Numer ćwiczenia: 4	Temat ćwiczenia: Elektrochemiczne utlenianie kwasu szczawiowego	Data wykonania ćwiczenia: 5.11.2013r
				Data oddania sprawozdania: 19.11.2013r
Grupa: A2	Góralik Monika	Nazwisko sprawdzającego:
Uwagi:		Ocena:

1.Wstęp teoretyczny.

Przy włączeniu w obwód prądu przewodnika elektrolitycznego zachodzą rozmaite reakcje zarówno
w samym roztworze elektrolitu, jak i na katodzie i anodzie. Na rodzaj przebiegających procesów chemicznych mają wpływ takie czynniki jak rodzaj składników roztworu, metal/metale,
z którego/których wykonane są elektrody oraz różnicy potencjałów elektrycznych między nimi - gdy jest ona większa od sumy napięć rozkładowych w układzie, dochodzi do elektrolizy.

Gdy w skład układu wchodzi roztwór metali szlachetnych lub półszlachetnych (np. srebro, miedź),
na katodzie dochodzi do wydzielenia się czystego metalu, np.:

Cu²⁺ + 2e^- → Cu

Mając do czynienia z roztworem zawierającym kationy metali nieszlachetnych (głównie alkalicznych), mamy do czynienia jedynie z przenoszeniem elektryczności przez owe jony. W międzyczasie
na katodzie dochodzi do redukcji jonów wodorowych do gazowego wodoru:

H₃O⁺ + e^- → H₂O + ¹/₂H₂

Jony niektórych metali mogą ulec jedynie redukcji, np. żelazo:

Fe³⁺ + e^- → Fe²⁺

Wokół anod również zachodzą specyficzne reakcje. Gdy w roztworze zawierającym halogenki
(np. chlorki) zanurzona jest elektroda z metalu szlachetnego (np. złoto), to w wyniku utleniania wydziela się pierwiastkowy halogen, np.:

Cl^- → ¹/₂ Cl₂ + e^-

Gdy elektrolizie ulega roztwór zasady, kwasu tlenowego lub jego soli, na elektrodzie wydziela się pierwiastkowy tlen pochodzący z rozkładu grup hydroksylowych bądź autojonizacji wody:

2OH^- → H₂O + ¹/₂O₂ + 2e^-

Niekiedy jest stosowany proces anodowego rozpuszczania - metal elektrody przechodzi do roztworu w postaci jonowej:

Cu → Cu²⁺ + 2e^-

Ilościowe aspekty procesu elektrolizy opisują dwa podstawowe prawa Faradaya. Pierwsze z nich mówi, że masa substancji ulegającej elektrolizie jest proporcjonalna do ładunku przepływającego przez układ:

m=kIt bądź

Drugie z tych praw mówi, że przy przepływie równych ładunków masy różnych substancji ulegających elektrolizie są proporcjonalne do ich równoważników chemicznych.

Ilość substancji, która uległa procesowi elektrolizy zawsze jest mniejsza od ilości przewidzianej przez 1. prawo Faradaya ze względu na warunki przeprowadzania doświadczenia oraz mnogość innych, nieuwzględnionych przez obserwatora, reakcji zachodzących w układzie. Stosunek tych dwóch wartości do siebie nazwana jest wydajnością prądową i jest określona wzorem:

Układy przebiegające z niemal 100% wydajnością są stosowane do pomiaru ładunku przepływającego przez obwód - są to kulometry. Najprecyzyjniejszym jest kulometr srebrowy.

2.Cel ćwiczenia.

Ćwiczenie miało na celu obliczenie gęstości prądu anodowego, średnich potencjałów elektroliz dokonanych za pomocą dwóch anod o różnych rozmiarach powierzchni pracującej, przewidywanej ilości rozłożonego kwasu szczawiowego z prawa Faradaya oraz wydajności prądowej dla obu dokonanych elektroliz.

3.Wykonanie.

• Złożono zestaw do elektrolizy - do zlewki wstawiono ołowianą blaszkę, stanowiącą anodę,
  i ołowiany cylinder, stanowiący katodę

• 25 cm³ wyjściowego 0,05 M roztworu kwasu szczawiowego w 0,05 M kwasie siarkowym dwukrotnie zmiareczkowano gorącym 0,02 M roztworem nadmanganianu potasu
  po uprzednim wrzuceniu do roztworu kwasu małego kryształka siarczanu(VI) manganu(II)

• Przeprowadzono 30-minutową elektrolizę 200 cm³ kwasu szczawiowego za pomocą większej
  z 2 anod

• 25 cm³ roztworu po pierwszej elektrolizie zmiareczkowano w ten sam sposób, co roztwór wyjściowy (mały kryształek MnSO₄ + gorący 0,02 M KMnO₄ jako titrant)

• Przeprowadzono 30-minutową elektrolizę 200 cm³ roztworu z użyciem mniejszej elektrody

• 25 cm³ roztworu po drugiej elektrolizie zmiareczkowano tak samo, jak roztwór wyjściowy

4.Wyniki.

Tabela1: miareczkowanie wyjściowego roztworu

Średnia objętość titranta: 24,05 cm³

Tabela2: 1. elektroliza (duża elektroda)

Powierzchnia pracująca elektrody: 4,8 cm*4 cm*2=38,4 cm²

Tabela3: miareczkowanie roztworu po 1. elektrolizie

Średnia objętość titranta: 18,5 cm³

Tabela4: 2. elektroliza (mała elektroda)

Powierzchnia pracująca elektrody: 4 cm*2 cm*2=16 cm²

Tabela5: miareczkowanie roztworu po 2. elektrolizie

Średnia objętość titranta: 19,95 cm³

5.Opracowanie wyników

-Średni potencjał elektrolizy - średnia potencjałów mierzonych co pięć minut dla każdej z elektroliz

1. elektroliza

V_śr=2,005 V

2. elektroliza

V_śr=3,2984 V

Średnia z obu elektroliz:

-Gęstość prądu anodowego - jest obliczana ze wzoru
, gdzie:

I - natężenie stosowanego do elektrolizy prądu, w doświadczeniu wyniosło ono 0,25 A (250 mA)

S - pole powierzchni pracującej elektrody

1. elektroliza

2. elektroliza

-Ilość kwasu szczawiowego, która uległa elektrolizie

Podczas miareczkowania zachodziła następująca reakcja:

Z równania można odczytać, że 5 moli kwasu szczawiowego przereagowało
z 2 molami nadmanganianu potasu.

Masa molowa kwasu szczawiowego: 90,03 g/mol. Miareczkowano próbki roztworów kwasu
o objętości 25 cm³.

Miareczkowanie roztworu wyjściowego:

0,02 moli KMnO₄ - 1000 cm³

x moli KMnO₄ - 24,05 cm³

x=0,000481 moli KMnO₄

0,000481 moli KmnO₄ - x moli H₂C₂O₄

x=0,0012025 moli kwasu szczawiowego

Ilość zmiareczkowanego kwasu: 0,0012025 mol*90,03 g/mol=0,108261075 g

Zawartość kwasu w całym roztworze wyjściowym: 8*0,108261075 g=0,8660866 g

Miareczkowanie roztworu po 1. elektrolizie:

0,02 moli KMnO₄ - 1000 cm³

x moli KMnO₄ - 18,5 cm³

x=0,00037 moli KMnO₄

0,00037 moli KMnO₄ - x moli H₂C₂O₄

x=0,000925 moli kwasu szczawiowego

Ilość zmiareczkowanego kwasu: 0,000925 mol*90,03 g/mol=0,08327775 g

Zawartość kwasu w całym roztworze po elektrolizie: 8*0,08327775 g=0,666222 g

Ilość rozłożonego kwasu: 0,8660866 g- 0,666222 g=0,1998646 g

Miareczkowanie roztworu po 2. elektrolizie:

0,02 moli KMnO₄ - 1000 cm³

x moli KMnO₄ - 19,95 cm³

x=0,000399 moli KMnO₄

0,000399 moli KMnO₄ - x moli H₂C₂O₄

x=0,0009975 moli kwasu szczawiowego

Ilość zmiareczkowanego kwasu: 0,0009975 mol*90,03 g/mol=0,089804925 g

Zawartość kwasu w całym roztworze po elektrolizie: 8*0,089804925 g=0,7184394 g

Ilość rozłożonego kwasu: 0,8660866 g-0,7184394 g=0,1476472 g

-Teoretyczną masę kwasu szczawiowego ulegającego elektrolitycznemu rozkładowi można obliczyć
z pierwszego prawa Faradaya:
, gdzie:

k - równoważnik chemiczny

I - natężenie prądu (tu: 0,25 A)

t - czas elektrolizy (w sekundach, tu: 1800 s)

Równoważnik chemiczny określa liczbę gramów substancji wydzielonej na elektrodzie bądź z niej rozpuszczonej podczas przepływu ładunku o wartości 1 kulomba:

gdzie:

M - masa molowa substancji biorącej udział w reakcji elektrodowej

z - liczba elektronów biorących udział w reakcji elektrodowej (tu: 2)

F - stała Faradaya (96485 C)

R - równoważnik chemiczny jonu

Podstawiając równanie równoważnika chemicznego do wzoru opisującego 1. prawo Faradaya otrzymujemy:

Podczas doświadczenia na elektrodach zachodziły poniższe reakcje:

A(+): C₂O₄^2- → CO₂ + 2e^-

K(-): 2H⁺ + 2e^- → H₂

W reakcjach zachodzących na elektrodach brały udział 2 elektrony, stąd z=2.

-Wydajność prądowa, będąca stosunkiem masy rzeczywiście rozłożonego kwasu szczawiowego
do masy przewidzianej równaniem Faradaya dana jest wzorem:

%

Wydajność prądowa - 1. elektroliza (większa anoda):

%=95,22%

Wydajność prądowa - 2. elektroliza (mniejsza anoda):

%=70,34%

6. Wnioski.

Podczas ćwiczenia zauważono, że dla elektrolizera z anodą o większej powierzchni wydajność prądowa jest znacząco większa (95,22%) niż wydajność prądowa anody o mniejszej powierzchni (70,34%). Jest to związane z faktem, że gaz wydzielający się podczas reakcji nie blokował dużej anody

w tak dużym stopniu, w jakim blokował małą anodę, dzięki czemu elektroliza przebiegłą sprawniej.

Materiał, z którego wykonano elektrody, czyli ołów, odgrywał tu dużą rolę. Na anodzie nie dochodziło do utleniania metalu, co mogło zaburzyć przebieg elektrolizy. Metal ulegał jedynie pasywacji, która nie miała istotnego wpływu na wyniki pomiarów.

---