Sprawdź się

Pokaż ćwiczenia:

R1GvRCErrZzjH1

Ćwiczenie 1

Uzupełnij definicję powinowactwa elektronowego.

odłączenia, jednoujemnego, najmniejszej, neutronu, elektronu, dwuujemnego, największej, przyłączenia

Powinowactwo elektronowe jest to wielkość określająca zdolność atomu lub cząsteczki do ............................ elektronu z utworzeniem jonu ujemnego; miarą powinowactwa elektronowego jest energia wydzielona w wyniku przyłączenia jednego ............................ do atomu lub cząsteczki z utworzeniem jonu ............................; największym powinowactwem elektronowym odznaczają się atomy pierwiastków o ............................ elektroujemności.

R1YqGAjkuOWo11

Ćwiczenie 2

Zaznacz prawidłową odpowiedź.

Utleniacz bierze udział w reakcji redukcji, w której obniża swój stopień utlenienia. Jest akceptorem elektronów (przyjmuje elektrony).
Utleniacz bierze udział w reakcji utlenienia, w której podwyższa swój stopień utlenienia. Jest donorem elektronów (oddaje elektrony).

R1NUAZIybxfYB1

Ćwiczenie 3

Uzupełnij luki w poniższym tekście odpowiednimi wyrazami.

Jeżeli elektrolizie ulegają kwasy ...................., utleniane są aniony reszty kwasowej. To wpływa na zmniejszenie stężenia kwasu i wzrost wartości pH. Podczas elektrolizy .................. kwasów, na katodzie zachodzi proces wydzielania się gazowego wodoru, natomiast na anodzie zachodzi utlenianie ............ - ubywa wody, stężenie kwasu rośnie, a odczyn pH roztworu maleje.

Ćwiczenie 4

Zapisz równania reakcji elektrodowych, które zachodzą w czasie elektrolizy stopionego chlorku ołowiu( $II$ ).

RfUr8ryD7r0c1

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

RDgn7grlBVKBN

K (-) : {Pb}^{2 +} + 2 e^{-} \to Pb

A (+) : 2 {Cl}^{-} - 2 e^{-} \to {Cl}_{2}

Ćwiczenie 5

Za pomocą elektrod grafitowych przeprowadzono elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu o stężeniu 30%.

A. Pisząc równania reakcji elektrodowych, określ produkty tego procesu.

B. Zapisz odczyn, jaki posiada roztwór elektrolitu w przestrzeni katodowej.

C. Zapisz powód, dla którego zastosowane zostały elektrody grafitowe, a nie metaliczne, np. rtęciowe.

RVa5yPrDdCqL6

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R1ZEqATTqkr0Z

A. Proces katodowy:

2 H_{2} O + 2 e^{-} \to 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

redukcja wody

Proces anodowy:

2 {Cl}^{-} \to {Cl}_{2}^{0} ↑ + 2 e^{-}

B. Odczyn zasadowy

C. Elektrody grafitowe należą do elektrod obojętnych; użycie elektrod rtęciowych zmieni jakość produktu w procesie katodowym ⇒ następuje redukcja kationu sodu, a powstały metaliczny sód utworzy z rtęcią tzw. amalgamat.

Ćwiczenie 6

Wiedząc, że na katodzie uzyskano 11,5 g sodu. Oblicz, ile gramów stopionego wodorotlenku sodu zostało poddane elektrolizie.

RQEystkFwV12w

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

Rr8cuZ3Xbv0RV

2 NaOH \overset{stapianie}{\to} 2 {Na}^{+} + 2 {OH}^{-}

K (-) : 2 {Na}^{+} + 2 e^{-} \to 2 Na

A (+) : 4 {OH}^{-} \to O_{2} ↑ + 4 e^{-} + 2 H_{2} O

Obliczenia:

M_{NaOH} = 40 \frac{g}{mol}

2 mole Na - 2 mole NaOH

2 \cdot 23 g Na - 2 \cdot 40 g NaOH

11, 5 g Na - x

x = 20 g NaOH

Ćwiczenie 7

W celu przeprowadzenia elektrolizy wodnego roztworu ${CuSO}_{4}$ , zostały wykorzystane elektrody platynowe.

A. Zapisz odpowiednie równania reakcji elektrodowych, aby przedstawić produkty tego procesu;

B. Oblicz, ile gramów metalu zostało otrzymane w czasie elektrolizy trwającej 10 minut, przy użyciu prądu o natężeniu 10 A.

RQBez5vkwAfqb

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

RxEIsJkGbhk2A

Skorzystaj ze wzoru:

m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot I \cdot t

gdzie m - masa substancji wydzielonej podczas elektrolizy, M - masa molowa jonu, n - ładunek jonu, F - stała Faraday'a, wynosząca w przybliżeniu 96500 C/mol, I - natężenie prądu elektrycznego płynącego przez elektrolit, t - czas.

K (-) : {Cu}^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu

A (+) : 6 H_{2} O \to 4 e^{-} + 4 H_{3} O^{+} + O_{2} ↑

t = 10 minut = 600 sekund

Korzystając z praw elektrolizy:

m = \frac{M}{n \cdot F} \cdot I \cdot t = \frac{63, 5}{2 \cdot 96500} \cdot 10 \cdot 600 = 1, 97 \approx 2 [g]

Ćwiczenie 8

Wodny roztwór, zawierający 24,5 g kwasu siarkowego(VI), został poddany elektrolizie. Oblicz, jaką objętość zajmować będą produkty gazowe tego procesu (w warunkach normalnych).

Roj86jNEiC5Dv

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R17X4Bz73mV1m

H_{2} {SO}_{4} + H_{2} O \to 2 H_{3} O^{+} + {SO}_{4}^{2 -}

Procesy elektrodowe:

K (-) : 2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} \to {H_{2}}^{0} ↑ + 2 H_{2} O

A (+) : 6 H_{2} O \to 4 e^{-} + 4 H_{3} O^{+} + O_{2} ↑

Analizując procesy elektrodowe, można zauważyć, że poddając elektrolizie 1 mol $H_{2} {SO}_{4}$ , otrzymuje się 1 mol wodoru i 1 mol tlenu, czyli:

1 mol H_{2} {SO}_{4} - 1 mol H_{2} + 1 mol O_{2}

98 g H_{2} {SO}_{4} - 2 \cdot 22, 4 {dm}^{3} produktów gazowych

24, 5 g H_{2} {SO}_{4} - x produktów gazowych

x = 11, 2 {dm}^{3} produktów gazowych

Ćwiczenie 9

Oblicz, jaka ilość sodu wydzieliła się na katodzie podczas elektrolizy stopionego chlorku sodowego, skoro wiadomo, że na anodzie równocześnie wydzieliło się 11,2 ${dm}^{3}$ chloru (w warunkach normalnych).

RgbI0xIcBh7Zy

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

R1A7iR4NpQJXi

W wyniku reakcji wydzieliło się 11,2 ${dm}^{3}$ chloru, czyli 0,5 mola.

Podczas elektrolizy stopionego chlorku sodu zachodzą następujące reakcje:

A (+) : 2 {Cl}^{-} \to {Cl}_{2} + 2 e^{-}

K (-) : {Na}^{+} + e^{-} \to Na

Z równania reakcji widzimy, że z 2 moli jonów chloru wydziela się 1 mol chloru. Jeżeli wydzieliło się 0,5 mola chloru, to w reakcji wziął udział 1 mol jonów chlorkowych.

Oznacza to, że w stopionym chlorku sodu znajdował się 1 mol jonów chlorkowych i 1 mol jonów sodowych. Jeden mol jonów sodowych pozwoli na otrzymanie 1 mola sodu.

A więc otrzymujemy $m_{Na} = 23 g$ .

Ćwiczenie 10

Wiesz już, że konstrukcje stalowe bardzo często zostają pokryte powłoką z metali aktywnych w celach ochronnych, np. magnezem, cynkiem, glinem. Podaj powód takich działań, zapisując odpowiednie równania procesów elektrodowych.

RMwhzH2SjVBdD

Odpowiedź zapisz w zeszycie do lekcji chemii, zrób zdjęcie, a następnie umieść je w wyznaczonym polu.

RlNXXnunP9Esd

Metale te mają niższy potencjał od żelaza i to one będą ulegały utlenieniu, chroniąc w ten sposób żelazo. W powstającym mikroogniwie stanowią bowiem anodę, na której zachodzi proces utleniania.

Mg | {Mg}^{2 +} | | {Fe}^{2 +} | Fe

Mg \to {Mg}^{2 +} + 2 e^{-}

{Fe}^{2 +} + 2 e^{-} \to Fe

Zn | {Zn}^{2 +} | | {Fe}^{2 +} | Fe

Zn \to {Zn}^{2 +} + 2 e^{-}

{Fe}^{2 +} + 2 e^{-} \to Fe

Al | {Al}^{3 +} | | {Fe}^{2 +} | Fe

Al \to {Al}^{3 +} + 3 e^{-} | \cdot 2

{Fe}^{2 +} + 2 e^{-} \to Fe | \cdot 3

2 Al \to 2 {Al}^{3 +} + 6 e^{-}

3 {Fe}^{2 +} + 6 e^{-} \to 3 Fe

Gra edukacyjna

Dla nauczyciela