Zad. 1. Przeanalizuj następujące reakcje a następnie wykonaj poniższe polecenia:

	ułóż potencjały reakcji połówkowych , , według malejącej wartości ułóż utleniacze według rosnącej zdolności utleniającej …………………………………….. podaj najsilniejszy reduktor………

Zad.2. Dane są następujące równania reakcji połówkowych i ich potencjały standardowe:

ClO^ˉ + H₂O + 2 e ⇔ Cl^ˉ + 2 OH ^ˉ E⁰ = +0,89 V

CrO₄^2- + 4 H₂O + 3 e ⇔ Cr(OH)₃ + 5 OH^- E⁰ = -0,13 V

Zapisz uzgodnione równanie reakcji przebiegające pomiędzy tymi reakcjami połówkowymi w najprostszej postaci.

Zad.4. Do 150 cm³ roztworu azotanu (V) miedzi(II) wprowadzono blaszkę glinową, masa wydzielonej miedzi wynosiła 5,4 g. Oblicz stężenie jonów glinu w roztworze po zakończeniu doświadczenia.

Zad.5. Przeanalizuj poniższe reakcje, a następnie stwierdź prawdziwość twierdzeń:

PtO2 + 2 H^+ + 2 e ⇔ PtO + H2O E^0= 1.01V H3PO3 + 3 H^+ + 3 e ⇔ P + 3 H2O E^0= –0.454V PbO2 + 4 H^+ + 2 e ⇔ Pb^2+ + 2 H2O E^0=1.455V HNO2 + H^+ + e ⇔ NO + H2O E^0=0.983V	Kwas fosforowy nie może utlenić jonów Pb^2+ ……… NO może zredukować fosfor oraz PtO…………….. PtO2 utleni NO ………….. Nie zajdzie reakcja pomiędzy PbO2 i HNO2 …………

Zad.6. Przeanalizuj i porównaj poniższe reakcje połówkowe, a następnie oszacuj prawdziwość twierdzeń wpisując P lub F.

a. NO3^− + 2 H^+ + e ⇔ NO2 + H2O E^0 = 0,80 V b. SO4^2- + H2O + 2e ⇔ SO3^2- + 2 OH^− E^0 = -0,900 V c. O3 + H2O + 2e ⇔ 2 OH^− + O2 E^0 = 1,24 V d. S + 2e ⇔ S^2- E^0 = -0,480V

ozon jest najsilniejszym utleniaczem ......................... jony siarczkowe są najsilniejszym reduktorem ......... jony azotanowe (V) mogą utlenić siarkę ................... jony siarczanowe (IV) mogą zredukować ozon ......... jony siarczanowe (VI) mogą utlenić tlenek azotu (IV) ............................... nie zajdzie reakcja redoks pomiędzy jonami siarczanowymi(VI) a siarką .............................

Zad.7. Do 150 cm³ roztworu azotanu (V) miedzi(II) wprowadzono blaszkę glinową, po pewnym czasie blaszkę wyjęto i jej masa zwiększyła się o 12,64g. Oblicz stężenie jonów glinu w roztworze po zakończeniu doświadczenia.

Zad. 8. Przeanalizuj następujące reakcje a następnie wykonaj poniższe polecenia:

	ułóż potencjały reakcji połówkowych , , według malejącej wartości ułóż reduktory według rosnącej zdolności redukcyjnej……………………………… podaj najsilniejszy utleniacz ……………………..

Zad.9. Dane są następujące równania reakcji połówkowych i ich potencjały standardowe:

ClO₄^ˉ + H₂O + 2 e ⇔ ClO₃^ˉ + 2 OH ^ˉ E⁰ = +0,36 V

Cr₂ O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e ⇔ 2Cr³⁺ + 7 H₂O E⁰ = 1,33 V

Zapisz uzgodnione równanie reakcji przebiegające pomiędzy tymi reakcjami połówkowymi w najprostszej postaci.

Zad.10. Zbudowano ogniwa o podanych schematach. Zapisz równania reakcji elektrodowych oraz równanie reakcji sumarycznej.

Zn|Zn²⁺||Cr³⁺|Cr Pt|S|S^2-||Bi³⁺|Bi Pt|Cr²⁺,Cr³⁺|| MnO₄^-, MnO₄^2-|Pt

Zad. 11. Podczas pracy ogniwa magnezowo-srebrowego masa elektrody srebrowej wzrosła o 21,6mg. Oblicz, o ile zmalała masa elektrody magnezowej.

Zad.12. Na podstawie podanych potencjałów standardowych reakcji:

Ce⁴⁺+e⇔Ce³⁺ E⁰=1,70V Co³⁺+e⇔Co²⁺ E⁰=1,84V

1. zapisz sumaryczne równanie reakcji zachodzącej w ogniwie utworzonym z tych półogniw

2. napisz schemat tego ogniwa

3. oblicz SEM ogniwa

Zad.13. Jeżeli w reakcji redoks biorą udział jony H+ , to potencjał układu zależy od stężenia tych jonów, czyli od pH roztworu. Dla takich układów potencjał odnosi się do roztworów, w których c _H+=1 mol/dm³, a więc pH = 0. Wartości potencjałów redoks wielu ważnych biologicznie układów utleniacz – reduktor przedstawiane są dla przyjętego przez biochemików stanu, w którym pH = 7, p = 1013 hPa, T = 298 K. Różnica pH roztworu wpływa na wartość potencjału półogniwa. Potencjał półogniwa wodorowego E H₂ / H⁺ w Środowisku o pH różnym od zera można obliczyć (w woltach), korzystając z następującej zależności:

E (H₂/ H⁺)= E⁰ (H₂/ H⁺)+ 0,06log c_H+

gdzie E⁰ (H₂/ H⁺)oznacza potencjał standardowy półogniwa wodorowego.

Oblicz potencjał półogniwa wodorowego w stanie, w którym pH = 7, p = 1013 hPa, T = 298 K.

.