L

ABORATORIUM FIZYCZNE

Instytut Fizyki Politechniki Krakowskiej

ĆWICZENIE

11

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru i

testowanie pierwszego prawa Faradaya

J.Kurzyk

Ćwiczenie 11

2

ĆWICZENIE

11

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru i
testowanie pierwszego prawa Faradaya

J.Kurzyk

1.

Wprowadzenie

Głównym celem ćwiczenia jest wyznaczenie równoważnika elektrochemicznego
wodoru. Zastosowana metoda pomiarowa pozwali jednocześnie na sprawdze-
nie, czy zależność masy wodoru, jaka wydziela się podczas elektrolizy, od ła-
dunku, jaki przepływa między elektrodami ma charakter liniowy. Tego typu
zależność wynika z pierwszego prawa Faradaya, a zatem wyniki naszych po-
miarów będą jednocześnie testem tego prawa. Wyznaczenie wartości równo-
ważnika elektrochemicznego wodoru pozwala nam dodatkowo wyliczyć war-
tość stałej Faradaya oraz wartość ładunku elementarnego.

1.1

Dysocjacja elektrolityczna

Woda jest najbardziej znanym i jednocześnie bardzo dobrym rozpuszczalnikiem wielu

substancji. Już na początku badań nad elektrycznością zauważono, że wodne roztwory nie-
których związków chemicznych (należą do nich wszystkie kwasy, zasady i sole) przewodzą
prąd elektryczny, a inne nie. Pod koniec XIX wieku problemem tym zajmował się szwedzki
chemik i fizyk Svante Arrhenius. Wysunął on przypuszczenie, że cząsteczki kwasów, zasad i
soli pod wpływem wody ulegają rozpadowi na jony dodatnie i ujemne. Proces ten nazywany
jest

dysocjacją elektrolityczną

, a powstały w wyniku dysocjacji elektrolitycznej roztwór

związku chemicznego –

elektrolitem

. Za opracowanie teorii dysocjacji elektrolitycznej Arrhe-

nius otrzymał w 1903 roku nagrodę Nobla w dziedzinie chemii.

Podczas dysocjacji elektrolitycznej jonami dodatnimi stają się atomy metali oraz wodór, a

jonami ujemnymi reszty kwasowe i zasadowe, np.

H SO → 2H + SO ,

KOH → K + OH ,

CuSO → Cu + SO .

Dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym. W elektrolitach ciągle zachodzi

proces dysocjacji i odwrotny do niego proces

rekombinacji

. Oznacza to, że nieustannie jedne

cząstki rozpadają się na jony, a z kolei niektóre jony na powrót łączą się w obojętne elek-
trycznie cząsteczki. Jednak w danych warunkach (w danej temperaturze i przy danym stęże-
niu roztworu) w roztworze znajduje się mniej więcej stała liczba jonów obu rodzajów. Stosu-
nek liczby moli cząstek związku chemicznego, które uległy dysocjacji do liczby moli wszyst-

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru …

3

kich cząstek związku nazywamy

stopniem dysocjacji

. Elektrolity dzielimy na tzw.

elektrolity

słabe

i

elektrolity mocne

. W przypadku elektrolitów słabych stopień dysocjacji jest bardzo

mały. Przykładem elektrolitu słabego jest wodny roztwór kwasu węglowego H

2

CO

3

. W przy-

padku elektrolitów mocnych stopień dysocjacji jest bliski jedności. Przykładem takiego elek-
trolitu jest wodny roztwór kwasu siarkowego H

2

SO

4

, z jakim mamy do czynienia w tym ćwi-

czeniu. Elektrolit jako całość jest elektrycznie obojętny – ilość ładunku elektrycznego na jo-
nach dodatnich jest taka sama jak na jonach ujemnych.

Bardzo dobre właściwości dysocjacyjne wody wynikają z budowy jej cząsteczki. Ułożenie

atomów wodoru w stosunku do atomu tlenu i wiążące się z tym przesunięcie efektywnego
ładunku ujemnego względem efektywnego ładunku dodatniego (patrz rysunek 1.1), sprawia,
że cząsteczka wody jest tzw.

cząsteczką polarną

, czyli ma trwały moment dipolowy. Oznacza

to, że wytwarza wokół siebie pole elektryczne, chociaż jest elektrycznie obojętna. Moment
dipolowy cząsteczki wody jest dość wysoki co przejawia się w bardzo dużej względnej przeni-
kalności dielektrycznej wody wynoszącej w temperaturze pokojowej ok. 80.

Rys. 1.1 Model cząsteczki wody.

Dysocjacja cząsteczek związku rozpuszczonego w wodzie wywołana jest polem elektrycznym
cząsteczek wody, które otaczają cząsteczki rozpuszczonej w wodzie substancji chemicznej i
zderzają się z nimi wskutek ruchów termicznych. Zdolność do dysocjacji wykazują cząsteczki,
w których występują

wiązania jonowe

lub

kowalencyjne

silnie spolaryzowane.

Do samorzutnej dysocjacji dochodzi również w czystej wodzie:

H O + H O → H O + OH .

Jednak w warunkach normalnych stopień dysocjacji wody jest bardzo mały. Zaledwie jedna
cząstka wody na 10

7

cząstek ulega dysocjacji, dlatego czysta chemicznie woda nie przewodzi

prądu elektrycznego.

1.2

Przepływ prądu w elektrolitach, elektroliza

Elektrolity są dość dobrymi przewodnikami prądu elektrycznego. Mechanizm przewo-

dzenia prądu elektrycznego przez elektrolity jest inny niż w metalach. Główna różnica polega
na tym, że nośnikami prądu w metalach są elektrony, zaś w elektrolitach nośnikami są jony
dodatnie i ujemne. W przeciwieństwie do metali przewodnictwo elektryczne elektrolitów
wzrasta z temperaturą, gdyż wraz z temperaturą wzrasta tzw. ruchliwość jonów, a także
(zwłaszcza w przypadku słabych elektrolitów) stopień dysocjacji. Uporządkowany ruch jonów

Ćwiczenie 11

4

w elektrolitach, czyli prąd elektryczny, uzyskujemy za pomocą zewnętrznego pola elektrycz-
nego wytworzonego przez zanurzone w elektrolicie elektrody, pomiędzy którymi panuje róż-
nica potencjałów. Elektrodę o dodatnim potencjale nazywamy

anodą

, a elektrodę o poten-

cjale ujemnym

katodą

. Pod wpływem pola elektrycznego jony dodatnie poruszają się w kie-

runku katody i dlatego nazywamy je

kationami

. Jony ujemne poruszają się w kierunku anody

i nazywamy je

anionami

.

Rys. 1.2 Ruch jonów elektrolitu w polu elektrycznym.

Po dojściu kationu (jonu dodatniego) do katody następuje

redukcja

, czyli pobranie

elektronu (lub elektronów) przez jon. W przypadku jonu wodoru w wyniku redukcji powstaje
wodór, który uwalnia się z roztworu.

2H + 2 → H ↑.

W przypadku, gdy kationem był jon metalu, w wyniku redukcji powstaje atom tego metalu,
który następnie osadza się na elektrodzie.

Cu + 2 → Cu.

Z kolei na anodzie dochodzi do procesu

utleniania

(oddawania elektronów). W procesach

chemicznych zachodzących na anodzie bardzo często aktywny udział biorą cząsteczki wody.
W przypadku elektrolitów kwasowych na anodzie dochodzi do procesu

H O → ½O ↑ +2H + 2e,

np.

SO + 2e + H O → ½O ↑ +SO + 2H + 2e → ½O ↑ +2H + SO .

Ostatecznie, podczas elektrolizy wodnego roztworu kwasu siarkowego będziemy obserwo-
wać wydzielanie się wodoru na katodzie i tlenu na anodzie.

Całość procesów fizyko-chemicznych zachodzących w elektrolicie pod wpływem przyłożone-
go zewnętrznego pola elektrycznego nazywamy

elektrolizą

. Elektroliza ma duże znaczenie

praktyczne i jest szeroko stosowana w wielu gałęziach przemysłu, m.in. do

•

Produkcji gazów takich jak wodór, tlen, chlor.

•

Produkcji metali takich jak glin, lit, potas, sód.

•

Galwanizacji, czyli pokrywania przedmiotów metalowych cienką warstwą innego me-
talu (np. cynkowanie blach, posrebrzanie biżuterii, chromowanie, niklowanie).

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru …

5

•

Otrzymywania bardzo czystej chemicznie miedzi (rafinacja miedzi).

•

Produkcji wielu związków chemicznych.

1.3

Prawa Faradaya

Zjawisko elektrolizy badał w XIX wieku Michael Faraday – angielski fizyk i chemik. Sformu-

łował on dwa prawa nazywane na jego cześć prawami Faradaya.

Pierwsze prawo Faradaya

stwierdza, że masa

substancji, jaka wydziela się podczas

elektrolizy na każdej z elektrod jest proporcjonalna do ilości ładunku , jaki przepływa przez
elektrolit

=

,

przy czym współczynnik proporcjonalności występujący w tym prawie, nazywany

równo-

ważnikiem elektrochemicznym

wydzielonej na elektrodzie substancji, zależy wyłącznie od

rodzaju substancji, a nie zależy od rodzaju elektrolitu, jego stężenia, rozmiaru i kształtu elek-
trod, temperatury i innych czynników zewnętrznych. W układzie SI jednostką równoważnika
elektrochemicznego jest kg/C, jednak ze względu na małą wartość równoważników elektro-
chemicznych wygodniej jest używać jednostki mg/C. Równoważnik elektrochemiczny jest
liczbowo równy masie substancji, jaka wydzieli się na elektrodzie, jeśli przez elektrolit prze-
płynie jednostkowy ładunek.

Drugie prawo Faradaya

bywa podawane w różnych postaciach. Jedna z tych postaci jest

następująca: stosunek równoważników elektrochemicznych różnych substancji jest równy
stosunkowi ich gramorównoważników

= .

Gramorównoważnikiem

(inaczej równoważnikiem chemicznym)

jonu nazywamy stosunek

jego

masy molowej

(masy jednego mola substancji) do wartościowości

= .

Drugie prawo Faradaya można również sformułować tak: stosunek gramorównoważników
substancji do ich równoważników elektrochemicznych jest dla wszystkich substancji jedna-
kowy

= ,

czyli

= ∙ = = !"#$.

Stosunek ten oznaczamy literą i nazywamy

stałą Faradaya.

Stała Faradaya jest liczbowo

równa ładunkowi elektrycznemu, jaki powoduje wydzielenie się na elektrodzie

1/ części mo-

la substancji o wartościowości . Stała Faradaya wynosi

Ćwiczenie 11

6

= 96 485,3365-21.

C

mol.

Z interpretacji fizycznej stałej Faradaya, wynika, że jest ona równa iloczynowi ładunku ele-
mentarnego i liczby Avogadra

2

3

:

= 2

3

.

2.

Metoda pomiaru

Jak pokazano w punkcie 1.2, podczas elektrolizy wodnego roztworu kwasu siarkowego na

katodzie wydziela się wodór, a na anodzie tlen. Wykorzystamy to do wykonania pomiaru
równoważnika elektrochemicznego wodoru

1

. W eksperymencie przeprowadzimy elektrolizę

10% roztworu kwasu siarkowego przy stałej wartości prądu elektrycznego. Jeśli przez elek-
trolit przepływa prąd elektryczny o stałej wartości

4, to ładunek przeniesiony przez elektrolit

w czasie

5 (czytaj tau) wynosi = 4 ∙ 5. Wobec tego, zgodnie z pierwszym prawem Faradaya,

masa substancji wydzielonej na każdej elektrod po czasie

5 będzie równa:

-5. = 45.

Podczas eksperymentu będziemy mierzyć masę wodoru, jaki wydzieli się po czasie
5 , 5 , … 5

7

-5 < 5 < ⋯ < 5

7

.. Pomiar masy będzie pomiarem pośrednim polegającym na

odczytaniu objętości

: wydzielonego wodoru i wyznaczeniu jego gęstości ; w danych warun-

kach

- = ;:.. Następnie do zebranych punktów pomiarowych {

=

, 5

=

}, ? = 1. . " dopasuje-

my metodą najmniejszych kwadratów prostą typu

= @5. Takie podejście ma dwie zalety. Po

pierwsze, sprawdzimy zgodność naszych wyników z pierwszym prawem Faradaya. Po drugie,
znajomość współczynnika kierunkowego

@ prostej = @5. oraz natężenie prądu 4 jaki płynął

przez elektrolit podczas naszego eksperymentu pozwoli nam na wyznaczenie równoważnika
elektrochemicznego wodoru ze wzoru

=

@

4.

Oczywiście musimy zdawać sobie sprawę, że przeprowadzony przez nas test słuszności
pierwszego prawa Faradaya nie jest kompletny. Sprawdzimy jedynie proporcjonalność wy-
dzielonej na elektrodzie masy wodoru do ładunku jaki przepłynął między elektrodami. Nie
możemy na tej podstawie stwierdzić, czy współczynnik proporcjonalności (równoważnik
elektrochemiczny) będzie taki sam w przypadku innego elektrolitu, w którym wydziela się
wodór, w przypadku innego stężenia elektrolitu, innej geometrii elektrod itp., a także, czy dla
innych substancji zależność wydzielonej masy od ładunku ma też charakter liniowy.

1

Wydzielający się podczas elektrolizy tlen w dużym stopniu rozpuszcza się w wodzie i dlatego wyznaczenie,

opisaną tu metodą, równoważnika elektrochemicznego tlenu obarczone byłoby zbyt dużym błędem.

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru …

7

3.

Wykonanie ćwiczenia

3.1

Opis układu pomiarowego

Elektrolizę 10% roztworu kwasu siarkowego przeprowadzimy w tzw. aparacie Hofmanna

(patrz. rysunek 2.1). Są to trzy połączone ze sobą rurki (naczynia połączone), z których dwie
boczne, nazywane

biuretami

, mają wprowadzone od dołu elektrody (na ogół platynowe) a

od góry wyposażone są w zaworki pozwalające na szczelne zamknięcie rurek. Środkowa rur-
ka, w górnej części zakończona jest szklaną bańką, w której zbiera się elektrolit wypierany
przez gazy gromadzące się w bocznych biuretach (patrz. rysunek 2.2). Na powierzchni obu
biuret naniesiona jest skala pozwalająca na mierzenie objętości gazów, jakie zbierają się w
rurkach podczas elektrolizy. Do elektrod umieszczonych w biuretach przykładamy napięcie z
zasilacza prądu stałego poprzez opornicę suwakową, dzięki której możemy ustawić żądane
natężenie prądu płynącego przez elektrolit. Schemat układu pomiarowego przedstawia rysu-
nek 2.2.

Rys. 2.1. Aparat Hoffmana.

Rys. 2.2. Schemat układu pomiarowego.

3.2

Przebieg pomiarów

W ćwiczeniu mamy do czynienia z roztworem kwasu siarkowego. Należy zatem za-

chować szczególną ostrożność. Podczas wypuszczania gazów z biuret, wyloty rurek dobrze
jest osłonić kawałkiem ręcznika papierowego, a zaworki na biuretach odkręcać powoli.

1.

Po zmontowaniu układu pomiarowego (patrz rys. 2.2) i zgodzie osoby prowadzącej włą-
czamy zasilanie i ustawiamy natężenie prądu na ok. 0,2 A. Zaworki na biuretach powinny
być zakręcone. Po czasie ok. 2 minut wyłączamy zasilanie i ostrożnie wypuszczamy gazy z
obu biuret, po czym ponownie zakręcamy zaworki. Opisane czynności mają na celu nasy-
cenie roztworu wodorem, tak aby wodór, jaki będzie się wydzielał w dalszej części ekspe-
rymentu w całości opuszczał roztwór.

Ćwiczenie 11

8

2.

Ustawiamy katetometr (przyrząd służący do zdalnego pomiaru długości pionowych od-
cinków) tak, aby przez lunetkę katetometru można było obserwować poziom roztworu w
biurecie, w której będzie się zbierał wodór oraz poziom roztworu w zbiorniczku wyrów-
nawczym (patrz. rys. 2.2). Katetometr powinien być ustawiony dokładnie w pionie. Służą
do tego: pion zawieszony na katetometrze oraz dwie śruby regulacyjne umieszczone w
podstawie katetometru.

3.

Odczytujemy i zapisujemy aktualne ciśnienie atmosferyczne oraz temperaturę otocze-
nia

2

.

4.

Włączamy jednocześnie zasilacz i stoper. Kontrolujmy czy natężenie prądu płynącego
przez elektrolit nie zmieniło się i w razie potrzeby korygujemy natężenie prądu suwakiem
opornicy.

5.

Po dwóch minutach (120 s) wyłączamy zasilacz i odczekujemy ok. 0,5-1 minuty, aż wszyst-
kie pęcherzyki wodoru wypłyną na powierzchnię. Następnie odczytujemy objętość wodo-
ru

: (należy zwrócić uwagę na kierunek skali na powierzchni biurety i wartość najmniej-

szej działki skali). Za pomocą katetometru mierzymy poziomy roztworu

3

ℎ i ℎ jak na ry-

sunku 2.2 (Uwaga: gazu nie wypuszczamy!)

6.

Czynności opisane w punktach 4 i 5 powtarzamy ok. 7-10 razy.

7.

Zebrane dane pomiarowe zapisujemy na bieżąco w tabeli (patrz tabela 3.1).

8.

Po zakończeniu pomiarów ostrożnie wypuszczamy gazy z obu biuret i porządkujemy sta-
nowisko.

Tabela 3.1. Fragment tabeli do zapisywania wyników pomiarów w ćw. 11.

Lp.

5 [s]

: [cm ]

ℎ [cm]

ℎ [cm]

1

0

0

–

–

2

120

…

3.3

Obliczenia

Po wykonaniu pomiarów opisanych w poprzednim punkcie znamy objętość

: wydzielo-

nego na katodzie wodoru w funkcji czasu. Masę wydzielonego wodoru wyliczymy z zależ-
ności

= ;:,

gdzie

; jest gęstością wodoru w danych warunkach, czyli w danej temperaturze F i danym

ciśnieniu

G. Z tablic odczytujemy gęstość ;

H

wodoru w tzw.

warunkach normalnych

, tzn. w

temperaturze

F

H

= 273,15 K i pod ciśnieniem G

H

= 1023,25 hPa. Korzystając z równania

stanu gazu

2

Do obliczeń potrzebne są nam temperatury: elektrolitu, wydzielonego wodoru i pary wodnej nad elektrolitem.

W warunkach naszego eksperymentu możemy z dużą dokładnością przyjąć, że te temperatury są równe tempe-
raturze otoczenia.

3

Nie ma znaczenia poziom odniesienia, tzn. poziom, względem którego mierzymy oba poziomy, gdyż nas inte-

resuje jedynie różnica poziomów

ℎ i ℎ , czyli wysokość ℎ słupa roztworu.

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru …

9

G ∙ :

F =

G

H

∙ :

H

F

H

i definicji gęstości dostajemy

; = : = :

H

∙

GF

H

G

H

F.

Stąd otrzymujemy wzór na gęstość

; wodoru o temperaturze F znajdującego się pod ciśnie-

niem

G przyjmuje postać

; = ;

H

∙

GF

H

G

H

F.

Ciśnienie

G wodoru możemy wyliczyć z warunku równowagi ciśnień. W biurecie z katodą,

nad powierzchnią elektrolitu znajduje się wodór i para wodna. Suma ciśnień cząstkowych
obu gazów (

G wodoru i G

N

pary wodnej) musi równoważyć ciśnienie atmosferyczne

G

O

i ci-

śnienie wywierane przez słup o wysokości

ℎ cieczy o gęstości ;

P

, czyli tzw. ciśnienie hydro-

statyczne

G

Q

równe

G

Q

= ;

P

Rℎ.

Z warunku równowagi ciśnień mamy

G + G

N

= G

O

+ G

Q

.

Stąd ciśnienie wodoru wynosi

G = G

O

− G

N

+ ;

P

Rℎ.

Ciśnienie (tzw. prężność) nasyconej pary wodnej dla danej temperatury odczytujemy z tablic
lub wyliczamy z empirycznego wzoru (wg PN-EN ISO 13788: 2003)

G

N

= 6,105 ∙

e

21,875∙t

237,3−t

hPa,

gdzie

$ jest temperaturą pary wodnej w stopniach Celsjusza.

Gęstość

;

P

10% wodnego roztworu kwasu siarkowego w temperaturze

$ °C odczytujemy z

tablic lub wyliczamy z empirycznego wzoru

;

P

-$. = 1,0745 − 0,000420 ∙ $

g

cm .

Podczas obliczeń zwróćmy uwagę na jednostki. Jeśli ciśnienie atmosferyczne, ciśnienie nor-
malne i prężność pary podajemy w hPa, to ciśnienie hydrostatyczne też musimy podać w
takich jednostkach. Warto zauważyć, że jeśli do obliczeń weźmiemy wartość gęstości

;

P

roz-

tworu w

g/cm , wysokość słupa roztworu ℎ w cm, wartość przyśpieszenia ziemskiego g w

m/s , a wynik podzielimy przez 10, to otrzymamy wynik w hPa -1 g/cm = 10 kg/m ,

1 cm = 10 m, 1 hPa = 10 Pa, 10 ∙ 10 /10 = 1/10..

Ćwiczenie 11

10

Pomocnicze dane, które będą nam potrzebne podczas liczenia masy wodoru zapisujemy w
tabeli (patrz tabela 3.2).

Tabela 3.2. Tabela pomocniczych wielkości potrzebnych podczas wyliczania masy wodoru, jaki wydzielił się
podczas elektrolizy.

Symbol

wielkości

Opis

Wartość

G

H

ciśnienie normalne

1013,25 hPa

F

H

temperatura normalna

273,15 K

;

H

gęstość wodoru w warunkach normalnych

0,08989 mg/cm

3

$

temperatura elektrolitu, pary wodnej

i wodoru w skali Celsjusza

odczytujemy z termometru w °C

F

temperatura elektrolitu, pary wodnej

i wodoru w skali Kelwina

F = $ + 273,15

G

O

ciśnienie atmosferyczne

odczytujemy z barometru w hPa

G

N

prężność nasyconej pary wodnej dla tem-

peratury

$

z tablic lub ze wzoru

G

N

= 6,105 ∙ e

,WXY∙Z

X, Z

hPa

ρ

r

gęstość 10% roztworu wodnego kwasu

siarkowego dla temperatury

$

z tablic lub ze wzoru

;

P

-$. = 1,0745 − 0,00042 ∙ $

g

cm .

Po zgromadzeniu wszystkich potrzebnych danych przystępujemy do wyliczenia masy wodoru
zależnej od czasu przepływu prądu przez elektrolit. Wyniki obliczeń zapisujemy w tabeli
(patrz tabela 3.3).

Tabela 3.3 Fragment tabeli do zapisywania wyników obliczeń

G, ;, w ćw. 11.

Lp.

5 [s] : [cm

3

]

ℎ [cm] G [hPa] ; [mg/cm

3

]

[mg]

1

0

–

–

–

–

0

2

120

...

3.4

Opracowanie wyników pomiarów

3.4.1

Równoważnik elektrochemiczny wodoru

Po wyliczeniu mas wydzielonego wodoru w poszczególnych czasach sporządzamy wy-

kres zależności masy wydzielonego wodoru

od czasu przepływu prądu

5 i do punktów

pomiarowych dopasowujemy metodą najmniejszych kwadratów prostą

= @

τ

(możemy

skorzystać z programu WykresLab). Sprawdzimy tym samym, czy przebieg naszego ekspery-
mentu jest w zgodzie z pierwszym prawem Faradaya, tzn. czy masa wodoru wydzielającego
się na katodzie była proporcjonalna do ładunku, jaki przepływał między elektrodami.

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru …

11

Wartość równoważnika elektrochemicznego wodoru znajdujemy ze związku:

=

@

4.

Niepewność wyznaczenia wartości równoważnika elektrochemicznego wodoru wyliczamy ze
wzoru:

[- . = ∙ \]

[-@.

@ ^ + ]

[-4.

4 ^ .

Następnie zapisujemy wynik pomiaru zgodnie z regułami zapisu omówionymi w [3] rozdz. 8.
Wynik porównujemy (patrz [3] rozdz. 10) z tablicową wartością równoważnika elektroche-
micznego wodoru, czyli sprawdzamy, czy

_O`a

mieści się wyznaczonym przez nas przedziale

b − [- ., + [- .c. Wartość tablicowa równoważnika elektrochemicznego wodoru jest
równa

_O`a

= 0,01044 mg/C.

3.4.2

Stała Faradaya

Korzystając z otrzymanego w poprzednim punkcie wyniku oraz drugiego prawa Fara-

daya, możemy wyliczyć stałą Faradaya. Korzystamy ze wzoru

= ∙ .

Dla wodoru H

2

w tablicach znajdujemy

= 2,0016 g/mol = 2001,6 mg/mol oraz = 2.

Niepewność masy molowej wodoru możemy zaniedbać, a zatem

[- . = ∙

[- .

.

Otrzymany wynik porównujemy z wartością tablicową:

_O`a

= 96485,3365-21. C/mol.

3.4.3

Ładunek elementarny

Korzystając z wyniku otrzymanego w poprzednim punkcie i interpretacji fizycznej stałej Fara-
daya (patrz punkt 1.3) wyliczamy wartość ładunku elementarnego

= 2

3

.

Z tablic znajdujemy wartość liczby Avogadro

2

3

= 6,02214129 ∙ 10 mol . Niepewność

wyznaczenia ładunku elementarnego liczymy ze wzoru

[- . = ∙

[- .

.

Otrzymany wynik porównujemy z wartością tablicową:

= 1,602176487-40. · 10

e

C.

Ćwiczenie 11

12

4.

Literatura

[1] T. Dryński, Ćwiczenia laboratoryjne z fizyki, PWN, Warszawa 1978.

[2] Praca pod red. B.Oleś i M. Duraj: Ćwiczenia laboratoryjne z fizyki, cz.I. wyd.4, Wyd. PK,

Kraków 2008.

[3] J. Kurzyk, Niepewności pomiaru – wersja podstawowa, Dok. wewnętrzny IFPK, 2014.

[4] D. Halliday, R. Resnick, Fizyka, t. 2, PWN, Warszawa 2006.

[5]

http://physics.nist.gov/cuu/Constants/index.html

- tablice stałych fizycznych.