Przewidywanie kierunku reakcji redoks

bg‑gold

Jak przewidzieć przebieg reakcji redoks?

Znając wartości potencjałów standardowych półogniw, można przewidzieć przebieg (kierunek) reakcji redoks. Potencjały standardowe półogniw są zebrane w tablicach fizykochemicznych.

Im bardziej ujemny potencjał standardowy półogniwa, tym postać zredukowana jest silniejszym reduktorem, a więc chętniej się utlenia (układ chętniej oddaje elektrony).

Im bardziej dodatni potencjał standardowy półogniwa, tym postać utleniona jest silniejszym utleniaczem – łatwiej dochodzi do reakcji redukcji (układ chętniej przyjmuje elektrony).

Oznacza to, że w każdej reakcji chemicznej musi zostać spełniony warunek:

$E_{r e d u k t o r} < E_{u t l e n i a c z}$

Innymi słowy: znajomość wartości potencjałów standardowych półogniw różnego rodzaju pozwala na przewidywanie:

czy dana reakcja utlenienia‑redukcji zajdzie w rzeczywistości (w warunkach standardowych);
jaki będzie kierunek reakcji chemicznej (w warunkach standardowych).

Poza tym im większa jest różnica potencjałów standardowych półogniw, tym bardziej prawdopodobna jest dana reakcja chemiczna.

Przykład 1

Jak będzie przebiegała reakcja redoks, w której biorą udział atomy żelaza i srebra? Zapisz równanie reakcji utleniania i redukcji. Podaj reduktor i utleniacz.

Podane są następujące potencjały standardowe półogniw:

$E °_{{Fe}^{2 +} | Fe} = - 0, 44 V$

$E °_{{Ag}^{+} | Ag} = 0, 80 V$

Korzystając z podanych potencjałów standardowych półogniw, przewidujemy przebieg reakcji redoks. Wiemy, że potencjał utleniacza jest większy od potencjału reduktora, a więc:

postać utleniona srebra ( ${Ag}^{+}$ ) będzie przyjmowała elektrony, czyli się redukowała – utleniaczem będzie ${Ag}^{+}$ ;
postać zredukowana żelaza ( $Fe$ ) będzie oddawała elektrony, czyli się utleniała – reduktorem będzie $Fe$ .

Reakcja utleniania:

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

Reakcja redukcji:

${Ag}^{+} + e^{-} \to Ag$

Liczba elektronów oddanych przez reduktor i przyjętych przez utleniacz musi być jednakowa, dlatego należy dokonać bilansu elektronowo‑jonowego. W tym przypadku wszystkie elementy równania reakcji redukcji należy pomnożyć przez 2.

Bilans elektronowo‑jonowy:

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

${Ag}^{+} + e^{-} \to Ag | \cdot 2$

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

$2 {Ag}^{+} + 2 e^{-} \to 2 Ag$

Następnie dodajemy do siebie stronami równanie utleniania i redukcji. Przebieg reakcji redoks jest następujący:

$Fe + 2 {Ag}^{+} \to {Fe}^{2 +} + 2 Ag$

bg‑gold

Na czym polega reguła zegara?

Przebieg reakcji redoks można także przewidzieć, korzystając z reguły zegara na podstawie z poniższego schematu.

R1SsJrEV7jk3g

Na ilustracji znajduje się oś potencjału skierowana w prawo, wokół niej jest elipsa. Nad osią elipsę tworzy strzałka skierowana w prawo z napisem formy utlenione, pod osią strzałka w lewo z napisem formy zredukowane. Po lewej stronie z elipsa styka się pionowa strzałka skierowana w górę, po prawej stronie pionowa strzałka skierowana w dół. Pod rysunkiem znajduje się tarcza zegara. — Metoda zegara
Źródło: GroMar Sp.z o.o. opracowano na podstawie: M. Krzeczkowska, J. Loch, A. Mizera, Repetytorium chemia. Liceum – poziom podstawowy i rozszerzony, Warszawa – Bielsko-Biała 2010, licencja: CC BY-SA 3.0.

Układanie schematu należy rozpocząć od narysowania osi liczbowej, na której zaznacza się wartości potencjałów standardowych półogniw. Do miejsc zaznaczenia wartości potencjałów rysuje się proste prostopadłe. Nad osią należy zapisać formy utlenione, a pod osią formy zredukowane. Strzałki oznaczające kierunek przebiegu reakcji, zgodnie z ruchami wskazówek zegara, wskazują, że forma ${Utl}_{2}$ musi w trakcie reakcji przekształcić się w formę ${Red}_{2}$ , a forma ${Red}_{1}$ w formę ${Utl}_{1}$ .

RaJgvNY8Vp1Lf

Ilustracja przedstawia oś skierowaną w prawo z podpisem “E”, wokół osi znajduje się fioletowa elipsa, nad osią na elipsie jest umieszczona strzałka w prawo, a pod osią w lewo. Miejsce przecięcia elipsy z osią “E” po lewej stronie jest opisane jako “ E 1 ” i przez ten punkt jest poprowadzona prosta prostopadła do osi “E”, na górze tej pionowej osi jest napis “ U t l 1 ” a na dole “ R e d 1 ”. Po prawej stronie sytuacja jest analogiczna z podpisami na górze osi “ U t l 2 ” i “ R e d 2 ”. — Przebieg reakcji redoks – reguła zegara
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Przebieg reakcji redoks jest następujący:

${Red}_{1} + {Utl}_{2} \to {Red}_{2} + {Utl}_{1}$

Przykład 2

Jak będzie przebiegała reakcja redoks, w której biorą udział atomy miedzi i srebra? Rozwiązując zadanie, skorzystaj z reguły zegara.

$E °_{{Ag}^{+} | Ag} = 0, 80 V$

$E °_{{Cu}^{2 +} | Cu} = 0, 34 V$

R1bv2OTwgr2JM

Schemat przedstawia oś skierowaną w prawo z podpisem “E”, wokół osi znajduje się fioletowa elipsa, nad osią na elipsie jest umieszczona strzałka w prawo a pod osią w lewo. Miejsce przecięcia elipsy z osią “E” po lewej stronie jest opisane jako “ E 0 C u 2 + ∣ C u ” i przez ten punkt jest poprowadzona prosta prostopadła do osi “E”, na górze tej pionowej osi jest napis “ C u 2 + +” a na dole “Cu”. Po prawej stronie sytuacja jest analogiczna z podpisami “ E 0 A g + ∣ A g ” oraz na górze osi “ A g + ” i “Ag”. — Przebieg reakcji redoks, w której biorą udział atomy miedzi i srebra – reguła zegara.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Przebieg reakcji redoks (po uwzględnieniu bilansu elektronowo‑jonowego):

$2 {Ag}^{+} + Cu \to {Cu}^{2 +} + 2 Ag$

Reguła zegara pozwala przewidzieć przebieg reakcji redoks, jednak nie uwzględnia współczynników stechiometrycznych. Należy więc samemu zbilansować równanie reakcji tak, aby po prawej i lewej stronie równania reakcji liczba moli danej substancji oraz ładunki były równe.

Potencjały standardowe półogniw są zebrane w tablicach fizykochemicznych.

półogniwo	równanie reakcji przebiegającej na półogniwie	$E °$ [V]
${Li}^{+} \| Li$	${Li}^{+} + e^{-} ⇄ Li$	-3,04
$K^{+} \| K$	$K^{+} + e^{-} ⇄ K$	-2,93
${Ba}^{2 +} \| Ba$	${Ba}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Ba$	-2,91
${Ca}^{2 +} \| Ca$	${Ca}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Ca$	-2,84
${Na}^{+} \| Na$	${Na}^{+} + e^{-} ⇄ Na$	-2,71
${Mg}^{2 +} \| Mg$	${Mg}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Mg$	-2,36
${Be}^{2 +} \| Be$	${Be}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Be$	-1,97
${Al}^{3 +} \| Al$	${Al}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Al$	-1,66
${Mn}^{2 +} \| Mn$	${Mn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Mn$	-1,18
$H_{2} O \| H_{2}, {OH}^{-} (Pt)$	$2 H_{2} O + 2 e^{-} ⇄ H_{2} + 2 {OH}^{-}$	-0,83
${Zn}^{2 +} \| Zn$	${Zn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Zn$	-0,76
${Cr}^{3 +} \| Cr$	${Cr}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Cr$	-0,74
${Fe}^{2 +} \| Fe$	${Fe}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Fe$	-0,44
${Cr}^{3 +} \| {Cr}^{2 +} (Pt)$	${Cr}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Cr}^{2 +}$	-0,40
${Co}^{2 +} \| Co$	${Co}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Co$	-0,28
${Ni}^{2 +} \| Ni$	${Ni}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Ni$	-0,23
$AgI \| Ag, I^{-}$	$AgI + e^{-} ⇄ Ag + I^{-}$	-0,15
${Sn}^{2 +} \| Sn$	${Sn}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Sn$	-0,14
${Pb}^{2 +} \| Pb$	${Pb}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Pb$	-0,13
${Fe}^{3 +} \| Fe$	${Fe}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Fe$	-0,04
$H_{3} O^{+} \| H_{2}$	$2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ H_{2} + 2 H_{2} O$	0,00
$AgBr \| Ag, {Br}^{-}$	$AgBr + e^{-} ⇄ Ag + {Br}^{-}$	+0,07
${Sn}^{4 +} \| {Sn}^{2 +} (Pt)$	${Sn}^{4 +} + 2 e^{-} ⇄ {Sn}^{2 +}$	+0,15
${Cu}^{2 +} \| {Cu}^{+} (Pt)$	${Cu}^{2 +} + e^{-} ⇄ {Cu}^{+}$	+0,15
$AgCl \| Ag, {Cl}^{-}$	$AgCl + e^{-} ⇄ Ag + {Cl}^{-}$	+0,22
${Hg}_{2} {Cl}_{2} \| Hg, {Cl}^{-}$	${Hg}_{2} {Cl}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 Hg + 2 {Cl}^{-}$	+0,27
${Cu}^{2 +} \| Cu$	${Cu}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Cu$	+0,34
$O_{2} \| {OH}^{-} (Pt)$	$O_{2} + 2 H_{2} O + 4 e^{-} ⇄ 4 {OH}^{-}$	+0,40
${Cu}^{+} \| Cu$	${Cu}^{+} + e^{-} ⇄ Cu$	+0,52
$I_{2} \| I^{-} (Pt)$	$I_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 I^{-}$	+0,54
${Fe}^{3 +} \| {Fe}^{2 +} (Pt)$	${Fe}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Fe}^{2 +}$	+0,77
${Ag}^{+} \| Ag$	${Ag}^{+} + e^{-} ⇄ Ag$	+0,80
${Hg}^{2 +} \| Hg$	$H g^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Hg$	+0,85
${Br}_{2} \| {Br}^{-} (Pt)$	${Br}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 {Br}^{-}$	+1,09
${MnO}_{2}, H_{3} O^{+} \| {Mn}^{2 +} (Pt)$	${MnO}_{2} + 4 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +} + 6 H_{2} O$	+1,22
$O_{2}, H_{3} O^{+} \| H_{2} O (Pt)$	$O_{2} + 4 H_{3} O^{+} + 4 e^{-} ⇄ 6 H_{2} O$	+1,23
${Cr}_{2} {O_{7}}^{2 -}, H_{3} O^{+} \| {Cr}^{3 +} (Pt)$	${Cr}_{2} {O_{7}}^{2 -} + 14 H_{3} O^{+} + 6 e^{-} ⇄ 2 {Cr}^{3 +} + 21 H_{2} O$	+1,33
${Cl}_{2} \| {Cl}^{-} (Pt)$	${Cl}_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 {Cl}^{-}$	+1,36
${Au}^{3 +} \| Au$	${Au}^{3 +} + 3 e^{-} ⇄ Au$	+1,50
${MnO}_{4}^{-}, H_{3} O^{+} \| {Mn}^{2 +} (Pt)$	${MnO}_{4}^{-} + 8 H_{3} O^{+} + 5 e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +} + 12 H_{2} O$	+1,51
${Mn}^{3 +} \| {Mn}^{2 +} (Pt)$	${Mn}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Mn}^{2 +}$	+1,51
${Ce}^{4 +} \| {Ce}^{3 +} (Pt)$	${Ce}^{4 +} + e^{-} ⇄ {Ce}^{3 +}$	+1,72
$H_{2} O_{2}, H_{3} O^{+} \| H_{2} O (Pt)$	$H_{2} O_{2} + 2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} ⇄ 4 H_{2} O$	+1,78
${Co}^{3 +} \| {Co}^{2 +} (Pt)$	${Co}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Co}^{2 +}$	+1,92
$F_{2} \| F^{-}$	$F_{2} + 2 e^{-} ⇄ 2 F^{-}$	+2,87

Tabela potencjałów standardowych półogniw w temperaturze 25°C.

Indeks dolny Na podstawie: A. Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 2010 oraz L. Jones, P. Atkins, Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje, tłum. J. Kuryłowicz, Warszawa 2012. Indeks dolny koniec

Polecenie 1

Zapoznaj się z filmem samouczkiem, a następnie zweryfikuj zdobytą wiedzę poprzez rozwiązanie ćwiczeń.

RlJPkaMfIADta1

Film samouczek pt. „Potencjały standardowe a reakcje redoks – czy można przewidzieć samorzutny przebieg reakcji?”
Źródło: GroMar Sp. z o.o., Barbara Rolka, licencja: CC BY-SA 3.0.

Ćwiczenie 1

W poniższej tabeli przedstawiono równania reakcji elektrodowych oraz odpowiadające im wartości potencjałów standardowych dwóch półogniw redoks:

Równanie reakcji elektrodowej	Potencjał standardowy, V
${MnO}_{4}^{2 -} + 2 H_{2} O + 2 e^{-} ⇄ {MnO}_{2} + 4 {OH}^{-}$	$0,60$
${NO}_{3}^{-} + H_{2} O + 2 e^{-} ⇄ {NO}_{2}^{-} + 2 {OH}^{-}$	$0,01$

Korzystając z danych zawartych w tabeli, napisz sumaryczne równanie reakcji, która zachodzi w pracującym ogniwie zbudowanym z analizowanych półogniw.

RMOrlCtRVqD2j

RheoVy1EwNSnr

${MnO}_{4}^{2 -} + H_{2} O + {NO}_{2}^{-} \to {MnO}_{2} + 2 {OH}^{-} + {NO}_{3}^{-}$

Ćwiczenie 2

W poniższej tabeli zestawiono potencjały standardowe wybranych półogniw metalicznych.

Półogniwo	E°, V
$Bi / {Bi}^{3 +}$	$+ 0,31$
$Zn / {Zn}^{2 +}$	$- 0,76$
$Mg / {Mg}^{2 +}$	$- 2,76$
$Pb / {Pb}^{2 +}$	$- 0,13$

Przeanalizuj dane zawarte w tabeli, a następnie wykonaj punkty 1 i 2.

Wskaż te kationy zawarte w tabeli, względem których cynk może pełnić funkcję reduktora.
Napisz równania odpowiednich reakcji redoks pomiędzy atomami cynku a kationami wskazanymi przez Ciebie w poprzednim punkcie.

Cynk może pełnić funkcję reduktora dla kationów: ${Bi}^{3 +}$ oraz ${Pb}^{2 +}$ .
$3 Zn + 2 {Bi}^{3 +} \to 3 {Zn}^{2 +} + 2 Bi$
$Zn + {Pb}^{2 +} \to {Zn}^{2 +} + Pb$

Spróbuj teraz przewidzieć kierunek reakcji redoks w praktyce. W tym celu przeprowadź doświadczenia w poniższym wirtualnym laboratorium oraz wykonaj ćwiczenia pod nim zawarte.

Laboratorium 1

Wykonaj zgodnie z instrukcją doświadczenia dotyczące przewidywania przebiegu reakcji redoks, na podstawie potencjałów standardowych półogniw, a następnie zapisz obserwacje, wyniki i wnioski. Dodatkowo, w zeszycie do lekcji chemii zapisz odpowiednie równania reakcji redoks. Wskaż w nich utleniacz i reduktor.

R14QE1ydLjxho1

Wirtualne laboratorium pt. „Przewidywanie przebiegu reakcji redoks na podstawie potencjałów standardowych półogniw”
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Podpowiedźgreenwhite

Szafa laboratoryjna

R1Cf5oycVQSQ9

Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

RBYiMeFWqiM2m

Obserwacje: co zostało zaobserwowane podczas doświadczenia?

Wyniki: napisz, jaki jest ostateczny wynik doświadczenia.

Wnioski: w weryfikacji hipotezy możesz posłużyć się wartościami potencjałów standardowych półogniw:

$E °_{{Zn}^{2 +} | Zn} = - 0,76 V$

$E °_{H_{3} O^{+} | H_{2}} = 0,00 V$

$E °_{{Cu}^{2 +} | Cu} = 0,34 V$

Sprawdź, czy Twoje obserwacje, wyniki i wnioski są podobne do poniższych.

Obserwacje:

Po umieszczeniu drucika cynkowego w zlewce, zawierającej kwas chlorowodorowy, wydzielają się pęcherzyki gazu, a drucik się roztwarza.
Po umieszczeniu drucika miedziowego w zlewce, zawierającej kwas chlorowodorowy, nie obserwuje się żadnych zmian.
Po umieszczeniu drucika cynkowego w zlewce, zawierającej wodny roztwór siarczanu( $VI$ ) miedzi( $II$ ), drucik pokrywa się ceglastoczerwonym nalotem, a roztwór zmienia barwę z niebieskiej na bezbarwną.
Po umieszczeniu drucika miedziowego w zlewce, zawierającej wodny roztwór siarczanu( $VI$ ) cynku, nie obserwuje się żadnych zmian.

Wyniki:
Miedź nie ulega reakcji utleniania zarówno w kontakcie z kwasem chlorowodorowym, jak i w kontakcie z siarczanem( $VI$ ) cynku. Z kolei cynk ulega reakcji utleniania zarówno w kontakcie z kwasem chlorowodorowym, jak i z siarczanem( $VI$ ) miedzi( $II$ ).

Wnioski:
Cynk ulega reakcji utleniania, wypierając wodór z kwasu, czego skutkiem jest wydzielanie się gazowego wodoru oraz roztwarzanie cynkowego drutu. Cynk utlenia się także w kontakcie z siarczanem( $VI$ ) miedzi( $II$ ), co skutkuje wytrącaniem się metalicznej miedzi i zmianą barwy roztworu, wskutek wypierania miedzi z siarczanu( $VI$ ) miedzi( $II$ ) z wytworzeniem siarczanu( $VI$ ) cynku. Miedź z kolei nie ulega reakcji w żadnym wypadku. Zdolność do utleniania jest więc bezpośrednio skorelowana z potencjałem standardowym półogniw, bowiem im niższa jest wartość tego potencjału, tym większa skłonność danego metalu do utleniania. Miedź nie może w proponowanych doświadczeniach ulegać utlenieniu ponieważ potencjał półogniwa, w którym powinna zajść redukcja, jest w obu przypadkach niższy niż potencjał półogniwa miedziowego.
Hipoteza została potwierdzona.

Równania reakcji chemicznych:

Reakcja redoks: $Zn + 2 H_{3} O^{+} \to H_{2} + 2 H_{2} O + {Zn}^{2 +}$
Reakcja utleniania: $Zn \to {Zn}^{2 +} + 2 e^{-}$
Reakcja redukcji: ${2 H}_{3} O^{+} + 2 e^{-} \to H_{2} + 2 H_{2} O$
Reduktor: $Zn$
Utleniacz: $H_{3} O^{+}$
Reakcja redoks: $Cu + H_{3} O^{+} \to$ reakcja nie zachodzi
Reakcja redoks: $Zn + {Cu}^{2 +} \to Cu + {Zn}^{2 +}$
Reakcja utleniania: $Zn \to {Zn}^{2 +} + 2 e^{-}$
Reakcja redukcji: ${Cu}^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu$
Reduktor: $Zn$
Utleniacz: ${Cu}^{2 +}$
Reakcja redoks: $Cu + {Zn}^{2 +} \to$ reakcja nie zachodzi

Laboratorium 1

Zapoznaj się z opisem doświadczenia dotyczącego przewidywania przebiegu reakcji redoks, na podstawie potencjałów standardowych półogniw. Na koniec rozwiąż krótkie zadanie sprawdzające.

Analiza doświadczenia: Przewidywanie przebiegu reakcji redoks na podstawie potencjałów standardowych półogniw.

Problem badawczy: Czy można przewidzieć przebieg reakcji redoks na podstawie potencjałów standardowych półogniw?

Hipoteza: Na podstawie potencjałów standardowych półogniw można przewidzieć przebieg reakcji redoks.

Reagenty:

- HCl (1 mol na decymetr sześcienny)

- siarczan( $VI$ ) miedzi( $II$ ) CuSO₄ (1 mol na decymetr sześcienny)

- siarczan( $VI$ ) cynku ZnSO₄ (1 mol na dm³)

Sprzęt laboratoryjny:

- zlewki - naczynie szklane o kształcie cylindrycznym, stosowane do przeprowadzania prostych reakcji chemicznych

- cylindry miarowe - podłużne szklane naczynie laboratoryjne w kształcie walca z umieszczoną na ściance podziałką objętości. Służy do odmierzania cieczy

- druciki metalowe (dwa miedziane i dwa cynkowe).

Wykonanie:

Część $I$ .

1. Na środku stołu laboratoryjnego postawiono dwie zlewki.

2. Za pomocą cylindra miarowego do każdej zlewki dodano 10 centymetrów sześciennych kwasu chlorowodorowego.

3. Do pierwszej zlewki (po lewej stronie) dodano drucik cynkowy, a do drugiej zlewki (po prawej stronie) drucik miedziany.

Część $II$ .

4. Na środku stołu laboratoryjnego postawiono dwie zlewki.

5. Za pomocą cylindra miarowego do pierwszej zlewki (po lewej stronie) dodano 10 centymetrów sześciennych roztworu siarczanu( $VI$ ) miedzi( $II$ ).

6. Za pomocą cylindra miarowego do drugiej zlewki (po prawej stronie) dodano 10 centymetrów sześciennych roztworu siarczanu( $VI$ ) cynku.

7. Do pierwszej zlewki (po lewej stronie) dodano drucik cynkowy, a do drugiej zlewki (po prawej stronie) drucik miedziany.

Obserwacje:

Po umieszczeniu drucika cynkowego w zlewce, zawierającej kwas chlorowodorowy, wydzielają się pęcherzyki gazu, a drucik się roztwarza.

Po umieszczeniu drucika miedziowego w zlewce, zawierającej kwas chlorowodorowy, nie obserwuje się żadnych zmian.

Po umieszczeniu drucika cynkowego w zlewce, zawierającej wodny roztwór siarczanu( $VI$ ) miedzi( $II$ ), drucik pokrywa się ceglastoczerwonym nalotem, a roztwór zmienia barwę z niebieskiej na bezbarwną.

Po umieszczeniu drucika miedziowego w zlewce, zawierającej wodny roztwór siarczanu( $VI$ ) cynku, nie obserwuje się żadnych zmian.

Wyniki:

Miedź nie ulega reakcji utleniania zarówno w kontakcie z kwasem chlorowodorowym, jak i w kontakcie z siarczanem( $VI$ ) cynku. Z kolei cynk ulega reakcji utleniania zarówno w kontakcie z kwasem chlorowodorowym, jak i z siarczanem( $VI$ ) miedzi( $II$ ).

Wnioski:

Cynk ulega reakcji utleniania, wypierając wodór z kwasu, czego skutkiem jest wydzielanie się gazowego wodoru oraz roztwarzanie cynkowego drutu. Cynk utlenia się także w kontakcie z siarczanem( $VI$ ) miedzi( $II$ ), co skutkuje wytrącaniem się metalicznej miedzi i zmianą barwy roztworu, wskutek wypierania miedzi z siarczanu( $VI$ ) miedzi( $II$ ) z wytworzeniem siarczanu( $VI$ ) cynku. Miedź z kolei nie ulega reakcji w żadnym wypadku. Zdolność do utleniania jest więc bezpośrednio skorelowana z potencjałem standardowym półogniw, bowiem im niższa jest wartość tego potencjału, tym większa skłonność danego metalu do utleniania. Miedź nie może w proponowanych doświadczeniach ulegać utlenieniu, ponieważ potencjał półogniwa, w którym powinna zajść redukcja, jest w obu przypadkach niższy niż potencjał półogniwa miedziowego.

Hipoteza została potwierdzona.

RzsTFB679d1qW

R15vyjw9ytacY

bg‑blue

Notatnik

R17TY7A3VUjRk

Źródło: Gromar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Szereg elektrochemiczny metali

Ogniwo gawalaniczne

Jak przewidzieć przebieg reakcji redoks?

Na czym polega reguła zegara?

Notatnik