniem wodoru:
Metale za wodorem (Cu, Ag, Au) NIE reagują z takimi kwasami (nie wydzielają H₂).
Stężony HNO₃, rozc. HNO₃ i stężony H₂SO₄ to kwasy utleniające — reagują nawet z miedzią, ale NIE wydzielają wodoru, tylko NO₂, NO lub SO₂:
Cu + 4 HNO₃(stęż.) → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂↑ + 2 H₂O
Ogniwo galwaniczne zamienia energię reakcji chemicznej (redoks) na energię elektryczną. Reakcja zachodzi samorzutnie.
Budowa:
• Półogniwo — metal zanurzony w roztworze swojej soli (np. Zn w ZnSO₄).
• Elektroda — metalowy przewodnik (Zn, Cu).
• Klucz (mostek) elektrolityczny — łączy roztwory, umożliwia przepływ jonów i zamyka obwód.
• Elektrony płyną przewodem od anody (−) do katody (+) — od metalu aktywniejszego do mniej aktywnego.
• Jony przemieszczają się przez klucz elektrolityczny (zamykają obwód).
• Na anodzie zachodzi utlenianie, na katodzie redukcja.
| Ogniwo | Cecha |
|---|---|
| Bateria (np. cynkowo-węglowa, alkaliczna) | jednorazowa, nieodwracalna |
| Akumulator ołowiowy | odwracalny — można ładować (Pb i PbO₂ w H₂SO₄) |
| Ogniwo paliwowe (wodorowo-tlenowe) | prąd z reakcji H₂ + O₂ → H₂O, paliwo dostarczane na bieżąco |
Akumulator ołowiowy podczas rozładowania działa jak ogniwo galwaniczne (produkuje prąd), a podczas ładowania jak elektrolizer (prąd z zewnątrz odwraca reakcję). Ogniwo paliwowe zamienia energię chemiczną paliwa wprost na prąd, a produktem jest tylko woda — stąd „czysta" energia.
| Anoda | Katoda | |
|---|---|---|
| Proces | utlenianie | redukcja |
| Biegun (ogniwo) | − (minus) | + (plus) |
| Metal | aktywniejszy | mniej aktywny |
Zapamiętaj: Anoda = A jak „oddaje" (utlenianie). KAtoda = K jak „przyjmuje" (redukcja). W ogniwie galwanicznym anoda to minus. Litery: „anoda-utlenianie" i „katoda-redukcja" — to się NIE zmienia, zmienia się tylko biegun (w elektrolizie odwrotnie).
Ogniwo zapisuje się umownym schematem: anoda po lewej, katoda po prawej, | = granica faz, || = klucz elektrolityczny.
Często zapisuje się też pełnymi wzorami roztworów (soli):
| (pojedyncza kreska) = granica faz (metal / roztwór).
|| (podwójna kreska) = klucz/mostek elektrolityczny.
Po lewej zawsze anoda (utlenianie, −), po prawej katoda (redukcja, +). Można podać stężenia w nawiasach, np. ZnSO₄ (1 mol/dm³).
Po lewej anoda (utlenianie), po prawej katoda (redukcja). Pojedyncza kreska | to granica metal/roztwór, podwójna || to klucz elektrolityczny. Ten zapis od razu mówi, gdzie co zachodzi.
Na każdym końcu schematu musi być przewodnik (elektroda). Zależy to od półogniwa:
Bez Pt — gdy elektrodą jest metal biorący udział w reakcji (sam jest elektrodą), np. (−) Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu (+) — cynk i miedź to elektrody.
Z Pt — gdy w półogniwie nie ma metalu na elektrodę: reagują gazy (H2, O2, Cl2) albo dwa jony w roztworze (np. Fe³⁺/Fe²⁺). Dodaje się wtedy elektrodę obojętną — platynę, która tylko przewodzi elektrony, sama nie reagując:
• elektroda wodorowa: (−) Pt | H2 | H⁺ ‖ ...
• półogniwo Fe³⁺/Fe²⁺: ... ‖ Fe³⁺, Fe²⁺ | Pt (+)
Zasada: Pt dodajemy tylko wtedy, gdy nie ma stałego metalu, który mógłby być elektrodą.
Potencjał standardowy E° mówi, jak chętnie elektroda przyjmuje elektrony (ulega redukcji). Mierzy się go względem standardowej elektrody wodorowej (E° = 0).
| Półogniwo | E° [V] |
|---|---|
| K⁺/K | −2,92 |
| Zn²⁺/Zn | −0,76 |
| 2H⁺/H₂ (wzorzec) | 0,00 |
| Cu²⁺/Cu | +0,34 |
| Ag⁺/Ag | +0,80 |
Im wyższy (bardziej dodatni) E°, tym chętniej elektroda się redukuje → to będzie katoda. Elektroda o niższym E° będzie anodą (utlenianie).
Gdy w półogniwie bierze udział gaz (np. H₂, Cl₂, O₂) lub para jonów na różnych stopniach utlenienia (bez metalu stałego), potrzebna jest OBOJĘTNA elektroda (Pt lub grafit) tylko do przewodzenia elektronów.
| Półogniwo | Zapis | Reakcja połówkowa |
|---|---|---|
| Wodorowe (wzorcowe) | Pt | H₂(g) | H⁺(aq) | 2H⁺ + 2e⁻ ⇌ H₂ |
| Chlorowe | Pt | Cl₂(g) | Cl⁻(aq) | Cl₂ + 2e⁻ ⇌ 2Cl⁻ |
| Redoks żelazowe (bez metalu) | Pt | Fe³⁺(aq), Fe²⁺(aq) | Fe³⁺ + e⁻ ⇌ Fe²⁺ |
Platyna i grafit są chemicznie obojętne (nie reagują, nie roztwarzają się) i dobrze przewodzą prąd — służą wyłącznie jako "most" dla elektronów, same nie biorą udziału w reakcji redoks.
Znając potencjały standardowe, można przewidzieć, czy reakcja zajdzie samorzutnie — reakcja zachodzi, gdy SEM (E°ogniwa) jest DODATNIE.
| Wynik E°ogniwa | Wniosek |
|---|---|
| Dodatni (>0) | Reakcja zachodzi samorzutnie w zapisanym kierunku |
| Ujemny (<0) | Reakcja NIE zachodzi samorzutnie w tym kierunku (zaszłaby odwrotna) |
| Zero | Układ w stanie równowagi |
Ogniwo stężeniowe składa się z dwóch identycznych półogniw (ten sam metal, ten sam jon) różniących się TYLKO stężeniem elektrolitu — mimo tego samego E° "podręcznikowego", SEM takiego ogniwa jest niezerowe, bo rzeczywisty potencjał zależy też od stężenia (równanie Nernsta, poza podstawą, ale efekt warto znać jakościowo).
Półogniwo o WYŻSZYM stężeniu jonów metalu działa jako katoda (jony "chętniej" się redukują, gdy jest ich więcej), półogniwo o NIŻSZYM stężeniu — jako anoda (metal roztwarza się, żeby "uzupełnić" niedobór jonów). Prąd płynie, dążąc do wyrównania stężeń w obu półogniwach.
SEM to napięcie ogniwa — różnica potencjałów katody i anody:
Dla ogniwa działającego samorzutnie SEM jest dodatnia. Katoda to elektroda o wyższym potencjale, anoda o niższym. Jeśli wyjdzie ujemna — pomyliłaś katodę z anodą.
To elektroda odniesienia (wzorzec), względem której mierzy się potencjały innych elektrod. Jej potencjał standardowy przyjęto umownie jako E° = 0,00 V.
Składa się z blaszki platynowej zanurzonej w roztworze H⁺ (1 mol/dm³), omywanej wodorem H₂ (1 atm, 25°C).
Elektroliza to wymuszony przepływem prądu rozkład substancji (proces NIE-samorzutny — potrzebuje źródła prądu).
| Ogniwo galwaniczne | Elektrolizer | |
|---|---|---|
| Energia | chemiczna → elektryczna | elektryczna → chemiczna |
| Reakcja | samorzutna | wymuszona prądem |
| Anoda | biegun − | biegun + |
| Katoda | biegun + | biegun − |
Ogniwo SAMO produkuje prąd (jak bateria). Elektrolizer ODWROTNIE — wpychasz w niego prąd, by zaszła reakcja. Dlatego bieguny anody i katody są zamienione. Ale reguła „anoda-utlenianie, katoda-redukcja" zostaje ZAWSZE ta sama!
• Anoda (+) — podłączona do dodatniego bieguna źródła prądu (utlenianie).
• Katoda (−) — podłączona do ujemnego bieguna (redukcja).
• Źródło prądu stałego — wymusza reakcję.
• Elektrolit — stopiona sól lub roztwór.
• Na anodzie (+) — utlenianie (aniony oddają elektrony).
• Na katodzie (−) — redukcja (kationy przyjmują elektrony).
W stopionej soli są tylko jony soli — wydzielają się czysty metal (katoda) i niemetal (anoda).
W roztworze jest też woda — konkuruje z jonami soli. Decyduje, co łatwiej się utlenia/redukuje.
Na katodzie: metale mało aktywne (Cu, Ag) wydzielają się jako metal; bardzo aktywne (Na, K, Ca, Mg, Al) NIE wydzielają się z roztworu — zamiast nich redukuje się woda → H₂.
Na anodzie: reszty beztlenowe (Cl⁻, Br⁻, I⁻) wydzielają niemetal; reszty tlenowe (SO₄²⁻, NO₃⁻) nie utleniają się — utlenia się woda → O₂.
Wodę elektrolizuje się z dodatkiem elektrolitu (np. H₂SO₄):
Aby przewidzieć produkty: 1) wypisz jony obecne w elektrolicie (z soli i z wody), 2) na katodzie redukuje się ten, który łatwiej (kation mniej aktywnego metalu lub woda), 3) na anodzie utlenia się ten, który łatwiej (reszta beztlenowa lub woda).
• Obojętne (grafit, platyna) — nie biorą udziału w reakcji, tylko przewodzą prąd.
• Aktywne (np. miedziana anoda) — same się roztwarzają (utleniają) podczas elektrolizy.
W roztworach WODNYCH podczas elektrolizy na każdej elektrodzie "konkurują" ze sobą jony z rozpuszczonej soli i cząsteczki wody — wygrywa proces wymagający NIŻSZEJ energii (łatwiejszy elektrochemicznie).
| Elektroda | Reguła konkurencji | Przykład |
|---|---|---|
| Katoda (redukcja) | Redukują się jony metali AKTYWNYCH RZADZIEJ niż woda (metale od Al w górę szeregu aktywności praktycznie się nie wydzielają z roztworu wodnego — zamiast nich redukuje się woda do H₂) | Elektroliza NaCl(aq): na katodzie wydziela się H₂ (nie Na!) |
| Anoda (utlenianie) | Utleniają się aniony beztlenowe (Cl⁻, Br⁻, I⁻ — łatwiej niż woda); aniony tlenowe (SO₄²⁻, NO₃⁻) praktycznie się nie utleniają — zamiast nich utlenia się woda do O₂ | Elektroliza Na₂SO₄(aq): na anodzie wydziela się O₂ (nie utlenia się SO₄²⁻) |
Metale mniej aktywne niż wodór (Cu, Ag, Au — te o dodatnim E°) redukują się PREFERENCYJNIE względem wody — dlatego elektroliza CuSO₄(aq) wydziela na katodzie miedź, a nie wodór.
Gdy na elektrodzie wydziela się woda zamiast jonu z soli, pozostały "nadmiar" przeciwnego jonu zmienia pH roztworu w pobliżu tej elektrody.
| Sytuacja | Efekt na pH |
|---|---|
| Na katodzie redukuje się woda (2H₂O+2e⁻→H₂+2OH⁻) | Wzrost stężenia OH⁻ → pH ROŚNIE (środowisko zasadowieje) przy tej elektrodzie |
| Na anodzie utlenia się woda (2H₂O→O₂+4H⁺+4e⁻) | Wzrost stężenia H⁺ → pH MALEJE (środowisko kwaśnieje) przy tej elektrodzie |
Na katodzie wydziela się H₂ i powstaje OH⁻ (roztwór zasadowieje przy katodzie), na anodzie wydziela się O₂ i powstaje H⁺ (roztwór kwaśnieje przy anodzie) — jeśli roztwór nie jest mieszany, można to zaobserwować wskaźnikiem pH zmieniającym barwę w dwóch strefach naczynia.
Masa substancji wydzielonej na elektrodzie zależy od ładunku, który przepłynął:
gdzie: m — masa [g], M — masa molowa, I — natężenie [A], t — czas [s], n — liczba elektronów, F = 96500 C/mol (stała Faradaya).
Ze wzoru m = (M·I·t)/(n·F) można wyliczyć dowolną wielkość:
• czas: t = (m·n·F)/(M·I)
• natężenie: I = (m·n·F)/(M·t)
Egzaminatorzy lubią pytać „w drugą stronę" — ile czasu lub jakie natężenie potrzeba do wydzielenia danej masy.
F = 96500 C/mol to ładunek jednego mola elektronów. Mówi, ile ładunku trzeba przepuścić, by wydzielić 1 mol substancji jednowartościowej. Klucz do wszystkich obliczeń elektrolitycznych.
Wzór m = (M·I·t)/(n·F) można rozłożyć na proporcje — najpierw ładunek na mole elektronów, potem na masę:
Gdy na elektrodzie wydziela się GAZ (np. H₂, O₂, Cl₂), obliczoną liczbę moli przelicza się na objętość identycznie jak w Dziale 6 — przez objętość molową (22,4 dm³/mol w warunkach normalnych).
Korozja to niszczenie metalu pod wpływem środowiska (utlenianie).
• Chemiczna — reakcja z gazami/substancjami bez udziału prądu (np. utlenianie w suchym powietrzu).
• Elektrochemiczna — w obecności wilgoci i elektrolitu powstają mikroogniwa (np. rdzewienie żelaza).
Mechanizm korozji elektrochemicznej (mikroogniwo): na powierzchni wilgotnego żelaza powstają mikroogniwa — jedne obszary działają jak anoda, inne jak katoda:
Korozja elektrochemiczna wymaga elektrolitu (woda z rozpuszczonymi solami/CO₂). Dlatego sól drogowa i wilgoć przyspieszają rdzewienie — zwiększają przewodność i ułatwiają pracę mikroogniw. W suchym powietrzu korozja jest znacznie wolniejsza.
1. Powłoki ochronne (izolują metal od środowiska):
• malowanie, lakierowanie, smarowanie,
• powłoki metaliczne — niklowanie, chromowanie, cynowanie,
• ocynkowanie ogniowe — zanurzenie w ciekłym cynku; cynk chroni podwójnie: jako powłoka ORAZ (gdy się uszkodzi) jako protektor, bo jest aktywniejszy od żelaza.
2. Ochrona katodowa (protektorowa) — przyłączenie aktywniejszego metalu (Zn, Mg), który koroduje zamiast chronionego (rurociągi, kadłuby statków).
3. Pasywacja — niektóre metale (Al, Cr, Zn) samoistnie pokrywają się szczelną warstwą tlenku, która chroni przed dalszą korozją. Np. glin pokrywa się warstwą Al₂O₃, dzięki czemu jest odporny mimo dużej aktywności.
4. Stopy odporne — np. stal nierdzewna (z chromem i niklem) tworzy ochronną warstwę tlenku chromu.
To, co dzieje się po zarysowaniu powłoki, zależy KRYTYCZNIE od tego, czy metal powłoki jest aktywniejszy, czy mniej aktywny niż chroniony metal (zwykle żelazo).
| Powłoka | Aktywność względem Fe | Po zarysowaniu |
|---|---|---|
| Cynkowanie (Zn) | Zn aktywniejszy niż Fe | Zn nadal koroduje jako anoda (protektor) — chroni Fe nawet po uszkodzeniu |
| Cynowanie (Sn) — np. puszki konserwowe | Sn MNIEJ aktywny niż Fe | Po zarysowaniu Fe staje się anodą (mikroogniwo Fe-Sn) — korozja Fe przyspiesza w miejscu rysy! |
Powłoka z metalu AKTYWNIEJSZEGO (Zn) chroni nawet po uszkodzeniu (działa jak protektor). Powłoka z metalu MNIEJ aktywnego (Sn, Cu, Ni) chroni TYLKO dopóki jest nienaruszona — po zarysowaniu przyspiesza, a nie spowalnia korozję chronionego metalu, bo tworzy mikroogniwo, w którym to żelazo staje się anodą (ulega utlenieniu).
Akumulator to ogniwo odwracalne — można je rozładowywać (praca jako ogniwo galwaniczne) i ładować (praca jako elektrolizer, wymuszony prąd z zewnątrz odwraca reakcję).
| Proces | Reakcja (uproszczona) |
|---|---|
| Rozładowanie (anoda Pb) | Pb + SO₄²⁻ → PbSO₄ + 2e⁻ |
| Rozładowanie (katoda PbO₂) | PbO₂ + 4H⁺ + SO₄²⁻ + 2e⁻ → PbSO₄ + 2H₂O |
| Ładowanie | Reakcje biegną w odwrotnym kierunku — PbSO₄ na obu elektrodach przekształca się z powrotem w Pb i PbO₂ |
Ogniwo paliwowe wytwarza prąd elektryczny bezpośrednio z reakcji spalania paliwa (najczęściej H₂) z tlenem — bez etapu pośredniego spalania i turbiny, stąd wyższa sprawność niż elektrowni konwencjonalnych.
| Elektroda | Reakcja |
|---|---|
| Anoda (utlenianie H₂) | 2H₂ + 4OH⁻ → 4H₂O + 4e⁻ (środowisko zasadowe) |
| Katoda (redukcja O₂) | O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ |
| Reakcja sumaryczna | 2H₂ + O₂ → 2H₂O |
Jedynym produktem ogniwa wodorowo-tlenowego jest WODA — brak emisji CO₂ czy innych zanieczyszczeń podczas pracy (choć produkcja samego wodoru może wiązać się z emisjami, zależnie od metody wytwarzania).
| Zagadnienie | Częstość | Trudność |
|---|---|---|
| Schemat ogniwa i SEM | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Przewidywanie produktów elektrolizy | ⭐⭐⭐⭐⭐ | Średni–Trudny |
| Szereg aktywności metali | ⭐⭐⭐⭐ | Łatwy–Średni |
| Anoda/katoda i kierunek reakcji | ⭐⭐⭐⭐ | Średni |
| Potencjały standardowe elektrod | ⭐⭐⭐ | Średni |
| Korozja i ochrona przed nią | ⭐⭐ | Łatwy |
Konkretne rzeczy, na których CKE najczęściej „łapie" w tym dziale. Sprawdź, czy nie wpadasz w żadną:
W ogniwie anoda to −, w elektrolizie +. Ale proces (utlenianie na anodzie) jest ZAWSZE ten sam.
W roztworze konkuruje woda — z NaCl(aq) na katodzie wydziela się H₂, nie sód! Klasyczna pułapka.
SEM = E°katody − E°anody > 0. Jeśli wyjdzie ujemna, pomyliłeś elektrody.
We wzorze m=MIt/nF łatwo pomylić n. Odczytaj je z reakcji elektrodowej.
Reagują z metalami inaczej — nie wydzielają H₂, lecz NO₂/NO/SO₂. Częsta pułapka.
Każdy temat ma osobną rubrykę z zadaniami i własnym paskiem postępu. Rozwiąż zadanie samodzielnie, potem kliknij „Pokaż rozwiązanie".
| E° katoda (Cu) | +0,34 V |
| E° anoda (Zn) | −0,76 V |
SEM = 1,10 V
Treść: Oblicz SEM ogniwa Zn|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu. Potencjały standardowe: E°(Zn²⁺/Zn)=−0,76 V; E°(Cu²⁺/Cu)=+0,34 V.
| E°(Zn²⁺/Zn) | −0,76 V |
| E°(Cu²⁺/Cu) | +0,34 V |
Treść: W rafinacji miedzi anoda jest z miedzi surowej, katoda z czystej. Opisz, co dzieje się na każdej elektrodzie.
| anoda | Cu surowa |
| katoda | Cu czysta |
Treść: Zbudowano ogniwo o schemacie (−) Co | Co²⁺ ‖ H⁺ | H₂(Pt) (+). Oblicz SEM tego ogniwa w warunkach standardowych oraz wskaż anodę i katodę (E°(Co²⁺/Co) = −0,28 V; E°(H⁺/H₂) = 0,00 V).
Treść: Zbudowano ogniwo o schemacie (−) X | X²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu (+), którego SEM w warunkach standardowych wynosi 0,59 V. Korzystając z E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, oblicz potencjał półogniwa metalu X i wskaż ten metal spośród: Fe (−0,44 V), Ni (−0,25 V), Zn (−0,76 V).
Treść: W ogniwie (−) Co | Co²⁺ ‖ H⁺ | H₂(Pt) (+) półogniwo kobaltowe zastąpiono innym półogniwem metalicznym, co (w warunkach standardowych) nie zmieniło procesu katodowego. Spośród: Ag|Ag⁺ (+0,80 V), Cu|Cu²⁺ (+0,34 V), Fe|Fe²⁺ (−0,44 V), Ni|Ni²⁺ (−0,25 V), Zn|Zn²⁺ (−0,76 V) wybierz wszystkie, które mogły zostać użyte.
Treść: Zbudowano ogniwo z półogniw Cu|Cu²⁺ oraz Ag|Ag⁺. Oblicz SEM w warunkach standardowych, napisz sumaryczne równanie jonowe skrócone reakcji w pracującym ogniwie i zapisz schemat ogniwa (E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V; E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V).
Treść: Zbudowano ogniwo, w którym katodą jest półogniwo bizmutowe Bi³⁺|Bi (E° = +0,20 V), a anodą — półogniwo metaliczne Me|Me²⁺. Siła elektromotoryczna ogniwa w warunkach standardowych wynosi 0,96 V. Oblicz potencjał standardowy półogniwa Me i zidentyfikuj metal Me. Napisz schemat ogniwa.
Treść: W ogniwie zbudowanym z półogniw Zn|Zn²⁺ oraz Cu|Cu²⁺ wskaż, która elektroda jest anodą, a która katodą (E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V).
Treść: Rozstrzygnij, czy z kwasem solnym reaguje miedź oraz czy reaguje cynk. Dla reagującego metalu napisz równanie jonowe skrócone.
| I | 2 A |
| t | 965 s |
| z | 2 elektrony |
| M | 64 g/mol |
Wydzieli się 0,64 g miedzi
Treść: Podaj produkty elektrolizy wodnego roztworu NaCl na: a) katodzie, b) anodzie (elektrody grafitowe).
| roztwór | NaCl(aq) |
| elektrody | grafitowe |
Treść: Jak długo trzeba prowadzić elektrolizę prądem 2,0 A, aby wydzielić 1,08 g srebra? (M(Ag)=108; Ag⁺+e⁻→Ag; F=96500)
| I | 2,0 A |
| m(Ag) | 1,08 g |
| M(Ag) | 108 |
Treść: Podczas elektrolizy wody wydzieliło się 0,2 mola wodoru na katodzie. Ile moli tlenu wydzieliło się na anodzie? (2H₂O→2H₂+O₂)
| n(H₂) | 0,2 mol |
Treść: Czy reakcja Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag zajdzie samorzutnie? E°(Cu²⁺/Cu)=+0,34 V, E°(Ag⁺/Ag)=+0,80 V.
| E°(Cu²⁺/Cu) | +0,34 V |
| E°(Ag⁺/Ag) | +0,80 V |
Treść: Na podstawie samorzutnie zachodzących reakcji uszereguj metale W, X, Y, Z według malejącej aktywności chemicznej: I: X + Y²⁺ → X²⁺ + Y; II: Z + X²⁺ → Z²⁺ + X; III: Y + W²⁺ → Y²⁺ + W.
Treść: Podaj wartość standardowego potencjału elektrody wodorowej (SEW), która jest punktem odniesienia skali potencjałów.
Treść: Wyjaśnij, dlaczego żelazo połączone z cynkiem (ochrona protektorowa) nie koroduje, a połączone z miedzią koroduje szybciej.
| E°(Zn²⁺/Zn) | −0,76 V |
| E°(Fe²⁺/Fe) | −0,44 V |
| E°(Cu²⁺/Cu) | +0,34 V |
Treść: W trzech probówkach umieszczono stalowe gwoździe. Uszereguj numery probówek według malejącej szybkości korozji żelaza, korzystając z informacji o ich zawartości (rola elektrolitu i kontaktu z mniej aktywnym metalem).
Reakcja nie zachodzi — Cu jest mniej aktywny niż Zn, nie może go wyprzeć z soli
a) 1,56 V b) Zn (anoda) c) od Zn do Ag
Treść: Przez roztwór CuSO₄ przepuszczono ładunek 9650 C. Oblicz masę miedzi wydzielonej na katodzie. (M(Cu)=63,5; F=96500 C/mol; Cu²⁺+2e⁻→Cu)
| Q | 9650 C |
| M(Cu) | 63,5 |
| F | 96500 C/mol |
Treść: Na podstawie potencjałów uszereguj metale według rosnącej zdolności redukującej: Ag (+0,80 V), Fe (−0,44 V), Mg (−2,37 V).
| Ag | +0,80 V |
| Fe | −0,44 V |
| Mg | −2,37 V |
Treść: Ten sam ładunek przepuszczono przez roztwory AgNO₃ i CuSO₄ połączone szeregowo. Wydzieliło się 2,16 g Ag. Ile g Cu się wydzieliło? (M(Ag)=108, M(Cu)=63,5; Ag⁺+e⁻→Ag, Cu²⁺+2e⁻→Cu)
| m(Ag) | 2,16 g |
| M(Ag) | 108 |
| M(Cu) | 63,5 |
Treść: Aktywność trzech metali rośnie w szeregu P, R, Q (P najmniej, Q najbardziej aktywny). Oceń, czy zdania są prawdziwe (P), czy fałszywe (F): 1) najsilniejszym reduktorem jest metal Q; 2) spośród jonów P²⁺, R²⁺, Q²⁺ najsilniejszym utleniaczem jest jon P²⁺; 3) metal P wypiera metal Q z roztworu jego soli.
Treść: Płytki miedziową i niklową zanurzono w osobnych probówkach z roztworem AgNO₃. Po pewnym czasie w obu probówkach zaobserwowano zmianę barwy roztworu. Podaj barwę roztworu po reakcji w każdej probówce, napisz równania jonowe skrócone i wskaż najsilniejszy utleniacz spośród jonów Ag⁺, Cu²⁺, Ni²⁺.
Treść: Do sześciu probówek z roztworami soli zanurzono płytki metali, jak na schemacie. Korzystając z szeregu aktywności, wskaż numery probówek, w których zajdzie reakcja chemiczna (metal wypiera mniej aktywny metal z soli).
Treść: Dwie płytki — z metalu X i z metalu Z (jeden to cynk, drugi nikiel) — zanurzono w roztworach FeCl₂. Po czasie stwierdzono, że zmieniła się tylko masa płytki X. Rozstrzygnij, czy masa płytki X wzrosła, czy zmalała, napisz równanie jonowe skrócone zachodzącej reakcji i podaj, którym metalem był Z. (E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V; E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V; E°(Ni²⁺/Ni) = −0,25 V)
Treść: Rozstrzygnij, czy żelazo wypiera miedź z roztworu siarczanu(VI) miedzi(II), i napisz równanie reakcji w formie jonowej skróconej.
Treść: W pracującym ogniwie galwanicznym określ, w którą stronę (od której elektrody do której) płyną elektrony w przewodniku zewnętrznym.
Treść: Spośród metali: magnez, cynk, miedź wskaż najaktywniejszy chemicznie (najsilniejszy reduktor).
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24