Elektrochemia – ogniwa i elektroliza – zadania otwarte #1

Dla ogniwa Zn | Zn²⁺ || Cu²⁺ | Cu zapisz równania reakcji elektrodowych, wskaż anodę i katodę oraz oblicz SEM. E°(Zn²⁺/Zn) = –0,76 V, E°(Cu²⁺/Cu) = 0,34 V.

Anoda (–): Zn → Zn²⁺ + 2e^– (utlenianie). Katoda (+): Cu²⁺ + 2e^– → Cu (redukcja). SEM = E°_katody – E°_anody = 0,34 – (–0,76) = 1,10 V.

Zapisz sumaryczne równanie reakcji zachodzącej w ogniwie Mg | Mg²⁺ || Ag⁺ | Ag i oblicz jego SEM. E°(Mg²⁺/Mg) = –2,37 V, E°(Ag⁺/Ag) = 0,80 V.

Mg + 2Ag⁺ → Mg²⁺ + 2Ag. SEM = 0,80 – (–2,37) = 3,17 V. Magnez jest anodą (ulega utlenieniu), srebro – katodą.

Do roztworu siarczanu(VI) miedzi(II) wrzucono żelazny gwóźdź, a do kwasu solnego – srebrną blaszkę. Określ, w której probówce zaszła reakcja, i zapisz jej równanie w formie jonowej skróconej. E°(Fe²⁺/Fe) = –0,44 V, E°(Ag⁺/Ag) = 0,80 V.

Reakcja zaszła w probówce z CuSO₄: Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu (żelazo jest aktywniejsze od miedzi – ma niższy potencjał). Srebro nie reaguje z kwasem solnym, bo ma potencjał wyższy od wodoru (jest metalem szlachetnym).

Zapisz równania reakcji zachodzących na elektrodach grafitowych podczas elektrolizy wodnego roztworu chlorku miedzi(II).

Katoda (–): Cu²⁺ + 2e^– → Cu. Anoda (+): 2Cl^– → Cl₂ + 2e^–.

Podczas elektrolizy wodnego roztworu Na₂SO₄ na elektrodach grafitowych wydzielają się gazy. Zapisz równania reakcji elektrodowych i podaj stosunek objętości wydzielonych gazów.

Katoda: 2H₂O + 2e^– → H₂ + 2OH^–. Anoda: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e^–. W praktyce zachodzi elektroliza wody; V(H₂) : V(O₂) = 2 : 1. Jony Na⁺ i SO₄^2– nie ulegają rozładowaniu.

Przez roztwór CuSO₄ przepuszczano prąd o natężeniu 2 A przez 965 s. Oblicz masę miedzi wydzielonej na katodzie (F = 96 500 C/mol, M Cu = 63,5 g/mol).

Q = I·t = 2 A · 965 s = 1930 C. n(e^–) = 1930 : 96 500 = 0,02 mol. Cu²⁺ + 2e^– → Cu, więc n(Cu) = 0,01 mol. m = 0,01 · 63,5 ≈ 0,64 g.

Sód otrzymuje się przez elektrolizę stopionego NaCl. Zapisz równania reakcji elektrodowych i wyjaśnij, dlaczego nie można go otrzymać z wodnego roztworu NaCl.

Katoda: Na⁺ + e^– → Na. Anoda: 2Cl^– → Cl₂ + 2e^–. W roztworze wodnym na katodzie łatwiej redukuje się woda (powstaje wodór), bo sód ma bardzo niski potencjał; nawet gdyby powstał sód, natychmiast przereagowałby z wodą.

Wyjaśnij, dlaczego żelazo pokryte cynkiem jest chronione przed korozją nawet po zarysowaniu powłoki, a żelazo pokryte cyną po zarysowaniu koroduje szybciej.

Cynk jest aktywniejszy od żelaza – w miejscu zarysowania tworzy się ogniwo, w którym cynk jest anodą i ulega utlenieniu, a żelazo (katoda) jest chronione (ochrona protektorowa). Cyna jest mniej aktywna od żelaza – po zarysowaniu to żelazo staje się anodą i koroduje szybciej niż bez powłoki.