Z chemią w przyszłość

•Kluz 

 

 

 

 

 

 

1

SPIS TREŚCI 

Rozdział 1. Od al chemii do che mii współ cze snej ..................................................11 

Rozdział 2. Od mikro- do makroświata ............................................................21 

2.1. Sub stan cje che micz ne i ich prze mia ny .........................................................22 

2.2. Budowa atomów ..............................................................................24 

2.3. Rozmiary i masy atomów ......................................................................28 

2.4. Klasyfikacja pierwiastków chemicznych ........................................................30 

2.4.1. Historia klasyfikacji pierwiastków chemicznych ...........................................30 

2.4.2. Współczesny układ okresowy ............................................................32 

2.5. Budowa cząsteczek – wiązania chemiczne ......................................................34 

2.5.1. Rodzaje wiązań chemicznych ............................................................37 

2.5.2. Rodzaj wiązania a właściwości substancji .................................................43 

Rozdział 3. Reakcje chemiczne i ich objawy .......................................................49 

3.1. Równania reakcji chemicznych .................................................................50 

3.1.1. Efekty towarzyszące reakcjom chemicznym ...............................................52 

3.2. Reakcje utleniania-redukcji ....................................................................56 

3.2.1. Praktyczne znaczenie reakcji utleniania-redukcji ..........................................62 

3.3. Reakcje w roztworach wodnych................................................................64 

3.3.1. Dysocjacja elektrolityczna ................................................................65 

3.3.2. Reakcje zobojętniania ...................................................................70 

3.3.3. Strącanie osadów ........................................................................73 

3.3.4. Procesy hydrolizy soli ....................................................................76 

Rozdział 4. Podstawy obliczeń chemicznych ......................................................85 

4.1. Mol i masa molowa ............................................................................86 

4.2. Podstawowe prawa chemiczne ................................................................91 

4.3. Prawa gazowe .................................................................................94 

4.4. Obliczenia stechiometryczne ..................................................................99 

Rozdział 5. Roztwory .............................................................................107 

5.1. Charakterystyka roztworów ..................................................................108 

5.2. Stężenia roztworów ..........................................................................113 

5.3. Układy koloidalne . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 124 

5.3.1. Metody otrzymywania roztworów koloidalnych .........................................125 

5.3.2. Właściwości koloidów ..................................................................127 

5.3.3. Koloidy w życiu codziennym ............................................................131 

Rozdział 6. Kinetyka reakcji chemicznych ........................................................141 

6.1. Warunki zachodzenia reakcji chemicznych ....................................................143 

6.2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych ........................................144 

6.3. Wpływ katalizatorów na szybkość reakcji chemicznych ........................................151

Rozdział 7. Stan równowagi w reakcjach chemicznych ...........................................163 

7.1. Reakcje odwracalne ..........................................................................164 

7.2. Prawo działania mas ..........................................................................166 

7.3. Czynniki zmieniające stan równowagi reakcji .................................................168 

7.4. Równowagi w roztworach słabych elektrolitów ...............................................174 

7.4.1. Prawo rozcieńczeń Ostwalda ............................................................175 

7.4.2. Iloczyn jonowy wody ...................................................................178 

7.4.3. Iloczyn rozpuszczalności ................................................................181 

Rozdział 8. Elektrochemia ........................................................................189 

8.1. Aktywność chemiczna metali .................................................................190 

8.2. Ogniwa galwaniczne .........................................................................195 

8.2.1. Siła elektromotoryczna ogniw. Szereg elektrochemiczny metali ..........................197 

8.2.2. Różne rodzaje ogniw ...................................................................200 

8.2.3. Zastosowanie ogniw ...................................................................201 

8.2.4. Korozja elektrochemiczna ..............................................................203 

8.3. Procesy elektrolizy ...........................................................................205 

8.3.1. Prawa elektrolizy .......................................................................211 

Rozdział 9. Efekty energetyczne reakcji chemicznych ............................................219 

9.1. Podstawowe pojęcia stosowane w termochemii ..............................................220 

9.2. Prawa termochemiczne ......................................................................222 

Rozdział 10. Budowa atomów i cząsteczek .......................................................233 

10.1. Jądro atomowe ..............................................................................234 

10.1.1. Izotopy ................................................................................234 

10.1.2. Promieniotwórczość naturalna i sztuczna ..............................................236 

10.2. Elektrony w atomach .........................................................................242 

10.2.1. Dualizm korpuskularno-falowy elektronu ..............................................243 

10.2.2. Zasada nieoznaczoności ...............................................................244 

10.2.3. Liczby kwantowe ......................................................................245 

10.2.4. Funkcje falowe ........................................................................248 

10.2.5. Obsadzanie orbitali atomowych .......................................................250 

10.3. Elektrony w cząsteczkach .....................................................................253 

10.3.1. Hybrydyzacja orbitali atomowych ......................................................259 

10.3.2. Koncepcja VSEPR ......................................................................262 

10.3.3. Budowa wybranych cząsteczek wieloatomowych ......................................265 

Zakończenie ......................................................................................272 

Zmiany elektroujemności pierwiastków ...........................................................273 

Rozpuszczalność soli i wodorotlenków w wodzie w temp. 298 K ....................................274 

Stałe dysocjacji wybranych kwasów w roztworach wodnych .......................................275 

Stałe dysocjacji wybranych zasad w roztworach wodnych .........................................275 

Iloczyny rozpuszczalności trudno rozpuszczalnych związków w wodzie w temp. 293 K..............276 

Szereg elektrochemiczny metali ...................................................................276 

Indeks ............................................................................................277 

Źródła fotografii ..................................................................................278

6 

W poszczególnych rozdziałach spotkacie się 

z następującymi oznaczeniami: 

Treści bardzo ważne (np. definicje, prawa) obwiedziono ramką. 

Równanie reakcji jest to umowny i uproszczony zapis przedstawiający przebieg danej 

przemiany chemicznej. 

Szczególną rolę 

w naszej książce 

odgrywają 

doświadczenia. 

Każdy opis doświadczenia 

składa się z numeru 

(wskazującego 

rozdział i kolejność 

doświadczeń w obrębie 

rozdziału). 

N 

Doświadczenie 3.1 

Synteza jodku magnezu 

W porcelanowej parowniczce lub na małej szalce szklanej umieszczamy niewielką ilość wiórków 

mag nezowych i rozdrobnionego jodu 1 . Czy zauważyliście jakieś objawy świadczące o zachodzeniu 

reakcji? Teraz z zakraplacza dodajemy kilka kropel wody 2 . 

HO 2 

Mg+I 2 

1 2 

Po zmieszaniu substratów nie obserwujemy żadnych zmian, ale po dodaniu wody zachodzi 

gwałtowna reakcja. Przebieg tego procesu możemy opisać równaniem reakcji: 

Mg + I2 = MgI2 

Dla większego bezpieczeństwa doświadczenie należy przeprowadzić pod wyciągiem. 

Użyte przy doświadczeniach oznaczenia literowe oznaczają: 

– doświadczenia, które możecie wykonać samodzielnie 

– doświadczenia, które wykona nauczyciel 

Aby przybliżyć Wam 

obliczenia chemiczne, 

umieszczamy rozwiązane 

przykłady. 

Krok po kroku wyjaśniają 

one, w jaki sposób 

należy rozwiązywać 

zadania rachunkowe 

w chemii. 

( PRZYKŁAD 4.1 ) 

Oblicz, ile atomów fosforu znajduje się w 0,25 mola tlenku fosforu(V). 

Najpierw dokonamy molowej interpretacji wzoru P4O10. 

1 mol P4O10 zawiera 4 mole atomów fosforu i 10 moli atomów tlenu. Możemy więc ułożyć 

proporcję: 

zawiera 

1 mol P4O10 

4 ∙ (6,02 ∙ 10 23 ) atomów fosforu 

zawiera 

0,25 mola P4O10 

x atomów fosforu 

Z tej proporcji wyliczymy, że: 

x = 0,25 mola ⋅ 4 ⋅ (6,02 ⋅ 1023 ) atomów 

= 6,02 ∙ 10 23 atomów 

1 mol 

Możemy więc zapisać odpowiedź: 

Odp.: 0,25 mola P4O10 zawiera 6,02 ∙ 10 23 atomów fosforu.

7 

Na zakończenie każdego rozdziału umieściliśmy zadania, które w ramach treningu 

samodzielnie należy rozwiązać w domu. 

(( ZADANIA )) 

1. Poniżej podano wzory soli znanych Ci z nauki chemii w gimnazjum: 

CaCO 3, K 2CO 3, Na 2S, CuS, Mg 3(PO 4) 2, KCl, KNO 3, FeSO 4 

Podaj nazwy tych soli, a następnie określ, które z nich ulegają procesowi hydrolizy − podaj 

uzasadnienie odpowiedzi. 

Pragniemy Wam również przybliżyć biografie chemików, których odkrycia 

przyczyniły się do obecnego wyglądu tej ważnej nauki, jaką jest chemia. 

Amadeo Avogadro był profesorem fizyki matematycznej na uniwersytecie 

w Turynie. Zajmował się atomistyczną teorią budowy materii. 

Wynalazł metodę wyznaczania mas atomowych pierwiastków oraz wyznaczył 

liczbę indywiduów znajdujących się w 1 molu. Od jego nazwiska 

nazywamy ją liczbą Avogadra. 

Amadeo Avogadro 

(1776–1856) 

ciekawostka 

W tekście umieszczono również 

ciekawostki nawiązujące do 

aktualnie omawianych zagadnień. 

Woda królewska to 

mieszanina stężonego 

HCl i stężonego HNO 3 

zmieszanych w stosunku 

objętościowym 3 : 1. 

Fot. 8.3. Woda królewska 

Niektóre zagadnienia przedstawiono 

w humorystycznej formie i oznaczono 

podpisem „na wesoło”, 

co ułatwi Wam zapamiętanie 

materiału. 

2Fe(III) 

2Fe(II) 

e e 

e 

e 

Sn(II) 

Sn(IV)

Fot. 1.6. Moździerze to 

jedne z najstarszych 

naczyń aptecznych. 

W nich rozdrabniano, 

ucierano i mieszano 

surowce naturalne, 

z których wyrabiano leki 

Fot. 1.5. Mumifikowanie 

zwłok wymagało od 

egipskich kapłanów 

poznania niektórych 

tajników wiedzy 

chemicznej 

Fot. 1.7. Producenci komputerów 

prześcigają się w tym, aby rozmiary 

procesorów były jak najmniejsze, co wiąże 

się z postępem miniaturyzacji i mniejszym 

zużyciem energii 

Fot. 1.8. Cybernetyczny nóż, wysyłając 

wiązkę promieniowania rzędu 0,5−1 nm, 

precyzyjnie niszczy nawet niewielkie 

zmiany nowotworowe w obrębie głowy, 

rdzenia kręgowego i miednicy 

Fot. 1.9. Naukowcy twierdzą, 

że nanoroboty mogłyby 

służyć do identyfikowania 

i niszczenia komórek 

z wadami genetycznymi 

8 

Na końcu każdego rozdziału znajdziecie: 

Krótkie 

podsumowanie 

rozdziału 

zestawiające 

najważniejsze 

treści. 

PODSUMOWANIE 

Podstawową jednostką liczności materii stosowaną w mikroświecie jest mol. Jest to 

zbiór 6,02 ∙ 10 23 indywiduów chemicznych. 

Masa 1 mola substancji wyrażona gramach to masa molowa. 

Rozpatrując reakcje zachodzące pomiędzy gazami, posługujemy się pojęciem objętości 

molowej. 1 mol dowolnego gazu w warunkach normalnych ma objętość 

22,4 dm 3 . 

Rozwiąż to jeszcze raz 

Przygotowując się do 

matury, warto jeszcze 

raz powtórzyć 

treś ci poszczególnych 

rozdziałów. W tym 

miejscu znajdziecie 

różnorodne zadania. 

( 


1. Określ stopień utlenienia węgla w podanych niżej substancjach. 

H2CO3 CO2 CaCO3 C CH4 CO K2CO3 

2. Poniżej podano nazwy atomów lub jonów: 

potas, jon siarczkowy, jon siarczanowy(IV), fluor, jon azotanowy(V), jon siarczanowy(VI) 

Posegreguj je według następującego klucza: 

a) te, które mogą pełnić tylko funkcję utleniacza; 

b) te, które mogą pełnić tylko funkcję reduktora; 

c) te, które mogą pełnić funkcję zarówno utleniacza, jak i reduktora. 

Z chemią w tle 

– ta część przedstawia ciekawe zagadnienia 

z kart historii chemii oraz 

niektóre interesujące zastosowania 

tej nauki. Przedstawione w tej części 

informacje na pewno Was zaciekawią 

i sprawią, że na chemię spojrzycie jak 

na naukę, która obejmuje wiele dziedzin 

życia, z czego może nie zawsze 

zdawaliście sobie sprawę. 


Co oznacza słowo chemia? 

Znaczenie i pochodzenie słowa chemia okrywa mgła tajemnicy. 

Jedni historycy twierdzą, że chem oznacza ‘czerń’, synonim 

Czarnego Kraju – Egiptu, gdzie rozwijała się ta nauka 

– zarezerwowana wyłącznie dla wtajemniczonych. 

Z drugiej strony Chimes lub Chemes to synowie biblijnego 

Chama, według legendy zajmujący się praktykami chemicznymi. 

Istnieją również podejrzenia, że słowo to pochodzi od 

greckiego chyma i oznacza ‘odlew metalowy’, przetwarzanie 

metali nieszlachetnych w szlachetne. 

Niektórzy uważają zaś, że nazwa chemia pochodzi z języka 

hebrajskiego lub syryjskiego i nawiązuje do dzieła alchemicznego 

Kumija. 

z mosiądzu. Wkrótce po tym w handlu były 

Moździerz − odbicie minionych epok 

dostępne moździerze porcelanowe. 

Słowo moździerz wywodzi się z języka łacińskiego 

(mortarium), zaś tłuczek służący no moździerze, była podyktowana rozwo- 

Zmiana materiału, z którego wykonywa- 

do rozdrabniania i ucierania substancji to jem chemii i farmacji. Zauważono, że nie 

pistel (łac. pistillum). 

każde tworzywo nadaje się do wyrobu naczyń, 

ponieważ część z nich zmienia barwę 

Pierwsze wzmianki o używaniu moździerzy 

do przygotowywania środków leczniczych podczas ucierania substancji. Zmiana zabarwienia 

była wynikiem reakcji chemicznej, 

pochodzą już z I wieku n.e. Posługiwali się 

nimi Rzymianie, a następnie Arabowie i Persowie. 

Z przekazów wiadomo, że naczynia te dzierza a rozdrabnianą substancją. Alchemi- 

jaka zachodziła między tworzywem moź- 

służyły także do doświadczeń alchemicznych. cy widzieli w tym zjawisku tajemniczą moc 

Moździerze wykonywano z różnych tworzyw. 

Starożytni zwykle wyrabiali je z drew- 

ucierane surowce i ich związki, co objawiało 

moździerzy. Miała ona wywierać wpływ na 

na lub kamienia. W średniowieczu pojawiły się zmianą koloru. 

się moździerze z brązu, już w XVI wieku były 

masowo odlewane z żeliwa, a 200 lat później 

Nanotechnologia, czyli co słychać 

w nanoświecie 

Nanotechnologia jest obecnie niezwykle popularną 

dziedziną nauki. Zajmuje się projektowaniem 

i tworzeniem rozmaitych materiałów, struktur 

i urządzeń w rozmiarach nanometrycznych 

(1 nm to miliardowa część metra − 10 –9 m). 

Ze strukturami i urządzeniami w nanoskali naukowcy 

wiążą ogromne nadzieje na innowacyjne 

rozwiązania w wielu dziedzinach życia, m.in.: 

medycynie, technologii informacyjnej, przemyśle, 

ochronie środowiska. Nanotechnologia budzi jednak 

również wiele kontrowersji. 

Oznaczenia kolorystyczne wykorzystane w książce: 

Treści nadobowiązkowe umieszczono na niebieskim tle. 

Treści, które dotyczą zagadnień omówionych w pierwszej klasie liceum, oznaczono 

na brzegu strony szarym paskiem. Pamiętaj, że materiał z pierwszej klasy również 

obo wiązuje Cię do egzaminu maturalnego – czytając wskazane fragmenty, masz okazję 

go powtórzyć.

9 

Do podręcznika dołączono: 

• skalę elektroujemności, 

• tablicę rozpuszczalności, 

• wartości stałych dysocjacji wybranych kwasów i zasad, 

• wartości iloczynów rozpuszczalności wybranych trudno rozpuszczalnych związków 

chemicznych, 

• szereg elektrochemiczny metali, 

• układ okresowy pierwiastków. 

Chcielibyśmy, aby przestudiowanie tego podręcznika ułatwiło Wam zrozumienie, że: 

Gdy się uczysz, odkrywasz to, co już dawno wiesz, 

Gdy wprowadzasz to w czyn, udowadniasz, że posiadasz wiedzę. 

Pragniemy również podziękować wszystkim osobom, które przyczyniły się do nadania 

ostatecznej formy temu podręcznikowi. 

Gorąco dziękujemy Pani prof. dr hab. Zofii Stasickiej za wnikliwe uwagi i recenzje 

merytoryczne rozdziałów z chemii ogólnej, Pani prof. dr hab. Ewie Brocławik za 

pomoc w przedstawieniu budowy atomów i cząsteczek na podstawie elementów 

mechaniki kwantowej, a głównie za rozstrzygnięcie problemu, jak dalece te trudne 

zagadnienia możemy upraszczać, aby być w zgodzie z naukowymi podstawami tej 

dziedziny wiedzy, oraz Panu prof. dr. hab. Marianowi Jaskule za wszechstronną, 

życzliwą dyskusję na temat zagadnień z zakresu elektrochemii. 

Dziękujemy również Panu prof. dr. hab. Andrzejowi Burewiczowi i Pani mgr Urszuli 

Wolczyńskiej za merytoryczno-dydaktyczną recenzję podręcznika oraz życzliwe 

uwagi i Pani dr Marii Jolancie Piaseckiej za recenzję językową. 

Autorzy

ozdział 8 

Elektrochemia 

8.1. Aktywność chemiczna metali .... 190 

8.2. Ogniwa galwaniczne ............ 195 

8.3. Procesy elektrolizy .............. 205

190 Rozdział 8 

8. Elektrochemia 

Elektrochemia jest działem chemii fizycznej. Zagadnienia, którymi zajmują się elektrochemicy, 

stanowią pogranicze chemii i fizyki. My będziemy się zajmować tylko pewnym 

wycinkiem tej nauki. 

Pora więc odpowiedzieć na pytanie, czym zajmuje się elektrochemia. Już sama nazwa 

tej nauki wskazuje na jej związek z prądem elektrycznym. Tak jest istotnie. Najogólniej 

możemy stwierdzić, że elektrochemia zajmuje się reakcjami chemicznymi, w których wyniku 

dochodzi do wytworzenia prądu elektrycznego (różnicy potencjałów), oraz skutkami 

przepływu prądu przez elektrolity stopione lub ich wodne roztwory. 

A czy pamiętamy, na czym polega przepływ prądu elektrycznego? Zapewne większość 

z Was odpowie, że na przepływie elektronów. Nic więc dziwnego, że podstawą wszelkich 

procesów elektrochemicznych są procesy utleniania-redukcji. Doskonale pamiętamy, że 

każda taka reakcja polega na wymianie elektronów między utleniaczem i reduktorem, 

a więc w istocie stanowi maleńki układ elektryczny. Na początku zajmiemy się różnymi 

reakcjami metali. Będzie to także doskonała okazja, aby przypomnieć sobie reakcje 

utleniania-redukcji. 

8.1. Aktywność chemiczna metali 

Fot. 8.1. Złoto rodzime 

Fot. 8.2. Sód 

natychmiast reaguje 

z tlenem zawartym 

w powietrzu, dlatego 

przechowuje się go 

w nafcie 

Zdecydowana większość odkrytych pierwiastków 

to metale. Mają one wiele wspólnych 

cech, np.: przewodzą prąd elektryczny, 

są dobrymi przewodnikami ciepła, mają połysk, 

są kowalne, większość z nich ma charakterystyczną 

srebrzystoszarą barwę. 

Oprócz podobieństw mają jednak również 

wiele odmiennych właściwości, np. różną gęstość, 

różne wartości temperatury topnienia, 

a przede wszystkim różnią się aktywnością 

chemiczną. 

Pamiętacie zapewne, że sód natychmiast 

reaguje z tlenem i innymi składnikami powietrza, 

a jego powierzchnia pokrywa się 

nalotem różnych związków, szlachetne złoto 

pozostaje zaś niezmienione. 

Wykonajmy teraz kilka doświadczeń.

Elektrochemia 

191 

N 


Reakcje metali z wodą 

Do trzech probówek zawierających po ok. 4 cm 3 wody wrzucamy kolejno: mały (wielkości ziarna pszenicy) 

kawałek sodu, kilka wiórków magnezu (lub kawałki wstążki magnezowej) oraz kawałki blaszki 

miedzianej 1 . Probówki, w których nie zaobserwowaliśmy żadnego efektu, ostrożnie podgrzewamy 2 . 

Na Mg Cu 

HO 2 HO 2 HO 2 

Na Mg Cu 

Mg 

po 

1 ogrzaniu 

2 

Cu 

Na podstawie wykonanego doświadczenia możemy stwierdzić, że niektóre metale reagują na 

zimno z wodą, wydzielając wodór: 

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 

niektóre reagują po podgrzaniu: 

Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2 

ale są też metale, np. miedź, które z wodą nie reagują. 

Wykonajmy kolejne doświadczenie. 

N 


Reakcje metali z kwasami 

Do sześciu probówek wprowadzamy małe kawałki metali, a następnie do każdej z nich wlewamy 

ok. 4 cm 3 roztworu kwasu solnego o stężeniu 1 mol/dm 3 . 

roztwór HCl 

Mg 

Al 

Zn 

Cu 

Fe 

Mn 

Mg 

Al Zn Cu Fe Mn 

Obserwując przebieg tego doświadczenia, możemy stwierdzić, że metale różnią się aktywnością. 

Najgwałtowniej reagował magnez, słabiej: glin, cynk, żelazo i mangan, a miedź również w tym 

doświadczeniu wykazała bierność chemiczną. W tych przypadkach, w których zachodziła reakcja, 

wydzielał się wodór, np.: 

Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2


Spróbujmy teraz sprawdzić zachowanie miedzi w stosunku do kwasów silnie utleniających. 

N 


Reakcja miedzi z kwasem azotowym(V) 

Do probówki wrzucamy kilka kawałków blaszki 

miedzianej lub drutu miedzianego oraz wlewamy 

ok. 3 cm 3 stężonego kwasu azotowego(V). 

Dla większego bezpieczeństwa doświadczenie należy przeprowadzić 

pod wyciągiem. 

stęż. 

roztwór HNO 3 

Po chwili obserwujemy wydzielanie się brunatnego 

gazu, którym jest tlenek azotu(IV): 

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 

Cu 

Gdybyśmy do doświadczenia użyli rozcieńczonego roztworu HNO 3 , przebieg reakcji 

byłby inny, a zamiast NO 2 wydzieliłby się NO: 

3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O 

Podobnie zachowuje się miedź wobec niektórych innych kwasów, np. stężonego kwasu 

siarkowego(VI): 

Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O 

ciekawostka 

Woda królewska to 

mieszanina stężonego 

HCl i stężonego HNO 3 

zmieszanych w stosunku 

objętościowym 3 : 1. 

Fot. 8.3. Woda królewska 

Porównując przebieg reakcji różnych me ta - 

li z kwasami, możemy stwierdzić, że większość 

z nich redukuje wodór zawarty w kwasach, 

ale niektóre, np. miedź, reduku ją niemetale 

wchodzące w skład reszt kwa sowych. 

Złoto czy platyna „poddaje się” dopiero 

działaniu tzw. wody królewskiej. Podczas 

re akcji złota z wodą królewską powstaje 

związek koordynacyjny H[AuCl 4 ] (kwas 

tetrachlorozłotowy(III)). Budowę takich 

związków poznacie podczas dalszej nauki 

chemii.

Elektrochemia 

193 

Podsumowując rezultaty przeprowadzonych 

doświadczeń, możemy stwierdzić, że 

niektóre metale reagują już z zimną wodą, 

inne dopiero po ogrzaniu, a jeszcze inne 

z kwasami. Te najszlachetniejsze wchodzą 

w reakcje tylko z kwasami o najsilniejszych 

właściwościach utleniających. Możemy więc 

stwierdzić, że metale różnią się aktywnością 

i uszeregować je np. według malejącej 

aktywności. 

malejąca aktywność metali 

K 

Na 

Mg 

Al 

Zn 

Fe 

Sn 

Pb 

Cu 

Hg 

Ag 

rozkładają wodę na zimno 

ogrzane rozkładają parę 

wodną 

wypierają wodór z kwasów 

reagują tylko z kwasami 

wykazującymi najsilniejsze 

właściwości utleniające 

Zmieniającą się aktywność metali przedstawiamy 

również w postaci poziomego szeregu, 

w którym metale są uporządkowane 

według malejącej aktywności. W szeregu tym często umieszcza się wodór. Przykładowy 

szereg aktywności metali zamieszczono poniżej: 

K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H , Cu, Ag, Hg, Au 

Metale leżące w szeregu przed wodorem (metale nieszlachetne) mogą redukować wodór 

z kwasów. Za wodorem umieszczone są metale, które nie redukują wodoru z kwasów 

(metale szlachetne). 

Wykonajmy jeszcze jedno doświadczenie, które pozwoli dodatkowo przekonać się, że 

metale różnią się aktywnością. 

N 


Reakcje metali z roztworami soli 

Do 4 małych zlewek wlewamy 

roztwory siarczanu(VI) miedzi(II) 

− CuSO 4 i siarczanu(VI) 

żelaza(II) − FeSO 4 zgodnie z rysunkiem 

obok, a następnie 

wprowadzamy metale (mogą 

być w formie blaszek, prętów 

lub granulek). Porównujemy wygląd 

blaszek przed zanurzeniem 

do roztworów 1 i po ich wyjęciu 

z roztworów 2 . 

roztwór 

CuSO 4 

1 

2 

Fe 

Zn 

roztwór 

CuSO 4 

Au 

Pt 

roztwór 

CuSO 4 

Al 

roztwarzają się tylko 

w wodzie królewskiej 

roztwór 

FeSO 4 

Cu 

1 2 3 4 

Fe Zn Al Cu


W zlewkach 1., 2. i 3. metale pokryły się nalotem miedzi (czarny nalot na płytce cynkowej pochodzi 

od silnie rozdrobnionej miedzi), w zlewce 4. nie zaobserwowano żadnych zmian. Przyczyną 

zmian obserwowanych w 3 pierwszych zlewkach są następujące reakcje: 

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu 

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu 

3CuSO 4 + 2Al = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu 

Stwierdziliśmy jednocześnie, że brak jakichkolwiek efektów w 4. zlewce świadczy o tym, że 

reakcja nie zachodzi: 

FeSO 4 + Cu reakcja nie zachodzi 

Przebieg tego doświadczenia pozwala nam sformułować wniosek, że żelazo, glin i cynk są aktywniejsze 

od miedzi. 

Wyniki powyższego doświadczenia prowadzą do bardziej ogólnego wniosku. Możemy stwierdzić, 

że każdy aktywniejszy metal może redukować jony metalu o mniejszej aktywności, np.: 

I 0 

Sn + 2AgNO 3 = Sn(NO 3 ) 2 + 2Ag 

II 0 

Mn + CuCl 2 = MnCl 2 + Cu 

Przypomnieliśmy przebieg reakcji różnych metali z różnymi kwasami. Należy jednak 

zaznaczyć, że oprócz tych typowych reakcji znanych jest wiele procesów, których przebieg, 

a zatem także rodzaj powstających produktów, zależy od rodzaju użytego metalu, stężenia 

kwasu oraz warunków prowadzenia reakcji. Poniżej opisano niektóre z nich. 

Żelazo z rozcieńczonym zimnym kwasem azotowym(V) tworzy azotan(V) żelaza(II), 

tlenek azotu(II) oraz wodę, a ze stężonym i gorącym HNO 3 tworzy azotan(V) żelaza(III), 

tlenek azotu(IV) oraz wodę. 

Ciekawy i różnorodny przebieg mają reakcje cynku z kwasem azotowym(V). Cynk 

może redukować azot nie tylko do tlenków, ale nawet do jonu amonowego. W określonych 

warunkach może zachodzić reakcja: 

4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O 

(( ZADANIA )) 

1. W sześciu probówkach znajdowały się następujące metale: 

Probówka 1: magnez Probówka 4: miedź 

Probówka 2: żelazo Probówka 5: cyna 

Probówka 3: srebro Probówka 6: wapń 

Do każdej z nich nalano zimną wodę. Probówki, w których nie zaszła reakcja chemiczna, 

ogrzano. Z kolei do probówek, w których pozostały niereagujące metale, wlano kwas 

solny, zaś na końcu do metali, które nie przereagowały z kwasem solnym, dodano stężonego 

kwasu azotowego(V). 

Opisz obserwacje i napisz równania zachodzących reakcji chemicznych.

Elektrochemia 

195 

2. Korzystając z szeregu aktywności metali (s. 193), wskaż, w których przypadkach zajdzie 

reakcja chemiczna: 

I. AICI 3 + Cu 

II. AgNO 3 + Cu 

III. CuSO 4 + Zn 

IV. Al(NO 3 ) 3 + Pb 

a) I i IV, 

b) II i III, 

c) I i III, 

d) II i IV. 

8.2. Ogniwa galwaniczne 

W poprzednim rozdziale wykazaliśmy, że metale różnią się aktywnością. Zjawisko to wykorzystuje 

się podczas konstruowania ogniw galwanicznych. 

Ogniwo galwaniczne to układ złożony z dwóch półogniw (elektrod) połączonych kluczem 

elektrolitycznym umożliwiającym przepływ jonów. 

Półogniwo stanowi najczęściej wykonana z metalu blaszka zanurzona zazwyczaj w roztworze 

jego soli. 

Schemat półogniwa przedstawia poniższy rysunek. 

Rys. 8.1. Model półogniwa cynkowego 

Ogniwo stanowi układ złożony z dwóch półogniw połączonych kluczem elektrolitycznym. 

Jest nim najczęściej tzw. U-rurka napełniona nasyconym roztworem elektrolitu, zwykle 

chlorku potasu lub azotanu(V) amonu. Jeżeli obie elektrody połączymy na zewnątrz 

przewodnikiem metalicznym, to przez przewodnik popłynie prąd wytworzony w wyniku 

przebiegu reakcji chemicznych. 

Zbudujmy zatem przykładowe ogniwo złożone z półogniwa cynkowego i miedziowego, 

zwane popularnie (od nazwiska jego konstruktora) ogniwem Daniella.


N 


Budujemy ogniwo DanielIa 

Do zlewki o pojemności 250 cm 3 nalewamy ok. 200 cm 3 roztworu siarczanu(VI) cynku – ZnSO 4 o stężeniu 

1 mol/dm 3 , a następnie zanurzamy w nim oczyszczoną blaszkę cynkową. W drugiej zlewce 

przygotowujemy roztwór siarczanu(VI) miedzi(II) – CuSO 4 , a następnie zanurzamy w nim oczyszczoną 

blaszkę miedzianą. 

Zbudowane w ten sposób półogniwa łączymy kluczem elektrolitycznym, czyli rurką szklaną napełnioną 

nasyconym roztworem chlorku potasu (KCl). Aby zapobiec wylewaniu się roztworu z klucza 

elektrolitycznego, końce rurki zatykamy małymi zwitkami waty. Blaszki stanowiące elektrody zbudowanego 

ogniwa łączymy przewodnikiem, włączając w obwód woltomierz. 

V 

Zn 

Cu 

Zn 2+ 

SO 4 

2- 

Cu 2+ 

SO 4 

2- 

Woltomierz wskazuje przepływ prądu elektrycznego. 

Rozpatrzmy teraz, jakie reakcje chemiczne zachodzą w poszczególnych półogniwach 

takiego ogniwa. Wiemy, że cynk jest aktywniejszy od miedzi i dlatego sumarycznie zajdzie 

reakcja: 

Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 

Prześledźmy jednak dokładniej zachowanie się obu metali zanurzonych w roztworach 

swoich soli. 

Cynk, jako metal aktywny, dąży do utraty 

elektronów i do osiągnięcia przez to trwalszej 

postaci jonowej: 

Zn Zn 2+ + 2e 

Jony cynku przechodzą do roztworu, a elektrony 

gromadzą się na płytce cynkowej, która 

staje się tym samym elektrodą ujemną (anodą). 

Rys. 8.2. 

Schematyczne 

przedstawienie 

procesów 

zachodzących na 

anodzie 

W przypadku miedzi, która jest metalem szlachetnym, 

uprzywilejowana jest reakcja: 

Cu 2+ + 2e Cu 

czyli reakcja redukcji − miedź będzie więc stanowiła 

elektrodę dodatnią (katodę). 

Rys. 8.3. 

Schematyczne 

przedstawienie 

procesów 

zachodzących na 

katodzie

Elektrochemia 

197 

Po połączeniu obu metali przewodnikiem cynk będzie „uwalniał” się od nadmiaru elektronów, 

które będą się przemieszczać od cynku do miedzi, a zatem w wyniku reakcji chemicznych 

popłynie prąd elektryczny. Wbudowany w obwód woltomierz o dużym oporze 

wewnętrznym wskazuje różnicę potencjałów, czyli siłę elektromotoryczną (SEM) ogniwa. 

Zgodnie z międzynarodową konwencją schemat ogniwa Daniella − które przed wynalezieniem 

dynama było najważniejszym źródłem prądu stałego do zasilania telefonów 

i telegrafów − ma następującą formę: 

Zn I Zn 2+ II Cu 2+ I Cu 

anoda(–) 

granica 

faz 

klucz 

elektrolityczny 

katoda(+) 

W ogniwach galwanicznych na anodzie (elektrodzie ujemnej) zachodzą procesy utleniania, 

a na katodzie (elektrodzie dodatniej) – procesy redukcji. 

8.2.1. Siła elektromotoryczna ogniw. Szereg elektrochemiczny metali 

Zastanówmy się, od czego zależy siła elektromotoryczna ogniw i jak ją można wyznaczyć. 

SEM ogniwa zależy od potencjału elektrycznego każdej elektrody. Z kolei potencjał 

elektrody (E) zależy od temperatury oraz stężenia jonów tego metalu w roztworze. Określa 

to wzór Nernsta: 

RT 

E E ° lnc 

zF 

gdzie: 

E – potencjał danej elektrody, 

E° – potencjał standardowy danej elektrody, 

R – stała gazowa (R = 8,314 J/mol ∙ K), 

F – stała Faradaya (F = 96500 C), 

z – liczba elektronów oddanych lub pobranych, 

c – stężenie molowe jonów tego metalu w roztworze. 

Podstawiając do wzoru Nernsta wartości stałe oraz zamieniając logarytm naturalny na 

logarytm dziesiętny, otrzymujemy dla temperatury 298 K jego prostszą postać: 

E 

= E° 0,059 

+ log 

z 

mol 

Łatwo możemy zauważyć, że jeżeli: c=1 , to E= E° 

3 

dm 

Jak wynika z tego wzoru, potencjał danej elektrody zależy wyłącznie od stężenia molowego 

odpowiednich jonów w roztworze. 

c


Potencjału bezwzględnego danej elektrody nie można wyznaczyć – można jedynie 

określić siłę elektromotoryczną ogniwa zbudowanego z danego półogniwa i półogniwa 

wzorcowego, którym jest elektroda wodorowa. 

Nernst zaproponował, aby za elektrodę odniesienia przyjąć standardową 

elektrodę wodorową. Jest to blaszka platynowa pokryta 

czernią platynową (czerń platynowa to również platyna, ale o bardzo 

dużym stopniu rozdrobnienia, w związku z czym ma właśnie taką 

nietypową barwę), opłukiwana gazowym wodorem pod ciśnieniem 

1000 hPa i zanurzona w roztworze kwasu solnego o stężeniu 

1 mol/dm 3 . Przyjmuje się umownie, że potencjał takiej elektrody 

w każdej temperaturze jest równy 0. 

Na elektrodzie wodorowej zachodzą procesy: 

2H + + 2e H 2 

Rys. 8.4. Schemat 

standardowej 

elektrody wodorowej 

Budując ogniwa, w których jedną elektrodę stanowi elektroda 

z badanego metalu, a drugą elektroda wodorowa, można wyznaczyć 

wartość liczbową potencjału standardowego (gdy c = 1 mol/dm 3 ) 

i znak każdej elektrody. 

Wyznaczając wartości potencjałów poszczególnych metali, możemy je uszeregować, 

np. według wzrastającego potencjału elektrochemicznego. Na końcu podręcznika (s. 276) 

znajduje się tabela z wartościami potencjału elektrochemicznego najważniejszych metali, 

zwana popularnie szeregiem elektrochemicznym lub szeregiem napięciowym. 

Pamiętamy, że procesy zachodzące na elektrodach możemy zapisać równaniem 

utleniania-redukcji: 

M M n+ + ne 

Metal utlenia się, czyli jest reduktorem, natomiast jon metalu, przyłączając elektron, 

ulega redukcji, czyli jest utleniaczem. Im bardziej ujemny jest potencjał standardowy jakiegoś 

metalu, tym silniejszym jest on reduktorem. W przypadku metali o dodatnich potencjałach 

standardowych im ich wartość jest większa, tym jony tych metali są silniejszymi 

utleniaczami. 

Teraz już rozumiemy wynik doświadczenia, w którym porównywaliśmy aktywność 

różnych metali. Metal bardziej aktywny (o mniejszym potencjale) redukuje metal mniej 

aktywny z roztworu jego soli. Odwrotna reakcja nie może zajść, np. miedź nie wyprze 

cynku z roztworu ZnSO 4 . 

Na podstawie szeregu napięciowego metali możemy również przewidzieć, które metale 

będą wypierać wodór z kwasów. Mogą to być tylko metale o niższych od wodoru potencjałach 

standardowych, a zatem metale o ujemnym potencjale, np. Li, Na, K, Mg, Zn, Ca itp. 

Rozumiemy więc już, dlaczego miedź nie wypiera wodoru z kwasów.

Elektrochemia 

199 

Znajomość wartości potencjału standardowego (E°) pozwala również na obliczenie SEM 

każdego ogniwa. Jeśli E° dla elektrody cynkowej wynosi –0,76 V, a dla elektrody miedzianej 

+0,34 V, SEM dla ogniwa Daniella w warunkach standardowych (stężenia elektrolitów 

wynoszą 1 mol/dm 3 ) będzie wynosiła: 

SEM = 0,34 V – (–0,76 V) = 1,10 V 

Różnica potencjałów powstaje w wyniku samorzutnej zamiany energii chemicznej na 

elektryczną. 

Rozpatrzmy teraz wspólnie kilka problemów, które rozwiążemy, odwołując się do szeregu 

napięciowego metali. 


Zapisz schemat dwóch ogniw, w których cyna raz będzie anodą, a raz katodą. 

Oblicz SEM tych ogniw w warunkach standardowych oraz napisz cząstkowe równania 

reakcji zachodzących w półogniwach i sumaryczne równanie pracy ogniwa. 

Projektując dowolne ogniwo, musimy pamiętać, że anoda ma zawsze niższy potencjał, 

a katoda wyższy. 

• Jeżeli cyna ma być anodą, to katodą musi być metal leżący poniżej w szeregu elektrochemicznym 

(o wyższym potencjale), np. Pb, Cu, Ag. 

Schemat przykładowego ogniwa: (–) Sn I Sn 2+ ll Ag + I Ag (+) 

SEM ogniwa: 

SEM = 0,80 V – (–0,14 V) = 0,94 V 

Równania cząstkowe: 

Sn Sn 2+ + 2e 

2Ag + + 2e 2Ag 

Sumaryczne równanie reakcji: Sn + 2Ag + = 2Ag + Sn 2+ 

• Jeżeli zaś cyna ma być katodą, to anodą musi być metal o niższym potencjale, np. Ni, 

Co, Fe, Zn. 

Schemat przykładowego ogniwa: (–) Zn I Zn 2+ II Sn 2+ I Sn (+) 

SEM ogniwa: 

SEM = –0,14 V –(– 0,76 V) = 0,62 V 

Równania cząstkowe: 

Zn Zn 2+ + 2e 

Sn 2+ + 2e Sn 

Sumaryczne równanie reakcji: Zn + Sn 2+ = Sn + Zn 2+ 


Do wodnego roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) – CuSO 4 − wprowadzono blaszkę żelazną. 

Ile gramów miedzi osadziło się na blaszce, jeśli jej masa wzrosła o 3,25 g? 

W roztworze zaszła reakcja: 

M Fe = 56 

g 

mol 

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu 

M Cu = 63,5 

g 

mol


Jeżeli 1 mol Fe przejdzie do roztworu, to masa płytki wzrośnie o: 

m przyrostu = 63,5 g – 56 g = 7,5 g 

Przy wzroście masy o 7,5 g następuje wydzielanie 63,5 g Cu: 

7,5 g 63,5 g Cu 

3,25 g x g Cu 

x = 

3,25 g 

63,5 g 

7,5 g 

= 27,5 g 

Odp.: Na blaszce osadziło się 27,5 g miedzi. 

8.2.2. Różne rodzaje ogniw 

Do zbudowania ogniwa niekoniecznie trzeba mieć elektrody z dwóch różnych metali. Konieczne 

jest tylko, aby jedna elektroda ogniwa wykazywała większą dążność do utraty 

elektronów niż druga. 

Można to zrealizować, np. mając dwie płytki cynkowe: jedną zanurzymy w stężonym 

roztworze soli cynku, a drugą w rozcieńczonym roztworze tej samej soli. Oba półogniwa 

należy oczywiście połączyć kluczem elektrolitycznym. 

e 

Rys. 8.5. Schemat ogniwa 

stężeniowego 

Zamykając obwód, zaobserwujemy przepływ prądu od jednej elektrody do drugiej. 

W układzie zachodzą 2 reakcje: 

1 

Zn 

2 Zn2+ + 2e 

Duże stężenie jonów Zn 2+ sprzyja reakcji 2., zaś małe stężenie jonów − reakcji 1. Im większa 

będzie różnica stężeń, tym większa będzie SEM takiego ogniwa. Tego typu ogniwo 

nazywamy ogniwem stężeniowym. 

Inny rodzaj ogniwa możemy skonstruować, zanurzając np. elektrody platynowe w roztworze 

jonów Fe 2+ i Fe 3+ (jedno półogniwo) i w roztworze jonów Sn 2+ i Sn 4+ (drugie półogniwo). 

Naturalnie półogniwa muszą być połączone kluczem elektrolitycznym.

Elektrochemia 

201 

SEM takiego ogniwa będzie różnicą potencjałów 

obu półogniw: 

e 

E 

1 

SEM = E 1 – E 2 

0 059 c 

= E ° 

, 

+ log 

z c 

utl 

red 

gdzie: 

c utl – stężenie utleniacza (jony Fe 3+ pochodzące 

np. z roztworu FeCl 3 ), 

c red – stężenie reduktora (jony Fe 2+ pochodzące 

np. z roztworu FeCl 2 ). 

Pt I Sn 2+ , Sn 4+ II Fe 3+ , Fe 2+ I Pt 

Anoda (–) Katoda (+) 

Sn 2+ Sn 4+ + 2e 2Fe 3+ + 2e 2Fe 2+ 

Rys. 8.6. Schemat ogniwa redoksowego 

E 2 obliczamy, wprowadzając odpowiednio jako c utl stężenie jonów Sn 4+ pochodzących np. 

z roztworu SnCl 4 , a jako c red – stężenie jonów Sn 2+ pochodzących np. z roztworu SnCl 2 . 

W tym ogniwie powstanie różnicy potencjałów zależy od stosunku stężenia formy utlenionej 

do zredukowanej. Ogniwa takie noszą nazwę ogniw redoksowych. Nazwa ta jest 

często myląca, gdyż w istocie przekonaliście się, że podstawą pracy wszystkich ogniw są 

reakcje utleniania-redukcji. 

8.2.3. Zastosowanie ogniw 

W życiu codziennym właściwie na każdym kroku wykorzystuje się tzw. baterie, które nie są 

niczym innym niż ogniwami wytwarzającymi energię elektryczną w wyniku zachodzących 

reakcji chemicznych. 

Znanym ogniwem jest tzw. suche 

ogniwo Leclanchégo stosowane w lampach 

błyskowych, radiach, pilotach itp. 

Ogniwo to (zwane też kwaśnym) zbudowane 

jest z kubka cynkowego (stanowiącego 

anodę) zawierającego pręt grafitowy 

(katoda) otoczony wilgotną pastą złożoną 

z MnO 2 , ZnCl 2 i NH 4 Cl. 

wosk oraz zamknięcie smołowe 

zapobiegające wyschnięciu 

blacha cynkowa 

pręt węglowy 

MnO 2 + grafit + nasycony NH 4 Cl (aq) 

(w postaci pasty) 

nasycony roztwór NH 4 Cl 

Na elektrodach takiego ogniwa zachodzą Rys. 8.7. Model ogniwa Leclanchégo 

następujące reakcje chemiczne: 

Anoda: Zn Zn 2+ + 2e 

+ 

Katoda: 2MnO 2 + 2NH 4 + 2e Mn 2 O 3 + 2NH 3(aq) + H 2 O 

Sumarycznie procesy zachodzące w tym ogniwie można przedstawić równaniem: 

Zn + 2MnO 2 + 2NH 4+ = Zn 2+ + Mn 2 O 3 + 2NH 3(aq) + H 2 O


W ostatnich latach mniej trwałe tzw. ogniwa kwaśne są wypierane przez tzw. ogniwa 

zasadowe (alkaliczne), w których chlorek amonu zastępuje się wodorotlenkiem potasu − 

niepowodującym korozji cynku (hydroliza NH 4 Cl prowadzi do zakwaszenia środowiska). 

Jeszcze jednym typem ogniw, z którym na 

pewno każdy się zetknął, jest akumulator ołowiowy. 

Znalazł on zastosowanie przede wszystkim 

jako źródło prądu w samochodach. Jego 

największą zaletą jest to, że należy do ogniw odwracalnych, 

czyli takich, które po wyczerpaniu 

można ładować (regenerować). 

Akumulator składa się z płytek lub siatek 

ołowianych zanurzonych w roztworze H 2 SO 4 

o gęstości d = 1,3 g/cm 3 . Zagłębienia w jednej 

z płytek wypełnione są ołowiem metalicznym, 

a w drugiej PbO 2 . 

anoda 

katoda 

tlenek ołowiu(IV) 

ołów 

kwas siarkowy(VI) 

Rys. 8.8. Model akumulatora ołowiowego 

Podczas pracy akumulatora (rozładowywanie) na elektrodzie ołowianej (anodzie) zachodzi 

reakcja: 

Pb + SO 4 

2– 

PbSO 4 + 2e 

Proces zachodzący na katodzie (PbO 2 ) możemy opisać równaniem: 

PbO 2 + 4H + + SO 4 

2– 

+ 2e PbSO 4 + 2H 2 O 

Sumarycznie reakcje zachodzące na obu elektrodach opisuje równanie: 

Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O 

Podczas pracy akumulatora zużywa się kwas siarkowy(VI) (powstaje PbSO 4 ) i gęstość 

roztworu kwasu stale maleje. W celu ponownego naładowania akumulatora do jego końcówek 

przykłada się odpowiednie napięcie. Należy połączyć akumulator z zewnętrznym 

źródłem prądu, tak aby biegły reakcje odwrotne w stosunku do tych, które zachodzą w czasie 

pobierania prądu. 

V 

Pb Pb | PbO 2 

_ 

+ 

_ 

_ + 

Pb | PbSO 4 

H 2 SO 4 

+ 

Pb | PbSO 4 

H 2 SO 4 

Praca akumulatora: 

Pb + SO 4 

2– 

PbSO 4 + 2e 

PbO 2 + 4H + + SO 4 

2– 

+ 2e PbSO 4 + 2H 2 O 

Ładowanie akumulatora: 

PbSO 4 + 2e Pb + SO 4 

2– 

PbSO 4 + 2H 2 O PbO 2 + 4H + + SO 4 

2– 

+ 2e 

Rys. 8.9. Procesy zachodzące w akumulatorze ołowiowym

O 

Elektrochemia 

203 

Możemy stwierdzić, że podczas ładowania regeneruje się ołów i tlenek ołowiu(IV) oraz 

wzrasta stężenie kwasu siarkowego(VI) i ogniwo jest gotowe do ponownego dostarczania 

energii. 

8.2.4. Korozja elektrochemiczna 

Mimo że trwają poszukiwania materiałów coraz bardziej wytrzymałych na działanie 

czynników zewnętrznych, mimo że otrzymano włókna, na które nie działa 

wilgoć, i tworzywa sztuczne wytrzymałe na zgniatanie, żelazo i jego stopy nadal 

mają zastosowanie do wyrobu wielu produktów potrzebnych do życia w XXI 

wieku. Nic też dziwnego, że wciąż jednym z bardzo ważnych problemów jest 

zabezpieczenie metali przed korozją (łac. corrodere − ‘zgryzać’). 

Wiemy, że jedną z przyczyn korozji (rdzewienia) żelaza jest powstawanie 

na jego powierzchni tlenków, wodorotlenków i węglanów. W pewnym 

uproszczeniu możemy proces ten zilustrować równaniem reakcji: 

4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3 

Fot. 8.4. Stalowa 

nakrętka pokryta 

grubą warstwą rdzy 

Ten rodzaj korozji nazywamy korozją chemiczną lub gazową. 

2 

O 2 

Fe 2+ _ 

OH 

+H 2 O 

O 2 

rdza 

Fe(OH) 2 

Fe(OH) 3 

Fe 

proces utleniania: 

2e 

Fe Fe 2+ + 2e 

proces redukcji: O 2 + H 2 O + 2e OH – 

_1 2 

Fe + 2OH = Fe(OH) 2 

2+ _ 

2Fe(OH) 2 + O 2 + H 2 O = 2Fe(OH) 3 

_1 

2 

Fe 

Rys. 8.10. Proces powstawania rdzy 

Przyczyną niszczenia metali może być także tworzenie się na ich powierzchni ogniw 

galwanicznych zwanych mikroogniwami lub ogniwami lokalnymi. 

Wiemy już, że gdy dwa różne metale stykają się z jednej strony ze sobą, a z drugiej 

strony z roztworem elektrolitu, tworzą się ogniwa, w których zachodzą reakcje utleniania- 

-redukcji. Metal o niższym potencjale przechodzi do roztworu, czyli ulega zniszczeniu. 

W praktyce najczęściej używa się stopów, w których skład wchodzą różne metale. Rolę 

elektrolitu może odgrywać np. woda deszczowa, w której rozpuszczone są pewne ilości 

kwasów czy innych substancji. Wtedy tworzy się ogniwo lokalne i metal mniej szlachetny 

przechodzi do roztworu. Ten rodzaj korozji nazywamy korozją elektrochemiczną.


Fot. 8.5. Skorodowane 

rury 

W celu ochrony przed nią przedmioty z metali mniej szlachetnych 

zabezpiecza się powłokami ochronnymi, np. różnego rodzaju 

lakierami (m.in. pokrywa się nimi kadłuby okrętów). 

Do wytworzenia powłoki ochronnej na wyrobach żelaznych 

używa się cynku lub cyny. Z położenia tych metali w szeregu elektrochemicznym 

wynika, że cynk będzie lepiej chronił żelazo niż 

cyna. Gdy np. przez zarysowanie naruszy się zewnętrzną warstwę 

cynku i zostanie odsłonięte żelazo, powstanie mikroogniwo, w którym 

cynk będzie przechodził do roztworu, czyli żelazo nie będzie 

ulegało korozji. 

Jeśli zaś użyje się cyny jako powłoki ochronnej − w razie jej 

uszkodzenia powstanie również ogniwo lokalne, w którym żelazo 

będzie się utleniać, czyli korodować. 

Jednym z bardziej dotkliwych skutków korozji jest niszczenie rurociągów naftowych 

czy innych urządzeń znajdujących się pod ziemią, a wykonanych z żelaza lub stali. Korozję 

elektrochemiczną można zahamować, zakopując w pobliżu rurociągu pręt magnezowy 

i łącząc go z rurociągiem. Obwód jest zamknięty przez wilgotną ziemię. Magnez, mający 

niższy potencjał niż materiał, z którego wykonano rurociąg, przechodzi do roztworu. Po 

pewnym czasie niszczeje i należy go wymieniać. 

Rys. 8.11. Jednym ze sposobów ochrony 

przed korozją jest wykorzystanie metali 

o potencjale niższym od potencjału żelaza 

rurociąg 

żelazny 

drut łączący 

magnez

Elektrochemia 

205 

(( ZADANIA )) 

1. Napisz cząstkowe równania i sumaryczne równanie, które zachodzi w ogniwie: 

(–) A Cd I CdCl 2 II SnCl 2 I Sn K (+) 

2. 4 g pewnego metalu wrzucono do roztworu soIi miedzi. Metal rozpuścił się, tworząc jony 

dwudodatnie, a wydzielona miedź ważyła 6,3 g. Oblicz masę molową metalu i zidentyfikuj 

ten metal. 

3. Zapisz schemat i równania reakcji zachodzących na anodzie i katodzie ogniwa glinowo- 

-żelazowego. Oblicz SEM tego ogniwa w warunkach standardowych. 

8.3. Procesy elektrolizy 

W pierwszej połowie XVIII wieku, w związku z wynalezieniem maszyny 

elektrostatycznej, ówcześni badacze stwierdzili, że przepływ prądu przez 

różne substancje może wywoływać różnorodne efekty, np. palenie się ciał, 

wybuch prochu strzelniczego. Dwa miesiące po skonstruowaniu stosu 

Volty, Nicholsonowi i Carlise’owi udało się rozłożyć wodę, przepuszczając 

przez nią prąd elektryczny. 

Oto treść notatki z pierwszego rozkładu wody za pomocą prądu elek - 

trycznego: 

„...z niemałym zdziwieniem stwierdziliśmy, że przy jednym drucie wywiązywał 

się wodór, przy innym zaś drucie umieszczonym w odległości ok. 

50 cm gromadził się tlen. Te dwa nowe fakty należy jeszcze zbadać, wydają 

się one świadczyć o istnieniu ogólnego prawa dotyczącego współdziałania 

elektryczności w reakcjach chemicznych”. 

William Nicholson 

(1753–1815) 

W rozdziale 8.2 opisano mechanizm działania różnych ogniw, wiecie więc, jak przebieg 

pewnych procesów utleniania-redukcji może spowodować powstanie energii elektrycznej. 

Procesem odwrotnym do zjawisk zachodzących w ogniwach jest elektroliza. 

Elektroliza to proces obejmujący reakcje elektrodowe zachodzące w elektrolitach podczas 

przepływu stałego prądu elektrycznego z zewnętrznego źródła.


Wykonajmy następujące dwa doświadczenia. 

N 


Elektroliza wodnego roztworu chlorku miedzi(II) 

Do zlewki o pojemności 250 cm 3 wlewamy ok. 200 cm 3 roztworu chlorku miedzi(II) – CuCl 2 o stężeniu 

1 mol/dm 3 , a następnie zanurzamy w tym roztworze dwie elektrody węglowe połączone ze źródłem 

prądu stałego (np. z płaską baterią służącą do zasilania latarek). 

bateria 

Przed 

elektrolizą 

Po 

elektrolizie 

Po upływie kilku minut możemy zaobserwować, że na katodzie osadziła się metaliczna miedź, 

a na anodzie wydzielił się żółtozielony gaz o charakterystycznym zapachu, który dodatkowo 

możemy zidentyfikować za pomocą papierka jodoskrobiowego. 

Prześledźmy teraz procesy zachodzące podczas elektrolizy roztworu CuCl 2 . 

Roztwór wodny CuCl 2 jest elektrolitem: 

CuCl 2 Cu 2+ + 2Cl – 

Po przyłożeniu napięcia dodatnie jony Cu 2+ będą wędrowały do ujemnej elektrody (katody), 

a ujemne jony chlorkowe Cl – do dodatniej elektrody (anody). 

W procesie elektrolizy anoda jest elektrodą dodatnią, a katoda − ujemną. 

UWAGA! 

Znaki elektrod przy elektrolizie 

są odwrotne niż w ogniwach, ale 

zapamiętajmy, że zawsze na katodzie 

zachodzi proces redukcji, 

a na anodzie proces utleniania. 

Rys. 8.12. Schematyczne 

przedstawienie procesów 

zachodzących podczas 

elektrolizy wodnego roztworu 

CuCl 2 

Katoda (–); Cu 2+ , H 2 O 

Cu 2+ + 2e Cu 

redukcja katodowa 

Anoda (+); Cl – , H 2 O 

2Cl – Cl 2 + 2e 

utlenianie anodowe 

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu CuCl 2 otrzymujemy metaliczną miedź i gazowy chlor.

Elektrochemia 

207 

N 


Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu 

Wykonajmy analogiczne doświadczenie, tym razem napełniając zlewkę roztworem chlorku sodu. 

bateria 

elektrody 

węglowe 

wodny 

roztwór NaCl 

Na katodzie nie wydziela się metaliczny sód (jak moglibyście się spodziewać), lecz bezbarwny 

gaz, którym jest wodór, a na anodzie − podobnie jak w poprzednim przypadku − gaz 

żółtozielony. 

Reakcje elektrodowe zachodzące podczas procesu elektrolizy wodnego roztworu NaCl przedstawmy 

na schemacie: 

Rys. 8.13. Schematyczne 

przedstawienie procesów 

zachodzących podczas 

elektrolizy wodnego roztworu 

NaCl 

Katoda (–); Na + , H 2 O 

2H 2 O + 2e 2OH – + H 2 

redukcja katodowa 

Anoda (+); Cl – , H 2 O 

2Cl – Cl 2 + 2e 

utlenianie anodowe 

Gdybyśmy przeprowadzili elektrolizę np. roztworu H 2 SO 4 lub innego tlenowego kwasu 

nieorganicznego, to przekonalibyśmy się, że produktami są wodór i tlen, a zachodzące 

reakcje można zapisać następująco: 

K (–) 4H + + 4e 2H 2 

A (+) 2H 2 O 4H + + O 2 + 4e 

Podsumowując wykonane doświadczenia, możemy wyciągnąć pewne wnioski.


Na skutek przepływu prądu przez elektrolit jony dodatnie (kationy) poruszają się do ujemnej 

katody, zaś ujemne aniony do dodatniej anody. 

Na katodzie zachodzą zawsze procesy redukcji: 

K (–) M n+ + ne M (wydziela się metal) 

lub 2H 2 O + 2e 2OH – + H 2 (wydziela się wodór) 

Proces drugi zachodzi w przypadku elektrolizy roztworów zawierających jony najbardziej 

aktywnych metali (np. K + , Na + , Ca 2+ ). 

Na anodzie zachodzą procesy utleniania, np.: 

A (+) X – X + e (utlenienie anionu) a 

2H 2 O 4H + + O 2 + 4e (utlenianie tlenu zawartego w wodzie) b 

M M n+ + ne 

(anodowe utlenianie metali) c 

Z pewnym przybliżeniem można przyjąć, że: 

proces a zachodzi dla prostych anionów (Cl – , Br – , I – ), 

2– 3– 

proces b zachodzi dla anionów złożonych (SO 4 , NO 3– , PO 4 itp.), 

a proces c zachodzi, jeżeli elektrody są zbudowane z metali o wysokim potencjale, np. Cu, 

Hg, a nie są obojętne (np. elektrody wykonane z grafitu). 

Musimy jeszcze pamiętać o jednym bardzo ważnym warunku. Aby zaszedł proces elektrolizy, 

przyłożone napięcie zewnętrzne (rozkładowe) musi być co najmniej równe SEM 

ogniwa, w którym w tych samych warunkach ciśnienia, temperatury i stężenia zachodziłaby 

reakcja identyczna z procesem elektrolizy, lecz biegnąca w kierunku przeciwnym. 

Elektroliza to proces wymuszony (spowodowany przez doprowadzony z zewnątrz prąd 

elektryczny), natomiast reakcje zachodzące w ogniwach to procesy samorzutne. 

Rozpatrzymy jeszcze kilka innych przykładów. 

• Aby otrzymać metal aktywny, np. sód, możemy przeprowadzić elektrolizę stopionej 

soli. Pamiętamy, że w chlorku sodu występuje wiązanie jonowe, a więc w sieci krystalicznej 

znajdują się jony Na + i Cl – . Po stopieniu zostają one „uwolnione”: 

NaCl 

ogrzewanie 

Na + + Cl – 

Procesy elektrodowe będą więc następujące: 

K (–) 2Na + + 2e 2Na 

A (+) 2Cl – Cl 2 + 2e

Elektrochemia 

209 

• Zastanówmy się, jakie produkty powstaną podczas elektrolizy roztworu HNO 3 . 

HNO 3 H + + NO 3 

– 

K (–) 

A (+) 

4H + + 4e 2H 2 

2H 2 O 4H + + O 2 + 4e 

• Porównajmy jeszcze przebieg elektrolizy wodnych roztworów CuSO 4 i Na 2 SO 4 . 

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 

2– 

K (–) 

A (+) 

2Cu 2+ + 4e 2Cu 

2H 2 O 4H + + O 2 + 4e 

w wyniku elektrolizy wodnego roztworu CuSO 4 

na katodzie wydzieli się miedź, a na anodzie 

tlen 

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 

2– 

K (–) 4H 2 O + 4e 2H 2 + 4OH – 

A (+) 2H 2 O 4H + + O 2 + 4e 

przebieg elektrolizy wodnego roztworu 

Na 2SO 4 różni się tylko procesem 

zachodzącym na katodzie 

W wyniku elektrolizy wodnego roztworu Na 2 SO 4 na katodzie wydzieli się wodór, a na 

anodzie − tlen. Warto jeszcze zwrócić uwagę na stosunek objętościowy tych gazów. 

Wodór i tlen wydzielają się w stosunku objętościowym 2 : 1, a więc w istocie zachodzi 

tu proces elektrolizy wody, a jony pochodzące z dysocjacji soli zwiększają jedynie 

przewodnictwo roztworu. 

• Przedstawmy jeszcze przebieg elektrolizy wodnego roztworu soli kwasu karboksylowego, 

np. octanu sodu. 

CH 3 COONa CH 3 COO – + Na + 

K (–) 2H 2 O + 2e H 2 + 2OH – 

A (+) 2CH 3 COO – 2CO 2 + 2 •CH 3 + 2e 

2 •CH 3 = C 2 H 6 

W pierwszym momencie na anodzie powstają bardzo aktywne rodniki •CH 3 , które 

następnie łączą się i powstaje C 2 H 6 . Ostatecznie więc na anodzie będzie wydzielał się 

CO 2 i C 2 H 6 .


• Ciekawie przebiegają procesy elektrolizy mrówczanów oraz soli amonowych. Przeanalizujmy 

ten problem na jednym przykładzie, przedstawiając przebieg elektrolizy 

roztworu mrówczanu amonu. 

HCOONH 4 HCOO – + NH 4 

+ 

K (–) 2NH 4+ + 2e 2NH 3 + H 2 

A (+) 2HCOO – 2CO 2 + H 2 + 2e 

Rozwiążmy jeszcze dwa zadania, odwołując się do procesów zachodzących podczas 

elektrolizy. 


W czasie elektrolizy stopionego chlorku miedzi(II) na anodzie wydzieliło się 112 cm 3 

chloru (warunki normalne). Ile gramów chlorku miedzi(II) poddano elektrolizie? 

g 

CuCl 2 Cu 2+ + 2Cl – 

K (–) 

A (+) 

Cu 2+ + 2e Cu 

2Cl – CI 2 + 2e 

Wiedząc, że: 

1 mol Cl 2 22400 cm 3 

x moli Cl 2 112 cm 3 

3 

1mol ⋅112cm 

x = =0,005 mol 

3 

22400 cm 

Skoro wydzieliło się 0,005 mola Cl 2 , to taka sama liczba moIi CuCl 2 uległa rozkładowi. 

M CuCl2 = 134,5 g/mol czyli: 

1 mol CuCl 2 134,5 g 

0,005 mola y g 

y = 

0,005 mol ⋅ 134,5g 

1 mol 

= 0,67 g 

Odp.: Elektrolizie poddano 0,67 g CuCl 2 .

Elektrochemia 

211 


Podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu(VI) kobaltu(II) wydzieliło się 0,224 dm 3 

tlenu (warunki normalne). Oblicz, ile gramów kobaltu wydzieliło się w trakcie tego 

procesu. 

CoSO 4 Co 2+ + SO 4 

2– 

K (–) 

A (+) 

Co 2+ + 2e Co 

2H 2 O 4H + + O 2 + 4e 

Aby można było obliczyć ilość tlenu, musimy doprowadzić równania elektrodowe do 

postaci, w której liczba elektronów pobranych i oddanych jest taka sama, czyli: 

K (–) 

A (+) 

2Co 2+ + 4e 2Co 

2H 2 O 4H + + O 2 + 4e 

0,224 dm 3 O 2 stanowi 0,01 mola tlenu. Odpowiada to 0,02 molom kobaltu (2 ∙ 0,01 mol) 

1 mol Co 59 g 

0,02 mola Co x g 

x = 0,02 mol ⋅ 59g = 1,18 g 

1 mol 

Odp.: Wydzieliło się 1,18 g kobaltu. 

8.3.1. Prawa elektrolizy 

Po stwierdzeniu, jakie substancje tworzą się na elektrodach, następnym osiągnięciem było 

odkrycie, ile tych substancji powstaje. Michael Faraday w 1833 roku opublikował wnioski 

oparte na bardzo starannych badaniach. Można je wyrazić w dwóch prawach, znanych 

obecnie pod nazwą praw elektrolizy lub praw Faradaya. 

Pierwsze prawo elektrolizy − masa jakiejkolwiek substancji wydzielonej lub roztworzonej 

na elektrodach jest wprost proporcjonalna do ilości elektryczności, która przepłynęła przez 

elektrolit. Możemy to wyrazić wzorem: 

m = k ∙ I ∙ t 

gdzie: 

m − masa substancji wydzielonej na elektrodzie (w g), 

I − natężenie prądu (w A), 

t − czas (w s), 

k − stała (współczynnik elektrochemiczny).


Drugie prawo elektrolizy pozwala obliczyć wartość stałej k: 

k = 

M 

z ⋅ F 

gdzie: 

M − masa molowa jonu ulegającego utlenieniu lub redukcji, 

z − liczba elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej, 

F − stała Faradaya (1 F = 96500 C). 

Prawa te lepiej zrozumiemy, jeżeli rozwiążemy kilka zadań. 


Ile gramów chloru powstanie podczas elektrolizy stopionego chlorku sodu, gdy natężenie 

prądu wynosi 1,00 A, a elektroliza trwa 5 minut? 

Podstawiając do wzoru, otrzymamy: 

m = k ∙ 1,00 A ∙ 5 ∙ 60 s 

Musimy pamiętać, że: 

1 F = 96500 C 

mol 

1A = 1C 

1s 

czyli: 

1 C = A ∙ s 

g 

g 

71 

71 

Z drugiego prawa elektrolizy: k = 

mol 

= 

mol 

C 

A ⋅ s 

2 ⋅ 

96500 2 ⋅96500 

mol 

mol 

I podstawiając ponownie do wzoru (pierwsze prawo Faradaya), otrzymujemy: 

71 g ⋅ 

1A ⋅ 5 60 s 

m = 

mol 

2 96500 A s = 0,11 g 

⋅ 

⋅ 

mol 

Odp.: Wydzieli się 0,11 g chloru. 


Jak długo należy przepuszczać prąd o natężeniu 1A przez roztwór azotanu(V) srebra, 

aby z 25 cm 3 roztworu o stężeniu 0,4 mol/dm 3 całkowicie wydzielić srebro? 

Obliczamy masę srebra zawartą w roztworze. 

0,4 mola Ag 1000 cm 3 roztworu 

x moli 

25 cm 3 roztworu 

0,4 mol ⋅ 25cm 

x = 

3 

1000 cm 

3 

= 0,01 mol Ag

Elektrochemia 

213 

Ponieważ masa molowa srebra wynosi: 

M Ag = 108 

g 

mol 

więc: 1 mol Ag 108 g 

0,01 mola Ag y g 

y = 

0,01 mol 108 g 

= 1,08 g Ag 

1 mol 

Korzystając z pierwszego prawa Faradaya, po przekształceniach otrzymujemy: 

t= m 

k I 

108 g 

wiedząc, że: k = 

1 96500 A s 

1,08 g ⋅1⋅ 

96500 A⋅ 

s 

otrzymujemy: t = 

= 965 s ≅ 16 min 

108 g⋅1A 

Odp.: Elektrolizę należy prowadzić przez mniej więcej 16 min (16 min i 5 s). 


Oblicz łączną objętość gazów (w warunkach normalnych), które wydzielą się w trakcie 

elektrolizy wodnego roztworu siarczanu(VI) sodu prowadzonej w ciągu 1 godziny 

prądem o natężeniu 1 A. 

Elektroliza wodnego roztworu Na 2 SO 4 sprowadza się do elektrolizy wody. Równania procesów 

elektrodowych: 

A (+) 

H 2O 2H + + 1 O2 + 2e 

2 

K (–) 2H 2 O + 2e 2OH – + H 2 

Masa wydzielonego tlenu: 

16 g1A 60 60s 

m O2 = 

2 ⋅ 96500A s 

=0,298 g 

Możemy więc obliczyć objętość wydzielonego tlenu: 

32 g O 2 22,4 dm 3 

0,298 g O 2 x dm 3 

x = 

0,298 g ⋅ 22,4dm 

32 g 

3 

= 0,2086 dm 

3


Analogicznie obliczymy objętość wydzielonego wodoru: 

m H2 

2g ⋅1A 

60 60 s 

= =0,0373g 

2 ⋅ 96500A s 

2 g H 2 22,4 dm 3 

0,0373 g H 2 y dm 3 

y = 

3 

0,0373 g 

22,4dm 

= 0,4178 dm 

2 g 

3 

x + y = 0,2086 dm 3 + 0,4178 dm 3 = 0,6264 dm 3 

Odp.: Łączna objętość wydzielonych gazów wynosi 0,6264 dm 3 . 

PODSUMOWANIE 

Rozpatrując zachowanie metali wobec wody i kwasów beztlenowych, możemy je 

ułożyć według malejącej aktywności. 

Różnicę w aktywności metali wykorzystuje się podczas konstruowania ogniw 

galwanicznych, czyli układów złożonych z dwóch półogniw (elektrod) połączonych 

przegrodą porowatą lub kluczem elektrolitycznym. Ogniwo, dzięki zachodzącym 

reakcjom chemicznym, staje się źródłem energii elektrycznej: 

• metal bardziej aktywny staje się anodą (ujemną elektrodą), na której zachodzą 

zawsze reakcje utlenienia, 

• metal mniej aktywny staje się katodą (dodatnią elektrodą), na której zachodzą 

procesy redukcji. 

Potencjał danego półogniwa zależy głównie od stężenia jonów. Wyznacza się go 

przez porównanie z potencjałem standardowym elektrody wodorowej, który 

przyjęto za równy 0. Posługując się standardową elektrodą wodorową, wyznaczono 

standardowe potencjały dla metali i otrzymano tzw. szereg elektrochemiczny metali. 

Znajomość położenia metali w szeregu elektrochemicznym pozwala przewidzieć 

kierunek przebiegu szeregu reakcji chemicznych, jak również ich aktywność, 

i obliczyć SEM dowolnego ogniwa.

Elektrochemia 

( 


215 

1. Do pięciu probówek z zimną wodą wrzucono następujące metale: sód, miedź, glin, magnez 

i ołów. Probówki, w których nie zaszła reakcja chemiczna, ogrzano. Następnie do probówek, 

w których pozostały niereagujące z wodą metale, wlano kwas solny, a w końcu stężony kwas 

azotowy(V). 

Opisz obserwacje i napisz odpowiednie równania reakcji. 

2 Korzystając z szeregu napięciowego metali, wskaż, w których spośród wymienionych przykładów 

zajdzie reakcja chemiczna. 

Napisz równania reakcji chemicznych w formie cząsteczkowej i jonowej skróconej. 

a) ZnSO 4 + Cu 

b) AgNO 3 + Cu 

c) CuSO 4 + Fe 

d) Al(NO 3 ) 3 + Ni 

3. Na podstawie szeregu napięciowego metali oceń, które metale – złoto, cynk, czy srebro 

– mogą pełnić funkcję reduktorów następujących kationów: 

a) Cu 2+ 

b) Ca 2+ 

c) Ni 2+ 

d) Hg 2+ 

4. Zapisz schemat ogniw według międzynarodowej konwencji oraz równania reakcji zachodzących 

na katodzie i anodzie: 

a) ogniwa litowo–kadmowego, 

b) ogniwa glinowo–niklowego. 

Oblicz i porównaj SEM tych ogniw.


O odkrywcy praw elektrolizy… 

Michael Faraday (1791−1867) 

Michael Faraday urodził się w małym miasteczku 

Newington pod Londynem, w rodzinie 

ubogiego kowala. Był jednym z dziewięciorga 

dzieci. Po przeprowadzce do Londynu 

Faraday od 13. roku życia pracował u introligatora. 

Oprawiając książki, zetknął się z popularnymi 

wykładami z fizyki i chemii, które 

go niezmiernie zainteresowały, a szczególnie 

zwrócił uwagę na informacje o elektryczności. 

Swoje skromne oszczędności przeznaczył 

na zakup prostych urządzeń i na wstęp na 

cykl wykładów w City Philosophical Society. 

Było to stowarzyszenie założone w celach samokształceniowych 

dla młodych, utalentowanych 

ludzi. Podczas spotkań wygłosił swój 

pierwszy wykład o elektryczności. 

Zwrotnym punktem w życiu Faradaya 

było wysłuchanie serii odczytów H. Davyego. 

Wtedy to Faraday zwrócił się do znanego już 

uczonego o przyjęcie do pracy w jego instytucie 

na etacie laboranta. Dzięki niezwykle 

sumiennej i wytrwałej pracy oraz wielkim 

zdolnościom eksperymentatorskim szybko 

stał się sławny. Odkrył zjawiska indukcji elektromagnetycznej, 

diamagnetyzmu, sformułował 

prawa elektrolizy. Faraday odkrywał 

prawa przyrody poprzez wnikliwe obserwacje 

i eksperymenty; nie kierował się znanymi 

wówczas teoriami. 

Zawsze lubił odbywać długie wycieczki, 

był znakomitym piechurem. Pokonanie 50 km 

stanowiło dla niego tylko przechadzkę. Nigdy 

nie zapominał o młodych ludziach borykających 

się z trudnościami materialnymi. 

Nie wyrzekł się również introligatorstwa. Do 

dzisiaj w Royal Institution (w Londynie) jest 

przechowywany pięknie oprawiony przez 

Faradaya tom, w którym zebrał otrzymane 

dyplomy. 

Fot. 8.6. 

Elektrolizer 

laboratoryjny 

służący do 

otrzymywania 

gazowego 

tlenu i wodoru 

Fot. 8.7. Zakład produkujący chlor 

do celów przemysłowych

Ogniwa paliwowe 

Najnowszym typem ogniw, z którymi wiąże się 

duże nadzieje, są tzw. ogniwa paliwowe. Dzięki nim 

możliwe jest uzyskiwanie energii elektrycznej bez 

produkowania przy tym substancji szkodliwych dla 

środowiska. Paliwem w takich ogniwach może być 

np. gazowy wodór. Na anodzie ogniwa zachodzi 

utlenianie wodoru, a na katodzie − redukcja tlenu. 

Procesy te możemy przedstawić za pomocą równań: 

Anoda: 

Katoda: 

2H 2 4H + + 4e 

O 2 + 4H + + 4e 2H 2 O 

Sumarycznie pracę ogniwa paliwowego można 

przedstawić jednym równaniem: 

Fot. 8.8. Od grudnia 2010 roku 

w Londynie na stałe działa stacja paliwa 

wodorowego Air Products 

2H 2 + O 2 = 2H 2 O 

Ogniwo paliwowe jest ekologicznym źródłem 

energii, ponieważ podczas jego pracy powstaje tylko 

woda. Mimo że zasada działania ogniwa paliwowego 

jest znana, próby praktycznego zastosowania 

tych ogniw spotykają się z różnymi trudnościami. 

Obecnie w wielu krajach przeznaczane są ogromne 

nakłady finansowe na badania mające na celu skonstruowanie 

użytecznych ogniw paliwowych. 

Fot. 8.9. Londyński autobus wykorzystujący 

jako paliwo gazowy wodór 

Zdjęcia zamieszczono dzięki uprzejmości 

Air Products, www.airproducts.com.pl 

Baterie w rozrusznikach serca 

Na pewno słyszeliście o ludziach uratowanych 

przez wszczepienie im stymulatorów 

pracy serca, zwanych potocznie rozrusznikami. 

Rozruszniki serca są zasilane przez 

baterie, które muszą spełniać bardzo wysokie 

wymagania, ponieważ są wprowadzone 

do ludzkiego ciała. Powinny być lekkie, mechanicznie 

odporne, zdolne do pracy przez 

długi czas. 

Pierwsze rozruszniki „pracowały” 2 lata, 

a obecne − nawet do 20 lat. Chemicy zastosowali 

lit do budowy baterii, jednak z powodu 

jego dużej aktywności trzeba było wynaleźć 

bardziej niewodny elektrolit. W wyniku 

wielu badań skonstruowano baterię, w której 

rolę elektrolitu odgrywa jod w postaci 

związku koordynacyjnego. Powstała bateria 

jodowo– litowa, która ma zastosowanie biomedyczne 

i jest używana m.in. właśnie do 

zasilania rozruszników serca. 

Fot. 8.10. Rozrusznik 

serca służy 

do elektrycznego 

pobudzania rytmu 

pracy serca

Z chemią w przyszłość

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?