Z chemią w przyszłość
Podręcznik WSiP dla szkół ponadgimnazjalnych.
Podręcznik WSiP dla szkół ponadgimnazjalnych.
- TAGS
- ogniw
Create successful ePaper yourself
Turn your PDF publications into a flip-book with our unique Google optimized e-Paper software.
•Kluz<br />
<br />
<br />
ZGODNY<br />
Z WYMAGANIAMI<br />
od<br />
2015<br />
<br />
<br />
<br />
<br />
1
SPIS TREŚCI<br />
Rozdział 1. Od al chemii do che mii współ cze snej ..................................................11<br />
Rozdział 2. Od mikro- do makroświata ............................................................21<br />
2.1. Sub stan cje che micz ne i ich prze mia ny .........................................................22<br />
2.2. Budowa atomów ..............................................................................24<br />
2.3. Rozmiary i masy atomów ......................................................................28<br />
2.4. Klasyfikacja pierwiastków chemicznych ........................................................30<br />
2.4.1. Historia klasyfikacji pierwiastków chemicznych ...........................................30<br />
2.4.2. Współczesny układ okresowy ............................................................32<br />
2.5. Budowa cząsteczek – wiązania chemiczne ......................................................34<br />
2.5.1. Rodzaje wiązań chemicznych ............................................................37<br />
2.5.2. Rodzaj wiązania a właściwości substancji .................................................43<br />
Rozdział 3. Reakcje chemiczne i ich objawy .......................................................49<br />
3.1. Równania reakcji chemicznych .................................................................50<br />
3.1.1. Efekty towarzyszące reakcjom chemicznym ...............................................52<br />
3.2. Reakcje utleniania-redukcji ....................................................................56<br />
3.2.1. Praktyczne znaczenie reakcji utleniania-redukcji ..........................................62<br />
3.3. Reakcje w roztworach wodnych................................................................64<br />
3.3.1. Dysocjacja elektrolityczna ................................................................65<br />
3.3.2. Reakcje zobojętniania ...................................................................70<br />
3.3.3. Strącanie osadów ........................................................................73<br />
3.3.4. Procesy hydrolizy soli ....................................................................76<br />
Rozdział 4. Podstawy obliczeń chemicznych ......................................................83<br />
4.1. Mol i masa molowa ............................................................................84<br />
4.2. Podstawowe prawa chemiczne ................................................................89<br />
4.3. Prawa gazowe .................................................................................92<br />
4.4. Obliczenia stechiometryczne ..................................................................97<br />
Rozdział 5. Roztwory .............................................................................103<br />
5.1. Charakterystyka roztworów ..................................................................104<br />
5.2. Stężenia roztworów ..........................................................................109<br />
5.3. Układy koloidalne . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 120<br />
5.3.1. Metody otrzymywania roztworów koloidalnych .........................................121<br />
5.3.2. Właściwości koloidów ..................................................................123<br />
5.3.3. Koloidy w życiu codziennym ............................................................127<br />
Rozdział 6. Kinetyka reakcji chemicznych ........................................................135<br />
6.1. Warunki zachodzenia reakcji chemicznych ....................................................137<br />
6.2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych ........................................138<br />
6.3. Wpływ katalizatorów na szybkość reakcji chemicznych ........................................145
Rozdział 7. Stan równowagi w reakcjach chemicznych ...........................................157<br />
7.1. Reakcje odwracalne ..........................................................................158<br />
7.2. Prawo działania mas ..........................................................................160<br />
7.3. Czynniki zmieniające stan równowagi reakcji .................................................162<br />
7.4. Równowagi w roztworach słabych elektrolitów ...............................................168<br />
7.4.1. Prawo rozcieńczeń Ostwalda ............................................................169<br />
7.4.2. Iloczyn jonowy wody ...................................................................172<br />
7.4.3. Iloczyn rozpuszczalności ................................................................175<br />
Rozdział 8. Elektrochemia ........................................................................183<br />
8.1. Aktywność chemiczna metali .................................................................184<br />
8.2. Ogniwa galwaniczne .........................................................................189<br />
8.2.1. Siła elektromotoryczna ogniw. Szereg elektrochemiczny metali ..........................191<br />
8.2.2. Różne rodzaje ogniw ...................................................................194<br />
8.2.3. Zastosowanie ogniw ...................................................................195<br />
8.2.4. Korozja elektrochemiczna ..............................................................197<br />
8.3. Procesy elektrolizy ...........................................................................199<br />
8.3.1. Prawa elektrolizy .......................................................................205<br />
Rozdział 9. Efekty energetyczne reakcji chemicznych ............................................213<br />
9.1. Podstawowe pojęcia stosowane w termochemii ..............................................214<br />
9.2. Prawa termochemiczne ......................................................................216<br />
Rozdział 10. Budowa atomów i cząsteczek .......................................................225<br />
10.1. Jądro atomowe ..............................................................................226<br />
10.1.1. Izotopy ................................................................................226<br />
10.1.2. Promieniotwórczość naturalna i sztuczna ..............................................228<br />
10.2. Elektrony w atomach .........................................................................234<br />
10.2.1. Dualizm korpuskularno-falowy elektronu ..............................................235<br />
10.2.2. Zasada nieoznaczoności ...............................................................236<br />
10.2.3. Liczby kwantowe ......................................................................237<br />
10.2.4. Funkcje falowe ........................................................................240<br />
10.2.5. Obsadzanie orbitali atomowych .......................................................242<br />
10.3. Elektrony w cząsteczkach .....................................................................245<br />
10.3.1. Hybrydyzacja orbitali atomowych ......................................................251<br />
10.3.2. Koncepcja VSEPR ......................................................................254<br />
10.3.3. Budowa wybranych cząsteczek wieloatomowych ......................................257<br />
Zakończenie ......................................................................................262<br />
Zmiany elektroujemności pierwiastków ...........................................................263<br />
Rozpuszczalność soli i wodorotlenków w wodzie w temp. 298 K ....................................264<br />
Stałe dysocjacji wybranych kwasów w roztworach wodnych .......................................265<br />
Stałe dysocjacji wybranych zasad w roztworach wodnych .........................................265<br />
Iloczyny rozpuszczalności trudno rozpuszczalnych związków w wodzie w temp. 293 K..............266<br />
Szereg elektrochemiczny metali ...................................................................266<br />
Indeks ............................................................................................267<br />
Źródła fotografii ..................................................................................269
6<br />
W poszczególnych rozdziałach spotkacie się<br />
z następującymi oznaczeniami:<br />
Treści bardzo ważne (np. definicje, prawa) obwiedziono ramką.<br />
Równanie reakcji jest to umowny i uproszczony zapis przedstawiający przebieg danej<br />
przemiany chemicznej.<br />
Szczególną rolę<br />
w naszej książce<br />
odgrywają<br />
doświadczenia.<br />
Każdy opis doświadczenia<br />
składa się z numeru<br />
(wskazującego<br />
rozdział i kolejność<br />
doświadczeń w obrębie<br />
rozdziału).<br />
N<br />
Doświadczenie 3.1<br />
Synteza jodku magnezu<br />
W porcelanowej parowniczce lub na małej szalce szklanej umieszczamy niewielką ilość wiórków<br />
mag nezowych i rozdrobnionego jodu 1 . Czy zauważyliście jakieś objawy świadczące o zachodzeniu<br />
reakcji? Teraz z zakraplacza dodajemy kilka kropel wody 2 .<br />
HO 2<br />
Mg+I 2<br />
1 2<br />
Po zmieszaniu substratów nie obserwujemy żadnych zmian, ale po dodaniu wody zachodzi<br />
gwałtowna reakcja. Przebieg tego procesu możemy opisać równaniem reakcji:<br />
Mg + I2 = MgI2<br />
Dla większego bezpieczeństwa doświadczenie należy przeprowadzić pod wyciągiem.<br />
Użyte przy doświadczeniach oznaczenia literowe oznaczają:<br />
– doświadczenia, które możecie wykonać samodzielnie<br />
– doświadczenia, które wykona nauczyciel<br />
Aby przybliżyć Wam<br />
obliczenia chemiczne,<br />
umieszczamy rozwiązane<br />
przykłady.<br />
Krok po kroku wyjaśniają<br />
one, w jaki sposób<br />
należy rozwiązywać<br />
zadania rachunkowe<br />
w chemii.<br />
( PRZYKŁAD 4.1 )<br />
Oblicz, ile atomów fosforu znajduje się w 0,25 mola tlenku fosforu(V).<br />
Najpierw dokonamy molowej interpretacji wzoru P4O10.<br />
1 mol P4O10 zawiera 4 mole atomów fosforu i 10 moli atomów tlenu. Możemy więc ułożyć<br />
proporcję:<br />
zawiera<br />
1 mol P4O10<br />
4 ∙ (6,02 ∙ 10 23 ) atomów fosforu<br />
zawiera<br />
0,25 mola P4O10<br />
x atomów fosforu<br />
Z tej proporcji wyliczymy, że:<br />
x = 0,25 mola ⋅ 4 ⋅ (6,02 ⋅ 1023 ) atomów<br />
= 6,02 ∙ 10 23 atomów<br />
1 mol<br />
Możemy więc zapisać odpowiedź:<br />
Odp.: 0,25 mola P4O10 zawiera 6,02 ∙ 10 23 atomów fosforu.
7<br />
Na zakończenie każdego rozdziału umieściliśmy zadania, które w ramach treningu<br />
samodzielnie należy rozwiązać w domu.<br />
(( ZADANIA ))<br />
1. Poniżej podano wzory soli znanych Ci z nauki chemii w gimnazjum:<br />
CaCO 3, K 2CO 3, Na 2S, CuS, Mg 3(PO 4) 2, KCl, KNO 3, FeSO 4<br />
Podaj nazwy tych soli, a następnie określ, które z nich ulegają procesowi hydrolizy − podaj<br />
uzasadnienie odpowiedzi.<br />
Pragniemy Wam również przybliżyć biografie chemików, których odkrycia<br />
przyczyniły się do obecnego wyglądu tej ważnej nauki, jaką jest chemia.<br />
Amadeo Avogadro był profesorem fizyki matematycznej na uniwersytecie<br />
w Turynie. Zajmował się atomistyczną teorią budowy materii.<br />
Wynalazł metodę wyznaczania mas atomowych pierwiastków oraz wyznaczył<br />
liczbę indywiduów znajdujących się w 1 molu. Od jego nazwiska<br />
nazywamy ją liczbą Avogadra.<br />
Amadeo Avogadro<br />
(1776–1856)<br />
ciekawostka<br />
W tekście umieszczono również<br />
ciekawostki nawiązujące do<br />
aktualnie omawianych zagadnień.<br />
Woda królewska to<br />
mieszanina stężonego<br />
HCl i stężonego HNO 3<br />
zmieszanych w stosunku<br />
objętościowym 3 : 1.<br />
Fot. 8.3. Woda królewska<br />
Niektóre zagadnienia przedstawiono<br />
w humorystycznej formie i oznaczono<br />
podpisem „na wesoło”,<br />
co ułatwi Wam zapamiętanie<br />
materiału.<br />
2Fe(III)<br />
2Fe(II)<br />
e e<br />
e<br />
e<br />
Sn(II)<br />
Sn(IV)
Fot. 1.6. Moździerze to<br />
jedne z najstarszych<br />
naczyń aptecznych.<br />
W nich rozdrabniano,<br />
ucierano i mieszano<br />
surowce naturalne,<br />
z których wyrabiano leki<br />
Fot. 1.5. Mumifikowanie<br />
zwłok wymagało od<br />
egipskich kapłanów<br />
poznania niektórych<br />
tajników wiedzy<br />
chemicznej<br />
Fot. 1.7. Producenci komputerów<br />
prześcigają się w tym, aby rozmiary<br />
procesorów były jak najmniejsze, co wiąże<br />
się z postępem miniaturyzacji i mniejszym<br />
zużyciem energii<br />
Fot. 1.8. Cybernetyczny nóż, wysyłając<br />
wiązkę promieniowania rzędu 0,5−1 nm,<br />
precyzyjnie niszczy nawet niewielkie<br />
zmiany nowotworowe w obrębie głowy,<br />
rdzenia kręgowego i miednicy<br />
Fot. 1.9. Naukowcy twierdzą,<br />
że nanoroboty mogłyby<br />
służyć do identyfikowania<br />
i niszczenia komórek<br />
z wadami genetycznymi<br />
8<br />
Na końcu każdego rozdziału znajdziecie:<br />
Krótkie<br />
podsumowanie<br />
rozdziału<br />
zestawiające<br />
najważniejsze<br />
treści.<br />
PODSUMOWANIE<br />
Podstawową jednostką liczności materii stosowaną w mikroświecie jest mol. Jest to<br />
zbiór 6,02 ∙ 10 23 indywiduów chemicznych.<br />
Masa 1 mola substancji wyrażona gramach to masa molowa.<br />
Rozpatrując reakcje zachodzące pomiędzy gazami, posługujemy się pojęciem objętości<br />
molowej. 1 mol dowolnego gazu w warunkach normalnych ma objętość<br />
22,4 dm 3 .<br />
Z <strong>chemią</strong> w tle<br />
– ta część przedstawia ciekawe zagadnienia<br />
z kart historii chemii oraz<br />
niektóre interesujące zastosowania<br />
tej nauki. Przedstawione w tej części<br />
informacje na pewno Was zaciekawią<br />
i sprawią, że na chemię spojrzycie jak<br />
na naukę, która obejmuje wiele dziedzin<br />
życia, z czego może nie zawsze<br />
zdawaliście sobie sprawę.<br />
Z <strong>chemią</strong> w tle<br />
Co oznacza słowo chemia?<br />
Znaczenie i pochodzenie słowa chemia okrywa mgła tajemnicy.<br />
Jedni historycy twierdzą, że chem oznacza ‘czerń’, synonim<br />
Czarnego Kraju – Egiptu, gdzie rozwijała się ta nauka<br />
– zarezerwowana wyłącznie dla wtajemniczonych.<br />
Z drugiej strony Chimes lub Chemes to synowie biblijnego<br />
Chama, według legendy zajmujący się praktykami chemicznymi.<br />
Istnieją również podejrzenia, że słowo to pochodzi od<br />
greckiego chyma i oznacza ‘odlew metalowy’, przetwarzanie<br />
metali nieszlachetnych w szlachetne.<br />
Niektórzy uważają zaś, że nazwa chemia pochodzi z języka<br />
hebrajskiego lub syryjskiego i nawiązuje do dzieła alchemicznego<br />
Kumija.<br />
Moździerz − odbicie minionych epok<br />
Słowo moździerz wywodzi się z języka łacińskiego<br />
(mortarium), zaś tłuczek służący<br />
do rozdrabniania i ucierania substancji to<br />
pistel (łac. pistillum).<br />
Pierwsze wzmianki o używaniu moździerzy<br />
do przygotowywania środków leczniczych<br />
pochodzą już z I wieku n.e. Posługiwali się<br />
nimi Rzymianie, a następnie Arabowie i Persowie.<br />
Z przekazów wiadomo, że naczynia te<br />
służyły także do doświadczeń alchemicznych.<br />
Moździerze wykonywano z różnych tworzyw.<br />
Starożytni zwykle wyrabiali je z drewna<br />
lub kamienia. W średniowieczu pojawiły<br />
się moździerze z brązu, już w XVI wieku były<br />
masowo odlewane z żeliwa, a 200 lat później<br />
z mosiądzu. Wkrótce po tym w handlu były<br />
dostępne moździerze porcelanowe.<br />
Zmiana materiału, z którego wykonywano<br />
moździerze, była podyktowana rozwojem<br />
chemii i farmacji. Zauważono, że nie<br />
każde tworzywo nadaje się do wyrobu naczyń,<br />
ponieważ część z nich zmienia barwę<br />
podczas ucierania substancji. Zmiana zabarwienia<br />
była wynikiem reakcji chemicznej,<br />
jaka zachodziła między tworzywem moździerza<br />
a rozdrabnianą substancją. Alchemicy<br />
widzieli w tym zjawisku tajemniczą moc<br />
moździerzy. Miała ona wywierać wpływ na<br />
ucierane surowce i ich związki, co objawiało<br />
się zmianą koloru.<br />
Nanotechnologia, czyli co słychać<br />
w nanoświecie<br />
Nanotechnologia jest obecnie niezwykle popularną<br />
dziedziną nauki. Zajmuje się projektowaniem<br />
i tworzeniem rozmaitych materiałów, struktur<br />
i urządzeń w rozmiarach nanometrycznych<br />
(1 nm to miliardowa część metra − 10 –9 m).<br />
Ze strukturami i urządzeniami w nanoskali naukowcy<br />
wiążą ogromne nadzieje na innowacyjne<br />
rozwiązania w wielu dziedzinach życia, m.in.:<br />
medycynie, technologii informacyjnej, przemyśle,<br />
ochronie środowiska. Nanotechnologia budzi jednak<br />
również wiele kontrowersji.<br />
Oznaczenia kolorystyczne wykorzystane w książce:<br />
Treści nadobowiązkowe umieszczono na niebieskim tle.<br />
Treści, które dotyczą zagadnień omówionych w pierwszej klasie liceum, oznaczono<br />
na brzegu strony szarym paskiem. Pamiętaj, że materiał z pierwszej klasy również<br />
obo wiązuje Cię do egzaminu maturalnego – czytając wskazane fragmenty, masz okazję<br />
go powtórzyć.
9<br />
Do podręcznika dołączono:<br />
• skalę elektroujemności,<br />
• tablicę rozpuszczalności,<br />
• wartości stałych dysocjacji wybranych kwasów i zasad,<br />
• wartości iloczynów rozpuszczalności wybranych trudno rozpuszczalnych związków<br />
chemicznych,<br />
• szereg elektrochemiczny metali,<br />
• układ okresowy pierwiastków.<br />
Chcielibyśmy, aby przestudiowanie tego podręcznika ułatwiło Wam zrozumienie, że:<br />
Gdy się uczysz, odkrywasz to, co już dawno wiesz,<br />
Gdy wprowadzasz to w czyn, udowadniasz, że posiadasz wiedzę.<br />
Pragniemy również podziękować wszystkim osobom, które przyczyniły się do nadania<br />
ostatecznej formy temu podręcznikowi.<br />
Gorąco dziękujemy Pani prof. dr hab. Zofii Stasickiej za wnikliwe uwagi i recenzje<br />
merytoryczne rozdziałów z chemii ogólnej, Pani prof. dr hab. Ewie Brocławik za<br />
pomoc w przedstawieniu budowy atomów i cząsteczek na podstawie elementów<br />
mechaniki kwantowej, a głównie za rozstrzygnięcie problemu, jak dalece te trudne<br />
zagadnienia możemy upraszczać, aby być w zgodzie z naukowymi podstawami tej<br />
dziedziny wiedzy, oraz Panu prof. dr. hab. Marianowi Jaskule za wszechstronną,<br />
życzliwą dyskusję na temat zagadnień z zakresu elektrochemii.<br />
Dziękujemy również Panu prof. dr. hab. Andrzejowi Burewiczowi i Pani mgr Urszuli<br />
Wolczyńskiej za merytoryczno-dydaktyczną recenzję podręcznika oraz życzliwe<br />
uwagi i Pani dr Marii Jolancie Piaseckiej za recenzję językową.<br />
Autorzy
ozdział 8<br />
Elektrochemia<br />
8.1. Aktywność chemiczna metali .... 184<br />
8.2. Ogniwa galwaniczne ............ 189<br />
8.3. Procesy elektrolizy .............. 199
184 Rozdział 8<br />
8. Elektrochemia<br />
Elektrochemia jest działem chemii fizycznej. Zagadnienia, którymi zajmują się elektrochemicy,<br />
stanowią pogranicze chemii i fizyki. My będziemy się zajmować tylko pewnym<br />
wycinkiem tej nauki.<br />
Pora więc odpowiedzieć na pytanie, czym zajmuje się elektrochemia. Już sama nazwa<br />
tej nauki wskazuje na jej związek z prądem elektrycznym. Tak jest istotnie. Najogólniej<br />
możemy stwierdzić, że elektrochemia zajmuje się reakcjami chemicznymi, w których wyniku<br />
dochodzi do wytworzenia prądu elektrycznego (różnicy potencjałów), oraz skutkami<br />
przepływu prądu przez elektrolity stopione lub ich wodne roztwory.<br />
A czy pamiętamy, na czym polega przepływ prądu elektrycznego? Zapewne większość<br />
z Was odpowie, że na przepływie elektronów. Nic więc dziwnego, że podstawą wszelkich<br />
procesów elektrochemicznych są procesy utleniania-redukcji. Doskonale pamiętamy, że<br />
każda taka reakcja polega na wymianie elektronów między utleniaczem i reduktorem,<br />
a więc w istocie stanowi maleńki układ elektryczny. Na początku zajmiemy się różnymi<br />
reakcjami metali. Będzie to także doskonała okazja, aby przypomnieć sobie reakcje<br />
utleniania-redukcji.<br />
8.1. Aktywność chemiczna metali<br />
Fot. 8.1. Złoto rodzime<br />
Fot. 8.2. Sód<br />
natychmiast reaguje<br />
z tlenem zawartym<br />
w powietrzu, dlatego<br />
przechowuje się go<br />
w nafcie<br />
Zdecydowana większość odkrytych pierwiastków<br />
to metale. Mają one wiele wspólnych<br />
cech, np.: przewodzą prąd elektryczny,<br />
są dobrymi przewodnikami ciepła, mają połysk,<br />
są kowalne, większość z nich ma charakterystyczną<br />
srebrzystoszarą barwę.<br />
Oprócz podobieństw mają jednak również<br />
wiele odmiennych właściwości, np. różną gęstość,<br />
różne wartości temperatury topnienia,<br />
a przede wszystkim różnią się aktywnością<br />
chemiczną.<br />
Pamiętacie zapewne, że sód natychmiast<br />
reaguje z tlenem i innymi składnikami powietrza,<br />
a jego powierzchnia pokrywa się<br />
nalotem różnych związków, szlachetne złoto<br />
pozostaje zaś niezmienione.<br />
Wykonajmy teraz kilka doświadczeń.
Elektrochemia<br />
185<br />
N<br />
Doświadczenie 8.1<br />
Reakcje metali z wodą<br />
Do trzech probówek zawierających po ok. 4 cm 3 wody wrzucamy kolejno: mały (wielkości ziarna pszenicy)<br />
kawałek sodu, kilka wiórków magnezu (lub kawałki wstążki magnezowej) oraz kawałki blaszki<br />
miedzianej 1 . Probówki, w których nie zaobserwowaliśmy żadnego efektu, ostrożnie podgrzewamy 2 .<br />
Na Mg Cu<br />
HO 2 HO 2 HO 2<br />
Na Mg Cu<br />
Mg<br />
po<br />
1 ogrzaniu<br />
2<br />
Cu<br />
Na podstawie wykonanego doświadczenia możemy stwierdzić, że niektóre metale reagują na<br />
zimno z wodą, wydzielając wodór:<br />
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 <br />
niektóre reagują po podgrzaniu:<br />
Mg + 2H 2 O = Mg(OH) 2 + H 2 <br />
ale są też metale, np. miedź, które z wodą nie reagują.<br />
Wykonajmy kolejne doświadczenie.<br />
N<br />
Doświadczenie 8.2<br />
Reakcje metali z kwasami<br />
Do sześciu probówek wprowadzamy małe kawałki metali, a następnie do każdej z nich wlewamy<br />
ok. 4 cm 3 roztworu kwasu solnego o stężeniu 1 mol/dm 3 .<br />
roztwór HCl<br />
Mg<br />
Al<br />
Zn<br />
Cu<br />
Fe<br />
Mn<br />
Mg<br />
Al Zn Cu Fe Mn<br />
Obserwując przebieg tego doświadczenia, możemy stwierdzić, że metale różnią się aktywnością.<br />
Najgwałtowniej reagował magnez, słabiej: glin, cynk, żelazo i mangan, a miedź również w tym<br />
doświadczeniu wykazała bierność chemiczną. W tych przypadkach, w których zachodziła reakcja,<br />
wydzielał się wodór, np.:<br />
Mg + 2HCl = MgCl 2 + H 2
186 Rozdział 8<br />
Spróbujmy teraz sprawdzić zachowanie miedzi w stosunku do kwasów silnie utleniających.<br />
N<br />
Doświadczenie 8.3<br />
Reakcja miedzi z kwasem azotowym(V)<br />
Do probówki wrzucamy kilka kawałków blaszki<br />
miedzianej lub drutu miedzianego oraz wlewamy<br />
ok. 3 cm 3 stężonego kwasu azotowego(V).<br />
Dla większego bezpieczeństwa doświadczenie należy przeprowadzić<br />
pod wyciągiem.<br />
stęż.<br />
roztwór HNO 3<br />
Po chwili obserwujemy wydzielanie się brunatnego<br />
gazu, którym jest tlenek azotu(IV):<br />
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O<br />
Cu<br />
Gdybyśmy do doświadczenia użyli rozcieńczonego roztworu HNO 3 , przebieg reakcji<br />
byłby inny, a zamiast NO 2 wydzieliłby się NO:<br />
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O<br />
Podobnie zachowuje się miedź wobec niektórych innych kwasów, np. stężonego kwasu<br />
siarkowego(VI):<br />
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O<br />
ciekawostka<br />
Woda królewska to<br />
mieszanina stężonego<br />
HCl i stężonego HNO 3<br />
zmieszanych w stosunku<br />
objętościowym 3 : 1.<br />
Fot. 8.3. Woda królewska<br />
Porównując przebieg reakcji różnych me ta -<br />
li z kwasami, możemy stwierdzić, że większość<br />
z nich redukuje wodór zawarty w kwasach,<br />
ale niektóre, np. miedź, reduku ją niemetale<br />
wchodzące w skład reszt kwa sowych.<br />
Złoto czy platyna „poddaje się” dopiero<br />
działaniu tzw. wody królewskiej. Podczas<br />
re akcji złota z wodą królewską powstaje<br />
związek koordynacyjny H[AuCl 4 ] (kwas<br />
tetrachlorozłotowy(III)). Budowę takich<br />
związków poznacie podczas dalszej nauki<br />
chemii.
Elektrochemia<br />
187<br />
Podsumowując rezultaty przeprowadzonych<br />
doświadczeń, możemy stwierdzić, że<br />
niektóre metale reagują już z zimną wodą,<br />
inne dopiero po ogrzaniu, a jeszcze inne<br />
z kwasami. Te najszlachetniejsze wchodzą<br />
w reakcje tylko z kwasami o najsilniejszych<br />
właściwościach utleniających. Możemy więc<br />
stwierdzić, że metale różnią się aktywnością<br />
i uszeregować je np. według malejącej<br />
aktywności.<br />
malejąca aktywność metali<br />
K<br />
Na<br />
Mg<br />
Al<br />
Zn<br />
Fe<br />
Sn<br />
Pb<br />
Cu<br />
Hg<br />
Ag<br />
rozkładają wodę na zimno<br />
ogrzane rozkładają parę<br />
wodną<br />
wypierają wodór z kwasów<br />
reagują tylko z kwasami<br />
wykazującymi najsilniejsze<br />
właściwości utleniające<br />
Zmieniającą się aktywność metali przedstawiamy<br />
również w postaci poziomego szeregu,<br />
w którym metale są uporządkowane<br />
według malejącej aktywności. W szeregu tym często umieszcza się wodór. Przykładowy<br />
szereg aktywności metali zamieszczono poniżej:<br />
K, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H , Cu, Ag, Hg, Au<br />
Metale leżące w szeregu przed wodorem (metale nieszlachetne) mogą redukować wodór<br />
z kwasów. Za wodorem umieszczone są metale, które nie redukują wodoru z kwasów<br />
(metale szlachetne).<br />
Wykonajmy jeszcze jedno doświadczenie, które pozwoli dodatkowo przekonać się, że<br />
metale różnią się aktywnością.<br />
N<br />
Doświadczenie 8.4<br />
Reakcje metali z roztworami soli<br />
Do 4 małych zlewek wlewamy<br />
roztwory siarczanu(VI) miedzi(II)<br />
− CuSO 4 i siarczanu(VI)<br />
żelaza(II) − FeSO 4 zgodnie z rysunkiem<br />
obok, a następnie<br />
wprowadzamy metale (mogą<br />
być w formie blaszek, prętów<br />
lub granulek). Porównujemy wygląd<br />
blaszek przed zanurzeniem<br />
do roztworów 1 i po ich wyjęciu<br />
z roztworów 2 .<br />
roztwór<br />
CuSO 4<br />
1<br />
2<br />
Fe<br />
Zn<br />
roztwór<br />
CuSO 4<br />
Au<br />
Pt<br />
roztwór<br />
CuSO 4<br />
Al<br />
roztwarzają się tylko<br />
w wodzie królewskiej<br />
roztwór<br />
FeSO 4<br />
Cu<br />
1 2 3 4<br />
Fe Zn Al Cu
188 Rozdział 8<br />
W zlewkach 1., 2. i 3. metale pokryły się nalotem miedzi (czarny nalot na płytce cynkowej pochodzi<br />
od silnie rozdrobnionej miedzi), w zlewce 4. nie zaobserwowano żadnych zmian. Przyczyną<br />
zmian obserwowanych w 3 pierwszych zlewkach są następujące reakcje:<br />
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu<br />
CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu<br />
3CuSO 4 + 2Al = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu<br />
Stwierdziliśmy jednocześnie, że brak jakichkolwiek efektów w 4. zlewce świadczy o tym, że<br />
reakcja nie zachodzi:<br />
FeSO 4 + Cu reakcja nie zachodzi<br />
Przebieg tego doświadczenia pozwala nam sformułować wniosek, że żelazo, glin i cynk są aktywniejsze<br />
od miedzi.<br />
Wyniki powyższego doświadczenia prowadzą do bardziej ogólnego wniosku. Możemy stwierdzić,<br />
że każdy aktywniejszy metal może redukować jony metalu o mniejszej aktywności, np.:<br />
I 0<br />
Sn + 2AgNO 3 = Sn(NO 3 ) 2 + 2Ag<br />
II 0<br />
Mn + CuCl 2 = MnCl 2 + Cu<br />
Przypomnieliśmy przebieg reakcji różnych metali z różnymi kwasami. Należy jednak<br />
zaznaczyć, że oprócz tych typowych reakcji znanych jest wiele procesów, których przebieg,<br />
a zatem także rodzaj powstających produktów, zależy od rodzaju użytego metalu, stężenia<br />
kwasu oraz warunków prowadzenia reakcji. Poniżej opisano niektóre z nich.<br />
Żelazo z rozcieńczonym zimnym kwasem azotowym(V) tworzy azotan(V) żelaza(II),<br />
tlenek azotu(II) oraz wodę, a ze stężonym i gorącym HNO 3 tworzy azotan(V) żelaza(III),<br />
tlenek azotu(IV) oraz wodę.<br />
Ciekawy i różnorodny przebieg mają reakcje cynku z kwasem azotowym(V). Cynk<br />
może redukować azot nie tylko do tlenków, ale nawet do jonu amonowego. W określonych<br />
warunkach może zachodzić reakcja:<br />
4Zn + 10HNO 3 = 4Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O<br />
(( ZADANIA ))<br />
1. W sześciu probówkach znajdowały się następujące metale:<br />
Probówka 1: magnez Probówka 4: miedź<br />
Probówka 2: żelazo Probówka 5: cyna<br />
Probówka 3: srebro Probówka 6: wapń<br />
Do każdej z nich nalano zimną wodę. Probówki, w których nie zaszła reakcja chemiczna,<br />
ogrzano. Z kolei do probówek, w których pozostały niereagujące metale, wlano kwas<br />
solny. Metale, które nie przereagowały z kwasem solnym, przemyto i zadano stężonym<br />
kwasem azotowym(V).<br />
Opisz obserwacje i napisz równania zachodzących reakcji chemicznych.
Elektrochemia<br />
189<br />
2. Korzystając z szeregu aktywności metali (s. 187), wskaż, w których przypadkach zajdzie<br />
reakcja chemiczna:<br />
I. AICI 3 + Cu<br />
II. AgNO 3 + Cu<br />
III. CuSO 4 + Zn<br />
IV. Al(NO 3 ) 3 + Pb<br />
a) I i IV,<br />
b) II i III,<br />
c) I i III,<br />
d) II i IV.<br />
8.2. Ogniwa galwaniczne<br />
W poprzednim rozdziale wykazaliśmy, że metale różnią się aktywnością. Zjawisko to wykorzystuje<br />
się podczas konstruowania ogniw galwanicznych.<br />
Ogniwo galwaniczne to układ złożony z dwóch półogniw (elektrod) połączonych kluczem<br />
elektrolitycznym umożliwiającym przepływ jonów.<br />
Półogniwo stanowi najczęściej wykonana z metalu blaszka zanurzona zazwyczaj w roztworze<br />
jego soli.<br />
Schemat półogniwa przedstawia poniższy rysunek.<br />
Rys. 8.1. Model półogniwa cynkowego<br />
Ogniwo stanowi układ złożony z dwóch półogniw połączonych kluczem elektrolitycznym.<br />
Jest nim najczęściej tzw. U-rurka napełniona nasyconym roztworem elektrolitu, zwykle<br />
chlorku potasu lub azotanu(V) amonu. Jeżeli obie elektrody połączymy na zewnątrz<br />
przewodnikiem metalicznym, to przez przewodnik popłynie prąd wytworzony w wyniku<br />
przebiegu reakcji chemicznych.<br />
Zbudujmy zatem przykładowe ogniwo złożone z półogniwa cynkowego i miedziowego,<br />
zwane popularnie (od nazwiska jego konstruktora) ogniwem Daniella.
190 Rozdział 8<br />
N<br />
Doświadczenie 8.5<br />
Budujemy ogniwo DanielIa<br />
Do zlewki o pojemności 250 cm 3 nalewamy ok. 200 cm 3 roztworu siarczanu(VI) cynku – ZnSO 4 o stężeniu<br />
1 mol/dm 3 , a następnie zanurzamy w nim oczyszczoną blaszkę cynkową. W drugiej zlewce<br />
przygotowujemy roztwór siarczanu(VI) miedzi(II) – CuSO 4 , a następnie zanurzamy w nim oczyszczoną<br />
blaszkę miedzianą.<br />
Zbudowane w ten sposób półogniwa łączymy kluczem elektrolitycznym, czyli rurką szklaną napełnioną<br />
nasyconym roztworem chlorku potasu (KCl). Aby zapobiec wylewaniu się roztworu z klucza<br />
elektrolitycznego, końce rurki zatykamy małymi zwitkami waty. Blaszki stanowiące elektrody zbudowanego<br />
ogniwa łączymy przewodnikiem, włączając w obwód woltomierz.<br />
V<br />
Zn<br />
Cu<br />
Zn 2+<br />
SO 4<br />
2-<br />
Cu 2+<br />
SO 4<br />
2-<br />
Woltomierz wskazuje przepływ prądu elektrycznego.<br />
Rozpatrzmy teraz, jakie reakcje chemiczne zachodzą w poszczególnych półogniwach<br />
takiego ogniwa. Wiemy, że cynk jest aktywniejszy od miedzi i dlatego sumarycznie zajdzie<br />
reakcja:<br />
Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu<br />
Prześledźmy jednak dokładniej zachowanie się obu metali zanurzonych w roztworach<br />
swoich soli.<br />
Cynk, jako metal aktywny, dąży do utraty<br />
elektronów i do osiągnięcia przez to trwalszej<br />
postaci jonowej:<br />
Zn Zn 2+ + 2e<br />
Jony cynku przechodzą do roztworu, a elektrony<br />
gromadzą się na płytce cynkowej, która<br />
staje się tym samym elektrodą ujemną (anodą).<br />
Rys. 8.2.<br />
Schematyczne<br />
przedstawienie<br />
procesów<br />
zachodzących na<br />
anodzie<br />
W przypadku miedzi, która jest metalem szlachetnym,<br />
uprzywilejowana jest reakcja:<br />
Cu 2+ + 2e Cu<br />
czyli reakcja redukcji − miedź będzie więc stanowiła<br />
elektrodę dodatnią (katodę).<br />
Rys. 8.3.<br />
Schematyczne<br />
przedstawienie<br />
procesów<br />
zachodzących na<br />
katodzie
Elektrochemia<br />
191<br />
Po połączeniu obu metali przewodnikiem cynk będzie „uwalniał” się od nadmiaru elektronów,<br />
które będą się przemieszczać od cynku do miedzi, a zatem w wyniku reakcji chemicznych<br />
popłynie prąd elektryczny. Wbudowany w obwód woltomierz o dużym oporze<br />
wewnętrznym wskazuje różnicę potencjałów, czyli siłę elektromotoryczną (SEM) ogniwa.<br />
Zgodnie z międzynarodową konwencją schemat ogniwa Daniella − które przed wynalezieniem<br />
dynama było najważniejszym źródłem prądu stałego do zasilania telefonów<br />
i telegrafów − ma następującą formę:<br />
Zn I Zn 2+ II Cu 2+ I Cu<br />
anoda(–)<br />
granica<br />
faz<br />
klucz<br />
elektrolityczny<br />
katoda(+)<br />
W ogniwach galwanicznych na anodzie (elektrodzie ujemnej) zachodzą procesy utleniania,<br />
a na katodzie (elektrodzie dodatniej) – procesy redukcji.<br />
8.2.1. Siła elektromotoryczna ogniw. Szereg elektrochemiczny metali<br />
Zastanówmy się, od czego zależy siła elektromotoryczna ogniw i jak ją można wyznaczyć.<br />
SEM ogniwa zależy od potencjału elektrycznego każdej elektrody. Z kolei potencjał<br />
elektrody (E) zależy od temperatury oraz stężenia jonów tego metalu w roztworze. Określa<br />
to wzór Nernsta:<br />
RT<br />
E E ° lnc<br />
zF<br />
gdzie:<br />
E – potencjał danej elektrody,<br />
E° – potencjał standardowy danej elektrody,<br />
R – stała gazowa (R = 8,314 J/mol ∙ K),<br />
F – stała Faradaya (F = 96500 C),<br />
z – liczba elektronów oddanych lub pobranych,<br />
c – stężenie molowe jonów tego metalu w roztworze.<br />
Podstawiając do wzoru Nernsta wartości stałe oraz zamieniając logarytm naturalny na<br />
logarytm dziesiętny, otrzymujemy dla temperatury 298 K jego prostszą postać:<br />
E<br />
= E° 0,059<br />
+ log<br />
z<br />
mol<br />
Łatwo możemy zauważyć, że jeżeli: c=1 , to E= E°<br />
3<br />
dm<br />
Jak wynika z tego wzoru, potencjał danej elektrody zależy wyłącznie od stężenia molowego<br />
odpowiednich jonów w roztworze.<br />
c
192 Rozdział 8<br />
Potencjału bezwzględnego danej elektrody nie można wyznaczyć – można jedynie<br />
określić siłę elektromotoryczną ogniwa zbudowanego z danego półogniwa i półogniwa<br />
wzorcowego, którym jest elektroda wodorowa.<br />
Nernst zaproponował, aby za elektrodę odniesienia przyjąć standardową<br />
elektrodę wodorową. Jest to blaszka platynowa pokryta<br />
czernią platynową (czerń platynowa to również platyna, ale o bardzo<br />
dużym stopniu rozdrobnienia, w związku z czym ma właśnie taką<br />
nietypową barwę), opłukiwana gazowym wodorem pod ciśnieniem<br />
1000 hPa i zanurzona w roztworze kwasu solnego o stężeniu<br />
1 mol/dm 3 . Przyjmuje się umownie, że potencjał takiej elektrody<br />
w każdej temperaturze jest równy 0.<br />
Na elektrodzie wodorowej zachodzą procesy:<br />
2H + + 2e H 2<br />
Rys. 8.4. Schemat<br />
standardowej<br />
elektrody wodorowej<br />
Budując ogniwa, w których jedną elektrodę stanowi elektroda<br />
z badanego metalu, a drugą elektroda wodorowa, można wyznaczyć<br />
wartość liczbową potencjału standardowego (gdy c = 1 mol/dm 3 )<br />
i znak każdej elektrody.<br />
Wyznaczając wartości potencjałów poszczególnych metali, możemy je uszeregować,<br />
np. według wzrastającego potencjału elektrochemicznego. Na końcu podręcznika (s. 266)<br />
znajduje się tabela z wartościami potencjału elektrochemicznego najważniejszych metali,<br />
zwana popularnie szeregiem elektrochemicznym lub szeregiem napięciowym.<br />
Pamiętamy, że procesy zachodzące na elektrodach możemy zapisać równaniem<br />
utleniania-redukcji:<br />
M M n+ + ne<br />
Metal utlenia się, czyli jest reduktorem, natomiast jon metalu, przyłączając elektron,<br />
ulega redukcji, czyli jest utleniaczem. Im bardziej ujemny jest potencjał standardowy jakiegoś<br />
metalu, tym silniejszym jest on reduktorem. W przypadku metali o dodatnich potencjałach<br />
standardowych im ich wartość jest większa, tym jony tych metali są silniejszymi<br />
utleniaczami.<br />
Teraz już rozumiemy wynik doświadczenia, w którym porównywaliśmy aktywność<br />
różnych metali. Metal bardziej aktywny (o mniejszym potencjale) redukuje metal mniej<br />
aktywny z roztworu jego soli. Odwrotna reakcja nie może zajść, np. miedź nie wyprze<br />
cynku z roztworu ZnSO 4 .<br />
Na podstawie szeregu napięciowego metali możemy również przewidzieć, które metale<br />
będą wypierać wodór z kwasów. Mogą to być tylko metale o niższych od wodoru potencjałach<br />
standardowych, a zatem metale o ujemnym potencjale, np. Li, Na, K, Mg, Zn, Ca itp.<br />
Rozumiemy więc już, dlaczego miedź nie wypiera wodoru z kwasów.
Elektrochemia<br />
193<br />
Znajomość wartości potencjału standardowego (E°) pozwala również na obliczenie SEM<br />
każdego ogniwa. Jeśli E° dla elektrody cynkowej wynosi –0,76 V, a dla elektrody miedzianej<br />
+0,34 V, SEM dla ogniwa Daniella w warunkach standardowych (stężenia elektrolitów<br />
wynoszą 1 mol/dm 3 ) będzie wynosiła:<br />
SEM = 0,34 V – (–0,76 V) = 1,10 V<br />
Różnica potencjałów powstaje w wyniku samorzutnej zamiany energii chemicznej na<br />
elektryczną.<br />
Rozpatrzmy teraz wspólnie kilka problemów, które rozwiążemy, odwołując się do szeregu<br />
napięciowego metali.<br />
( PRZYKŁAD 8.1 )<br />
Zapisz schemat dwóch ogniw, w których cyna raz będzie anodą, a raz katodą.<br />
Oblicz SEM tych ogniw w warunkach standardowych oraz napisz cząstkowe równania<br />
reakcji zachodzących w półogniwach i sumaryczne równanie pracy ogniwa.<br />
Projektując dowolne ogniwo, musimy pamiętać, że anoda ma zawsze niższy potencjał,<br />
a katoda wyższy.<br />
• Jeżeli cyna ma być anodą, to katodą musi być metal leżący poniżej w szeregu elektrochemicznym<br />
(o wyższym potencjale), np. Pb, Cu, Ag.<br />
Schemat przykładowego ogniwa: (–) Sn I Sn 2+ ll Ag + I Ag (+)<br />
SEM ogniwa:<br />
SEM = 0,80 V – (–0,14 V) = 0,94 V<br />
Równania cząstkowe:<br />
Sn Sn 2+ + 2e<br />
2Ag + + 2e 2Ag<br />
Sumaryczne równanie reakcji: Sn + 2Ag + = 2Ag + Sn 2+<br />
• Jeżeli zaś cyna ma być katodą, to anodą musi być metal o niższym potencjale, np. Ni,<br />
Co, Fe, Zn.<br />
Schemat przykładowego ogniwa: (–) Zn I Zn 2+ II Sn 2+ I Sn (+)<br />
SEM ogniwa:<br />
SEM = –0,14 V –(– 0,76 V) = 0,62 V<br />
Równania cząstkowe:<br />
Zn Zn 2+ + 2e<br />
Sn 2+ + 2e Sn<br />
Sumaryczne równanie reakcji: Zn + Sn 2+ = Sn + Zn 2+<br />
( PRZYKŁAD 8.2 )<br />
Do wodnego roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) – CuSO 4 − wprowadzono blaszkę żelazną.<br />
Ile gramów miedzi osadziło się na blaszce, jeśli jej masa wzrosła o 3,25 g?<br />
W roztworze zaszła reakcja:<br />
M Fe = 56<br />
g<br />
mol<br />
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu<br />
M Cu = 63,5<br />
g<br />
mol
194 Rozdział 8<br />
Jeżeli 1 mol Fe przejdzie do roztworu, to masa płytki wzrośnie o:<br />
m przyrostu = 63,5 g – 56 g = 7,5 g<br />
Przy wzroście masy o 7,5 g następuje wydzielanie 63,5 g Cu:<br />
7,5 g 63,5 g Cu<br />
3,25 g x g Cu<br />
x =<br />
3,25 g<br />
63,5 g<br />
7,5 g<br />
= 27,5 g<br />
Odp.: Na blaszce osadziło się 27,5 g miedzi.<br />
8.2.2. Różne rodzaje ogniw<br />
Do zbudowania ogniwa niekoniecznie trzeba mieć elektrody z dwóch różnych metali. Konieczne<br />
jest tylko, aby jedna elektroda ogniwa wykazywała większą dążność do utraty<br />
elektronów niż druga.<br />
Można to zrealizować, np. mając dwie płytki cynkowe: jedną zanurzymy w stężonym<br />
roztworze soli cynku, a drugą w rozcieńczonym roztworze tej samej soli. Oba półogniwa<br />
należy oczywiście połączyć kluczem elektrolitycznym.<br />
e<br />
Rys. 8.5. Schemat ogniwa<br />
stężeniowego<br />
Zamykając obwód, zaobserwujemy przepływ prądu od jednej elektrody do drugiej.<br />
W układzie zachodzą 2 reakcje:<br />
1<br />
Zn<br />
2 Zn2+ + 2e<br />
Duże stężenie jonów Zn 2+ sprzyja reakcji 2., zaś małe stężenie jonów − reakcji 1. Im większa<br />
będzie różnica stężeń, tym większa będzie SEM takiego ogniwa. Tego typu ogniwo<br />
nazywamy ogniwem stężeniowym.<br />
Inny rodzaj ogniwa możemy skonstruować, zanurzając np. elektrody platynowe w roztworze<br />
jonów Fe 2+ i Fe 3+ (jedno półogniwo) i w roztworze jonów Sn 2+ i Sn 4+ (drugie półogniwo).<br />
Naturalnie półogniwa muszą być połączone kluczem elektrolitycznym.
Elektrochemia<br />
195<br />
SEM takiego ogniwa będzie różnicą potencjałów<br />
obu półogniw:<br />
e<br />
E<br />
1<br />
SEM = E 1 – E 2<br />
0 059 c<br />
= E °<br />
,<br />
+ log<br />
z c<br />
utl<br />
red<br />
gdzie:<br />
c utl – stężenie utleniacza (jony Fe 3+ pochodzące<br />
np. z roztworu FeCl 3 ),<br />
c red – stężenie reduktora (jony Fe 2+ pochodzące<br />
np. z roztworu FeCl 2 ).<br />
Pt I Sn 2+ , Sn 4+ II Fe 3+ , Fe 2+ I Pt<br />
Anoda (–) Katoda (+)<br />
Sn 2+ Sn 4+ + 2e 2Fe 3+ + 2e 2Fe 2+<br />
Rys. 8.6. Schemat ogniwa redoksowego<br />
E 2 obliczamy, wprowadzając odpowiednio jako c utl stężenie jonów Sn 4+ pochodzących np.<br />
z roztworu SnCl 4 , a jako c red – stężenie jonów Sn 2+ pochodzących np. z roztworu SnCl 2 .<br />
W tym ogniwie powstanie różnicy potencjałów zależy od stosunku stężenia formy utlenionej<br />
do zredukowanej. Ogniwa takie noszą nazwę ogniw redoksowych. Nazwa ta jest<br />
często myląca, gdyż w istocie przekonaliście się, że podstawą pracy wszystkich ogniw są<br />
reakcje utleniania-redukcji.<br />
8.2.3. Zastosowanie ogniw<br />
W życiu codziennym właściwie na każdym kroku wykorzystuje się tzw. baterie, które nie są<br />
niczym innym niż ogniwami wytwarzającymi energię elektryczną w wyniku zachodzących<br />
reakcji chemicznych.<br />
Znanym ogniwem jest tzw. suche<br />
ogniwo Leclanchégo stosowane w lampach<br />
błyskowych, radiach, pilotach itp.<br />
Ogniwo to (zwane też kwaśnym) zbudowane<br />
jest z kubka cynkowego (stanowiącego<br />
anodę) zawierającego pręt grafitowy<br />
(katoda) otoczony wilgotną pastą złożoną<br />
z MnO 2 , ZnCl 2 i NH 4 Cl.<br />
wosk oraz zamknięcie smołowe<br />
zapobiegające wyschnięciu<br />
blacha cynkowa<br />
pręt węglowy<br />
MnO 2 + grafit + nasycony NH 4 Cl (aq)<br />
(w postaci pasty)<br />
nasycony roztwór NH 4 Cl<br />
Na elektrodach takiego ogniwa zachodzą Rys. 8.7. Model ogniwa Leclanchégo<br />
następujące reakcje chemiczne:<br />
Anoda: Zn Zn 2+ + 2e<br />
+<br />
Katoda: 2MnO 2 + 2NH 4 + 2e Mn 2 O 3 + 2NH 3(aq) + H 2 O<br />
Sumarycznie procesy zachodzące w tym ogniwie można przedstawić równaniem:<br />
Zn + 2MnO 2 + 2NH 4<br />
+<br />
= Zn 2+ + Mn 2 O 3 + 2NH 3(aq) + H 2 O
196 Rozdział 8<br />
W ostatnich latach mniej trwałe tzw. ogniwa kwaśne są wypierane przez tzw. ogniwa<br />
zasadowe (alkaliczne), w których chlorek amonu zastępuje się wodorotlenkiem potasu −<br />
niepowodującym korozji cynku (hydroliza NH 4 Cl prowadzi do zakwaszenia środowiska).<br />
Jeszcze jednym typem ogniw, z którym na<br />
pewno każdy się zetknął, jest akumulator ołowiowy.<br />
Znalazł on zastosowanie przede wszystkim<br />
jako źródło prądu w samochodach. Jego<br />
największą zaletą jest to, że należy do ogniw odwracalnych,<br />
czyli takich, które po wyczerpaniu<br />
można ładować (regenerować).<br />
Akumulator składa się z płytek lub siatek<br />
ołowianych zanurzonych w roztworze H 2 SO 4<br />
o gęstości d = 1,3 g/cm 3 . Zagłębienia w jednej<br />
z płytek wypełnione są ołowiem metalicznym,<br />
a w drugiej PbO 2 .<br />
anoda<br />
katoda<br />
tlenek ołowiu(IV)<br />
ołów<br />
kwas siarkowy(VI)<br />
Rys. 8.8. Model akumulatora ołowiowego<br />
Podczas pracy akumulatora (rozładowywanie) na elektrodzie ołowianej (anodzie) zachodzi<br />
reakcja:<br />
Pb + SO 4<br />
2–<br />
PbSO 4 + 2e<br />
Proces zachodzący na katodzie (PbO 2 ) możemy opisać równaniem:<br />
PbO 2 + 4H + + SO 4<br />
2–<br />
+ 2e PbSO 4 + 2H 2 O<br />
Sumarycznie reakcje zachodzące na obu elektrodach opisuje równanie:<br />
Pb + PbO 2 + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O<br />
Podczas pracy akumulatora zużywa się kwas siarkowy(VI) (powstaje PbSO 4 ) i gęstość<br />
roztworu kwasu stale maleje. W celu ponownego naładowania akumulatora do jego końcówek<br />
przykłada się odpowiednie napięcie. Należy połączyć akumulator z zewnętrznym<br />
źródłem prądu, tak aby biegły reakcje odwrotne w stosunku do tych, które zachodzą w czasie<br />
pobierania prądu.<br />
V<br />
Pb Pb | PbO 2<br />
_<br />
+<br />
_<br />
_ +<br />
Pb | PbSO 4<br />
H 2 SO 4<br />
+<br />
Pb | PbSO 4<br />
H 2 SO 4<br />
Praca akumulatora:<br />
Pb + SO 4<br />
2–<br />
PbSO 4 + 2e<br />
PbO 2 + 4H + + SO 4<br />
2–<br />
+ 2e PbSO 4 + 2H 2 O<br />
Ładowanie akumulatora:<br />
PbSO 4 + 2e Pb + SO 4<br />
2–<br />
PbSO 4 + 2H 2 O PbO 2 + 4H + + SO 4<br />
2–<br />
+ 2e<br />
Rys. 8.9. Procesy zachodzące w akumulatorze ołowiowym
O<br />
Elektrochemia<br />
197<br />
Możemy stwierdzić, że podczas ładowania regeneruje się ołów i tlenek ołowiu(IV) oraz<br />
wzrasta stężenie kwasu siarkowego(VI) i ogniwo jest gotowe do ponownego dostarczania<br />
energii.<br />
8.2.4. Korozja elektrochemiczna<br />
Mimo że trwają poszukiwania materiałów coraz bardziej wytrzymałych na działanie<br />
czynników zewnętrznych, mimo że otrzymano włókna, na które nie działa<br />
wilgoć, i tworzywa sztuczne wytrzymałe na zgniatanie, żelazo i jego stopy nadal<br />
mają zastosowanie do wyrobu wielu produktów potrzebnych do życia w XXI<br />
wieku. Nic też dziwnego, że wciąż jednym z bardzo ważnych problemów jest<br />
zabezpieczenie metali przed korozją (łac. corrodere − ‘zgryzać’).<br />
Wiemy, że jedną z przyczyn korozji (rdzewienia) żelaza jest powstawanie<br />
na jego powierzchni tlenków, wodorotlenków i węglanów. W pewnym<br />
uproszczeniu możemy proces ten zilustrować równaniem reakcji:<br />
4Fe + 3O 2 = 2Fe 2 O 3<br />
Fot. 8.4. Stalowa<br />
nakrętka pokryta<br />
grubą warstwą rdzy<br />
Ten rodzaj korozji nazywamy korozją chemiczną lub gazową.<br />
2<br />
O 2<br />
Fe 2+ _<br />
OH<br />
+H 2 O<br />
O 2<br />
rdza<br />
Fe(OH) 2<br />
Fe(OH) 3<br />
Fe<br />
proces utleniania:<br />
2e<br />
Fe Fe 2+ + 2e<br />
proces redukcji: O 2 + H 2 O + 2e OH –<br />
_1 2<br />
Fe + 2OH = Fe(OH) 2<br />
2+ _<br />
2Fe(OH) 2 + O 2 + H 2 O = 2Fe(OH) 3<br />
_1<br />
2<br />
Fe<br />
Rys. 8.10. Proces powstawania rdzy<br />
Przyczyną niszczenia metali może być także tworzenie się na ich powierzchni ogniw<br />
galwanicznych zwanych mikroogniwami lub ogniwami lokalnymi.<br />
Wiemy już, że gdy dwa różne metale stykają się z jednej strony ze sobą, a z drugiej<br />
strony z roztworem elektrolitu, tworzą się ogniwa, w których zachodzą reakcje utleniania-<br />
-redukcji. Metal o niższym potencjale przechodzi do roztworu, czyli ulega zniszczeniu.<br />
W praktyce najczęściej używa się stopów, w których skład wchodzą różne metale. Rolę<br />
elektrolitu może odgrywać np. woda deszczowa, w której rozpuszczone są pewne ilości<br />
kwasów czy innych substancji. Wtedy tworzy się ogniwo lokalne i metal mniej szlachetny<br />
przechodzi do roztworu. Ten rodzaj korozji nazywamy korozją elektrochemiczną.
198 Rozdział 8<br />
Fot. 8.5. Skorodowane<br />
rury<br />
W celu ochrony przed nią przedmioty z metali mniej szlachetnych<br />
zabezpiecza się powłokami ochronnymi, np. różnego rodzaju<br />
lakierami (m.in. pokrywa się nimi kadłuby okrętów).<br />
Do wytworzenia powłoki ochronnej na wyrobach żelaznych<br />
używa się cynku lub cyny. Z położenia tych metali w szeregu elektrochemicznym<br />
wynika, że cynk będzie lepiej chronił żelazo niż<br />
cyna. Gdy np. przez zarysowanie naruszy się zewnętrzną warstwę<br />
cynku i zostanie odsłonięte żelazo, powstanie mikroogniwo, w którym<br />
cynk będzie przechodził do roztworu, czyli żelazo nie będzie<br />
ulegało korozji.<br />
Jeśli zaś użyje się cyny jako powłoki ochronnej − w razie jej<br />
uszkodzenia powstanie również ogniwo lokalne, w którym żelazo<br />
będzie się utleniać, czyli korodować.<br />
Jednym z bardziej dotkliwych skutków korozji jest niszczenie rurociągów naftowych<br />
czy innych urządzeń znajdujących się pod ziemią, a wykonanych z żelaza lub stali. Korozję<br />
elektrochemiczną można zahamować, zakopując w pobliżu rurociągu pręt magnezowy<br />
i łącząc go z rurociągiem. Obwód jest zamknięty przez wilgotną ziemię. Magnez, mający<br />
niższy potencjał niż materiał, z którego wykonano rurociąg, przechodzi do roztworu. Po<br />
pewnym czasie niszczeje i należy go wymieniać.<br />
Rys. 8.11. Jednym ze sposobów ochrony<br />
przed korozją jest wykorzystanie metali<br />
o potencjale niższym od potencjału żelaza<br />
rurociąg<br />
żelazny<br />
drut łączący<br />
magnez
Elektrochemia<br />
199<br />
(( ZADANIA ))<br />
1. Napisz cząstkowe równania i sumaryczne równanie, które zachodzi w ogniwie:<br />
(–) A Cd I CdCl 2 II SnCl 2 I Sn K (+)<br />
2. 4 g pewnego metalu wrzucono do roztworu soIi miedzi. Metal rozpuścił się, tworząc jony<br />
dwudodatnie, a wydzielona miedź ważyła 6,3 g. Oblicz masę molową metalu i zidentyfikuj<br />
ten metal.<br />
3. Zapisz schemat i równania reakcji zachodzących na anodzie i katodzie ogniwa glinowo-<br />
-żelazowego. Oblicz SEM tego ogniwa w warunkach standardowych.<br />
8.3. Procesy elektrolizy<br />
W pierwszej połowie XVIII wieku, w związku z wynalezieniem maszyny<br />
elektrostatycznej, ówcześni badacze stwierdzili, że przepływ prądu przez<br />
różne substancje może wywoływać różnorodne efekty, np. palenie się ciał,<br />
wybuch prochu strzelniczego. Dwa miesiące po skonstruowaniu stosu<br />
Volty, Nicholsonowi i Carlise’owi udało się rozłożyć wodę, przepuszczając<br />
przez nią prąd elektryczny.<br />
Oto treść notatki z pierwszego rozkładu wody za pomocą prądu elek -<br />
trycznego:<br />
„...z niemałym zdziwieniem stwierdziliśmy, że przy jednym drucie wywiązywał<br />
się wodór, przy innym zaś drucie umieszczonym w odległości ok.<br />
50 cm gromadził się tlen. Te dwa nowe fakty należy jeszcze zbadać, wydają<br />
się one świadczyć o istnieniu ogólnego prawa dotyczącego współdziałania<br />
elektryczności w reakcjach chemicznych”.<br />
William Nicholson<br />
(1753–1815)<br />
W rozdziale 8.2 opisano mechanizm działania różnych ogniw, wiecie więc, jak przebieg<br />
pewnych procesów utleniania-redukcji może spowodować powstanie energii elektrycznej.<br />
Procesem odwrotnym do zjawisk zachodzących w ogniwach jest elektroliza.<br />
Elektroliza to proces obejmujący reakcje elektrodowe zachodzące w elektrolitach podczas<br />
przepływu stałego prądu elektrycznego z zewnętrznego źródła.
200 Rozdział 8<br />
Wykonajmy następujące dwa doświadczenia.<br />
N<br />
Doświadczenie 8.6<br />
Elektroliza wodnego roztworu chlorku miedzi(II)<br />
Do zlewki o pojemności 250 cm 3 wlewamy ok. 200 cm 3 roztworu chlorku miedzi(II) – CuCl 2 o stężeniu<br />
1 mol/dm 3 , a następnie zanurzamy w tym roztworze dwie elektrody węglowe połączone ze źródłem<br />
prądu stałego (np. z płaską baterią służącą do zasilania latarek).<br />
bateria<br />
Przed<br />
elektrolizą<br />
Po<br />
elektrolizie<br />
Po upływie kilku minut możemy zaobserwować, że na katodzie osadziła się metaliczna miedź,<br />
a na anodzie wydzielił się żółtozielony gaz o charakterystycznym zapachu, który dodatkowo<br />
możemy zidentyfikować za pomocą papierka jodoskrobiowego.<br />
Prześledźmy teraz procesy zachodzące podczas elektrolizy roztworu CuCl 2 .<br />
Roztwór wodny CuCl 2 jest elektrolitem:<br />
CuCl 2 Cu 2+ + 2Cl –<br />
Po przyłożeniu napięcia dodatnie jony Cu 2+ będą wędrowały do ujemnej elektrody (katody),<br />
a ujemne jony chlorkowe Cl – do dodatniej elektrody (anody).<br />
W procesie elektrolizy anoda jest elektrodą dodatnią, a katoda − ujemną.<br />
UWAGA!<br />
Znaki elektrod przy elektrolizie<br />
są odwrotne niż w ogniwach, ale<br />
zapamiętajmy, że zawsze na katodzie<br />
zachodzi proces redukcji,<br />
a na anodzie proces utleniania.<br />
Rys. 8.12. Schematyczne<br />
przedstawienie procesów<br />
zachodzących podczas<br />
elektrolizy wodnego roztworu<br />
CuCl 2<br />
Katoda (–); Cu 2+ , H 2 O<br />
Cu 2+ + 2e Cu<br />
redukcja katodowa<br />
Anoda (+); Cl – , H 2 O<br />
2Cl – Cl 2 + 2e<br />
utlenianie anodowe<br />
W wyniku elektrolizy wodnego roztworu CuCl 2 otrzymujemy metaliczną miedź i gazowy chlor.
Elektrochemia<br />
201<br />
N<br />
Doświadczenie 8.7<br />
Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu<br />
Wykonajmy analogiczne doświadczenie, tym razem napełniając zlewkę roztworem chlorku sodu.<br />
bateria<br />
elektrody<br />
węglowe<br />
wodny<br />
roztwór NaCl<br />
Na katodzie nie wydziela się metaliczny sód (jak moglibyście się spodziewać), lecz bezbarwny<br />
gaz, którym jest wodór, a na anodzie − podobnie jak w poprzednim przypadku − gaz<br />
żółtozielony.<br />
Reakcje elektrodowe zachodzące podczas procesu elektrolizy wodnego roztworu NaCl przedstawmy<br />
na schemacie:<br />
Rys. 8.13. Schematyczne<br />
przedstawienie procesów<br />
zachodzących podczas<br />
elektrolizy wodnego roztworu<br />
NaCl<br />
Katoda (–); Na + , H 2 O<br />
2H 2 O + 2e 2OH – + H 2 <br />
redukcja katodowa<br />
Anoda (+); Cl – , H 2 O<br />
2Cl – Cl 2 + 2e<br />
utlenianie anodowe<br />
Gdybyśmy przeprowadzili elektrolizę np. roztworu H 2 SO 4 lub innego tlenowego kwasu<br />
nieorganicznego, to przekonalibyśmy się, że produktami są wodór i tlen, a zachodzące<br />
reakcje można zapisać następująco:<br />
K (–) 4H + + 4e 2H 2 <br />
A (+) 2H 2 O 4H + + O 2 + 4e<br />
Podsumowując wykonane doświadczenia, możemy wyciągnąć pewne wnioski.
202 Rozdział 8<br />
Na skutek przepływu prądu przez elektrolit jony dodatnie (kationy) poruszają się do ujemnej<br />
katody, zaś ujemne aniony do dodatniej anody.<br />
Na katodzie zachodzą zawsze procesy redukcji:<br />
K (–) M n+ + ne M (wydziela się metal)<br />
lub 2H 2 O + 2e 2OH – + H 2 (wydziela się wodór)<br />
Proces drugi zachodzi w przypadku elektrolizy roztworów zawierających jony najbardziej<br />
aktywnych metali (np. K + , Na + , Ca 2+ ).<br />
Na anodzie zachodzą procesy utleniania, np.:<br />
A (+) X – X + e (utlenienie anionu) a<br />
2H 2 O 4H + + O 2 + 4e (utlenianie tlenu zawartego w wodzie) b<br />
M M n+ + ne<br />
(anodowe utlenianie metali) c<br />
Z pewnym przybliżeniem można przyjąć, że:<br />
proces a zachodzi dla prostych anionów (Cl – , Br – , I – ),<br />
2– 3–<br />
proces b zachodzi dla anionów złożonych (SO 4 , NO 3– , PO 4 itp.),<br />
a proces c zachodzi, jeżeli elektrody są zbudowane z metali o wysokim potencjale, np. Cu,<br />
Hg, a nie są obojętne (np. elektrody wykonane z grafitu).<br />
Musimy jeszcze pamiętać o jednym bardzo ważnym warunku. Aby zaszedł proces elektrolizy,<br />
przyłożone napięcie zewnętrzne (rozkładowe) musi być co najmniej równe SEM<br />
ogniwa, w którym w tych samych warunkach ciśnienia, temperatury i stężenia zachodziłaby<br />
reakcja identyczna z procesem elektrolizy, lecz biegnąca w kierunku przeciwnym.<br />
Elektroliza to proces wymuszony (spowodowany przez doprowadzony z zewnątrz prąd<br />
elektryczny), natomiast reakcje zachodzące w ogniwach to procesy samorzutne.<br />
Rozpatrzymy jeszcze kilka innych przykładów.<br />
• Aby otrzymać metal aktywny, np. sód, możemy przeprowadzić elektrolizę stopionej<br />
soli. Pamiętamy, że w chlorku sodu występuje wiązanie jonowe, a więc w sieci krystalicznej<br />
znajdują się jony Na + i Cl – . Po stopieniu zostają one „uwolnione”:<br />
NaCl<br />
ogrzewanie<br />
Na + + Cl –<br />
Procesy elektrodowe będą więc następujące:<br />
K (–) 2Na + + 2e 2Na<br />
A (+) 2Cl – Cl 2 + 2e
Elektrochemia<br />
203<br />
• Zastanówmy się, jakie produkty powstaną podczas elektrolizy roztworu HNO 3 .<br />
HNO 3 H + + NO 3<br />
–<br />
K (–)<br />
A (+)<br />
4H + + 4e 2H 2 <br />
2H 2 O 4H + + O 2 + 4e<br />
• Porównajmy jeszcze przebieg elektrolizy wodnych roztworów CuSO 4 i Na 2 SO 4 .<br />
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4<br />
2–<br />
K (–)<br />
A (+)<br />
2Cu 2+ + 4e 2Cu<br />
2H 2 O 4H + + O 2 + 4e<br />
w wyniku elektrolizy wodnego roztworu CuSO 4<br />
na katodzie wydzieli się miedź, a na anodzie<br />
tlen<br />
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4<br />
2–<br />
K (–) 4H 2 O + 4e 2H 2 + 4OH –<br />
A (+) 2H 2 O 4H + + O 2 + 4e<br />
przebieg elektrolizy wodnego roztworu<br />
Na 2SO 4 różni się tylko procesem<br />
zachodzącym na katodzie<br />
W wyniku elektrolizy wodnego roztworu Na 2 SO 4 na katodzie wydzieli się wodór, a na<br />
anodzie − tlen. Warto jeszcze zwrócić uwagę na stosunek objętościowy tych gazów.<br />
Wodór i tlen wydzielają się w stosunku objętościowym 2 : 1, a więc w istocie zachodzi<br />
tu proces elektrolizy wody, a jony pochodzące z dysocjacji soli zwiększają jedynie<br />
przewodnictwo roztworu.<br />
• Przedstawmy jeszcze przebieg elektrolizy wodnego roztworu soli kwasu karboksylowego,<br />
np. octanu sodu.<br />
CH 3 COONa CH 3 COO – + Na +<br />
K (–) 2H 2 O + 2e H 2 + 2OH –<br />
A (+) 2CH 3 COO – 2CO 2 + 2 •CH 3 + 2e<br />
2 •CH 3 = C 2 H 6<br />
W pierwszym momencie na anodzie powstają bardzo aktywne rodniki •CH 3 , które<br />
następnie łączą się i powstaje C 2 H 6 . Ostatecznie więc na anodzie będzie wydzielał się<br />
CO 2 i C 2 H 6 .
204 Rozdział 8<br />
• Ciekawie przebiegają procesy elektrolizy mrówczanów oraz soli amonowych. Przeanalizujmy<br />
ten problem na jednym przykładzie, przedstawiając przebieg elektrolizy<br />
roztworu mrówczanu amonu.<br />
HCOONH 4 HCOO – + NH 4<br />
+<br />
K (–) 2NH 4+ + 2e 2NH 3 + H 2<br />
A (+) 2HCOO – 2CO 2 + H 2 + 2e<br />
Rozwiążmy jeszcze dwa zadania, odwołując się do procesów zachodzących podczas<br />
elektrolizy.<br />
( PRZYKŁAD 8.3 )<br />
W czasie elektrolizy stopionego chlorku miedzi(II) na anodzie wydzieliło się 112 cm 3<br />
chloru (warunki normalne). Ile gramów chlorku miedzi(II) poddano elektrolizie?<br />
ogrzewanie<br />
CuCl 2<br />
Cu 2+ + 2Cl –<br />
K (–)<br />
A (+)<br />
Cu 2+ + 2e Cu<br />
2Cl – CI 2 + 2e<br />
Wiedząc, że:<br />
1 mol Cl 2 22400 cm 3<br />
x moli Cl 2 112 cm 3<br />
3<br />
1mol ⋅112cm<br />
x = =0,005 mol<br />
3<br />
22400 cm<br />
Skoro wydzieliło się 0,005 mola Cl 2 , to taka sama liczba moIi CuCl 2 uległa rozkładowi.<br />
M CuCl2 = 134,5 g/mol czyli:<br />
1 mol CuCl 2 134,5 g<br />
0,005 mola y g<br />
y =<br />
0,005 mol ⋅ 134,5g<br />
1 mol<br />
= 0,67 g<br />
Odp.: Elektrolizie poddano 0,67 g CuCl 2 .
Elektrochemia<br />
205<br />
( PRZYKŁAD 8.4 )<br />
Podczas elektrolizy wodnego roztworu siarczanu(VI) kobaltu(II) wydzieliło się 0,224 dm 3<br />
tlenu (warunki normalne). Oblicz, ile gramów kobaltu wydzieliło się w trakcie tego<br />
procesu.<br />
CoSO 4 Co 2+ + SO 4<br />
2–<br />
K (–)<br />
A (+)<br />
Co 2+ + 2e Co<br />
2H 2 O 4H + + O 2 + 4e<br />
Aby można było obliczyć ilość tlenu, musimy doprowadzić równania elektrodowe do<br />
postaci, w której liczba elektronów pobranych i oddanych jest taka sama, czyli:<br />
K (–)<br />
A (+)<br />
2Co 2+ + 4e 2Co<br />
2H 2 O 4H + + O 2 + 4e<br />
0,224 dm 3 O 2 stanowi 0,01 mola tlenu. Odpowiada to 0,02 molom kobaltu (2 ∙ 0,01 mol)<br />
1 mol Co 59 g<br />
0,02 mola Co x g<br />
x = 0,02 mol ⋅ 59g = 1,18 g<br />
1 mol<br />
Odp.: Wydzieliło się 1,18 g kobaltu.<br />
8.3.1. Prawa elektrolizy<br />
Po stwierdzeniu, jakie substancje tworzą się na elektrodach, następnym osiągnięciem było<br />
odkrycie, ile tych substancji powstaje. Michael Faraday w 1833 roku opublikował wnioski<br />
oparte na bardzo starannych badaniach. Można je wyrazić w dwóch prawach, znanych<br />
obecnie pod nazwą praw elektrolizy lub praw Faradaya.<br />
Pierwsze prawo elektrolizy − masa jakiejkolwiek substancji wydzielonej lub roztworzonej<br />
na elektrodach jest wprost proporcjonalna do ilości elektryczności, która przepłynęła przez<br />
elektrolit. Możemy to wyrazić wzorem:<br />
m = k ∙ I ∙ t<br />
gdzie:<br />
m − masa substancji wydzielonej na elektrodzie (w g),<br />
I − natężenie prądu (w A),<br />
t − czas (w s),<br />
k − stała (współczynnik elektrochemiczny).
206 Rozdział 8<br />
Drugie prawo elektrolizy pozwala obliczyć wartość stałej k:<br />
M<br />
k = z ⋅ F<br />
gdzie:<br />
M − masa molowa jonu ulegającego utlenieniu lub redukcji,<br />
z − liczba elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej,<br />
F − stała Faradaya (1 F = 96500 C).<br />
Prawa te lepiej zrozumiemy, jeżeli rozwiążemy kilka zadań.<br />
( PRZYKŁAD 8.5 )<br />
Ile gramów chloru powstanie podczas elektrolizy stopionego chlorku sodu, gdy natężenie<br />
prądu wynosi 1,00 A, a elektroliza trwa 5 minut?<br />
Podstawiając do wzoru, otrzymamy:<br />
m = k ∙ 1,00 A ∙ 5 ∙ 60 s<br />
Musimy pamiętać, że:<br />
1 F = 96500 C<br />
mol<br />
1A = 1C<br />
1s<br />
czyli:<br />
1 C = A ∙ s<br />
g<br />
g<br />
71<br />
71<br />
Z drugiego prawa elektrolizy: k =<br />
mol<br />
=<br />
mol<br />
C<br />
A ⋅ s<br />
2 ⋅<br />
96500 2 ⋅96500<br />
mol<br />
mol<br />
I podstawiając ponownie do wzoru (pierwsze prawo Faradaya), otrzymujemy:<br />
71 g ⋅<br />
1A ⋅ 5 60 s<br />
m =<br />
mol<br />
2 96500 A s = 0,11 g<br />
⋅<br />
⋅<br />
mol<br />
Odp.: Wydzieli się 0,11 g chloru.<br />
( PRZYKŁAD 8.6 )<br />
Jak długo należy przepuszczać prąd o natężeniu 1A przez roztwór azotanu(V) srebra,<br />
aby z 25 cm 3 roztworu o stężeniu 0,4 mol/dm 3 całkowicie wydzielić srebro?<br />
Obliczamy masę srebra zawartą w roztworze.<br />
0,4 mola Ag 1000 cm 3 roztworu<br />
x moli<br />
25 cm 3 roztworu<br />
x =<br />
0,4mol ⋅ 25cm<br />
3<br />
1000 cm<br />
3<br />
= 0,01 mol Ag
Elektrochemia<br />
207<br />
Ponieważ masa molowa srebra wynosi:<br />
M Ag = 108<br />
g<br />
mol<br />
więc: 1 mol Ag 108 g<br />
0,01 mola Ag y g<br />
y =<br />
0,01 mol 108 g<br />
= 1,08 g Ag<br />
1 mol<br />
Korzystając z pierwszego prawa Faradaya, po przekształceniach otrzymujemy:<br />
t= m<br />
k I<br />
108 g<br />
wiedząc, że: k =<br />
1 96500 A s<br />
1,08 g ⋅1⋅<br />
96500 A⋅<br />
s<br />
otrzymujemy: t =<br />
= 965 s ≅ 16 min<br />
108 g⋅1A<br />
Odp.: Elektrolizę należy prowadzić przez mniej więcej 16 min (16 min i 5 s).<br />
( PRZYKŁAD 8.7 )<br />
Oblicz łączną objętość gazów (w warunkach normalnych), które wydzielą się w trakcie<br />
elektrolizy wodnego roztworu siarczanu(VI) sodu prowadzonej w ciągu 1 godziny<br />
prądem o natężeniu 1 A.<br />
Elektroliza wodnego roztworu Na 2 SO 4 sprowadza się do elektrolizy wody. Równania procesów<br />
elektrodowych:<br />
A (+)<br />
H 2 O 2H + + 1 2 O 2 + 2e<br />
K (–) 2H 2 O + 2e 2OH – + H 2<br />
Masa wydzielonego tlenu:<br />
16 g1A 60 60s<br />
m O2 =<br />
2 ⋅ 96500A s<br />
=0,298 g<br />
Możemy więc obliczyć objętość wydzielonego tlenu:<br />
32 g O 2 22,4 dm 3<br />
0,298 g O 2 x dm 3<br />
x =<br />
0,298 g ⋅ 22,4dm<br />
32 g<br />
3<br />
= 0,2086 dm<br />
3
208 Rozdział 8<br />
Analogicznie obliczymy objętość wydzielonego wodoru:<br />
m H2<br />
2g ⋅1A<br />
60 60 s<br />
= =0,0373 g<br />
2 ⋅ 96500A s<br />
2 g H 2 22,4 dm 3<br />
0,0373 g H 2 y dm 3<br />
y =<br />
3<br />
0,03733 g 22,4dm<br />
= 0,4178 dm<br />
2g<br />
3<br />
x + y = 0,2086 dm 3 + 0,4178 dm 3 = 0,6264 dm 3<br />
Odp.: Łączna objętość wydzielonych gazów wynosi 0,6264 dm 3 .<br />
PODSUMOWANIE<br />
Rozpatrując zachowanie metali wobec wody i kwasów beztlenowych, możemy je<br />
ułożyć według malejącej aktywności.<br />
Różnicę w aktywności metali wykorzystuje się podczas konstruowania ogniw<br />
galwanicznych, czyli układów złożonych z dwóch półogniw (elektrod) połączonych<br />
przegrodą porowatą lub kluczem elektrolitycznym. Ogniwo, dzięki zachodzącym<br />
reakcjom chemicznym, staje się źródłem energii elektrycznej:<br />
• metal bardziej aktywny staje się anodą (ujemną elektrodą), na której zachodzą<br />
zawsze reakcje utlenienia,<br />
• metal mniej aktywny staje się katodą (dodatnią elektrodą), na której zachodzą<br />
procesy redukcji.<br />
Potencjał danego półogniwa zależy głównie od stężenia jonów. Wyznacza się go<br />
przez porównanie z potencjałem standardowym elektrody wodorowej, który<br />
przyjęto za równy 0. Posługując się standardową elektrodą wodorową, wyznaczono<br />
standardowe potencjały dla metali i otrzymano tzw. szereg elektrochemiczny metali.<br />
Znajomość położenia metali w szeregu elektrochemicznym pozwala przewidzieć<br />
kierunek przebiegu szeregu reakcji chemicznych, jak również ich aktywność,<br />
i obliczyć SEM dowolnego ogniwa.
Z <strong>chemią</strong> w tle<br />
O odkrywcy praw elektrolizy…<br />
Michael Faraday (1791−1867)<br />
Michael Faraday urodził się w małym miasteczku<br />
Newington pod Londynem, w rodzinie<br />
ubogiego kowala. Był jednym z dziewięciorga<br />
dzieci. Po przeprowadzce do Londynu<br />
Faraday od 13. roku życia pracował u introligatora.<br />
Oprawiając książki, zetknął się z popularnymi<br />
wykładami z fizyki i chemii, które<br />
go niezmiernie zainteresowały, a szczególnie<br />
zwrócił uwagę na informacje o elektryczności.<br />
Swoje skromne oszczędności przeznaczył<br />
na zakup prostych urządzeń i na wstęp na<br />
cykl wykładów w City Philosophical Society.<br />
Było to stowarzyszenie założone w celach samokształceniowych<br />
dla młodych, utalentowanych<br />
ludzi. Podczas spotkań wygłosił swój<br />
pierwszy wykład o elektryczności.<br />
Zwrotnym punktem w życiu Faradaya<br />
było wysłuchanie serii odczytów H. Davyego.<br />
Wtedy to Faraday zwrócił się do znanego już<br />
uczonego o przyjęcie do pracy w jego instytucie<br />
na etacie laboranta. Dzięki niezwykle<br />
sumiennej i wytrwałej pracy oraz wielkim<br />
zdolnościom eksperymentatorskim szybko<br />
stał się sławny. Odkrył zjawiska indukcji elektromagnetycznej,<br />
diamagnetyzmu, sformułował<br />
prawa elektrolizy. Faraday odkrywał<br />
prawa przyrody poprzez wnikliwe obserwacje<br />
i eksperymenty; nie kierował się znanymi<br />
wówczas teoriami.<br />
Zawsze lubił odbywać długie wycieczki,<br />
był znakomitym piechurem. Pokonanie 50 km<br />
stanowiło dla niego tylko przechadzkę. Nigdy<br />
nie zapominał o młodych ludziach borykających<br />
się z trudnościami materialnymi.<br />
Nie wyrzekł się również introligatorstwa. Do<br />
dzisiaj w Royal Institution (w Londynie) jest<br />
przechowywany pięknie oprawiony przez<br />
Faradaya tom, w którym zebrał otrzymane<br />
dyplomy.<br />
Fot. 8.6.<br />
Elektrolizer<br />
laboratoryjny<br />
służący do<br />
otrzymywania<br />
gazowego<br />
tlenu i wodoru<br />
Fot. 8.7. Zakład produkujący chlor<br />
do celów przemysłowych
Ogniwa paliwowe<br />
Najnowszym typem ogniw, z którymi wiąże się<br />
duże nadzieje, są tzw. ogniwa paliwowe. Dzięki nim<br />
możliwe jest uzyskiwanie energii elektrycznej bez<br />
produkowania przy tym substancji szkodliwych dla<br />
środowiska. Paliwem w takich ogniwach może być<br />
np. gazowy wodór. Na anodzie ogniwa zachodzi<br />
utlenianie wodoru, a na katodzie − redukcja tlenu.<br />
Procesy te możemy przedstawić za pomocą równań:<br />
Anoda:<br />
Katoda:<br />
2H 2 4H + + 4e<br />
O 2 + 4H + + 4e 2H 2 O<br />
Sumarycznie pracę ogniwa paliwowego można<br />
przedstawić jednym równaniem:<br />
Fot. 8.8. Od grudnia 2010 roku<br />
w Londynie na stałe działa stacja paliwa<br />
wodorowego Air Products<br />
2H 2 + O 2 = 2H 2 O<br />
Ogniwo paliwowe jest ekologicznym źródłem<br />
energii, ponieważ podczas jego pracy powstaje tylko<br />
woda. Mimo że zasada działania ogniwa paliwowego<br />
jest znana, próby praktycznego zastosowania<br />
tych ogniw spotykają się z różnymi trudnościami.<br />
Obecnie w wielu krajach przeznaczane są ogromne<br />
nakłady finansowe na badania mające na celu skonstruowanie<br />
użytecznych ogniw paliwowych.<br />
Fot. 8.9. Londyński autobus wykorzystujący<br />
jako paliwo gazowy wodór<br />
Zdjęcia zamieszczono dzięki uprzejmości<br />
Air Products, www.airproducts.com.pl<br />
Baterie w rozrusznikach serca<br />
Na pewno słyszeliście o ludziach uratowanych<br />
przez wszczepienie im stymulatorów<br />
pracy serca, zwanych potocznie rozrusznikami.<br />
Rozruszniki serca są zasilane przez<br />
baterie, które muszą spełniać bardzo wysokie<br />
wymagania, ponieważ są wprowadzone<br />
do ludzkiego ciała. Powinny być lekkie, mechanicznie<br />
odporne, zdolne do pracy przez<br />
długi czas.<br />
Pierwsze rozruszniki „pracowały” 2 lata,<br />
a obecne − nawet do 20 lat. Chemicy zastosowali<br />
lit do budowy baterii, jednak z powodu<br />
jego dużej aktywności trzeba było wynaleźć<br />
bardziej niewodny elektrolit. W wyniku<br />
wielu badań skonstruowano baterię, w której<br />
rolę elektrolitu odgrywa jod w postaci<br />
związku koordynacyjnego. Powstała bateria<br />
jodowo– litowa, która ma zastosowanie biomedyczne<br />
i jest używana m.in. właśnie do<br />
zasilania rozruszników serca.<br />
Fot. 8.10. Rozrusznik<br />
serca służy<br />
do elektrycznego<br />
pobudzania rytmu<br />
pracy serca