KONSPEKT KÓŁKA FIZYCZNEGO Z WYKORZYSTANIEM

DOŚWIADCZEŃ Z ĆWICZENIA NR 44

Data: 21-11-2009
Autor:
Klasa: I I liceum
Program: ŻAK
Temat: Elektroliza

Cel ogólny: Poznanie pojęcia elektrolizy i praw Faradaya dotyczących
elektrolizy.

Cele operacyjne:
- Uczeń wie, co to jest elektroliza, dysocjacja elektrolityczna i elektrolity;
- Uczeń zna prawa Faradaya dotyczące elektrolizy;
- Uczeń wie, co to równoważnik elektrochemiczny (k) i równoważnik chemiczny
(R);
- Uczeń zna następujące stałe fizyczne:
* stała Avogadra: N

A

= 6, 02214199(47) · 10

23

mol

−1

* ładunek elementarny elektronu: e = 1, 602176462(63) · 10

−19

C

* stała Faradaya: F = 9, 64853415(39) · 10

4

C · mol

−1

- Uczeń zna zastosowanie elektrolizy w życiu codziennym;

Metody:
- Doświadczenie uczniowskie;
- Pogadanka (przy referowaniu);
- Dyskusja (przy porównywaniu wyników);

Formy pracy:
- Indywidualna (napisanie referatu);
- Grupowa (wykonywanie doświadczeń);

1

Przebieg zajęć:

Wstęp:

Kółko, z założenia organizowane jest regularnie, raz w tygodniu. Jest dziewię-
ciu stałych uczestników. Temat elektrolizy poruszony będzie pod koniec dzia-
łu dotyczącego elektryczności i magnetyzmu.
Zasady: Kółko polega na tym, że na początku zajęć jedna z osób przedstawia
krótki referat na dany temat. Wypunktowany plan referatu podaję kilka za-
jęć prędzej. Osoba, która wygłasza referat jest przez całe zajęcia ekspertem.
Bycie ekspertem wiąże się z tym, że dana osoba pomaga cały czas innym,
tłumaczy wszystko, co umie.
Reszta podzielona jest na grupy 3-4 osobowe. Ekspert nie należy do żadnej z
grup. Grupy wykonują doświadczenia przez resztę zajęć. Wyniki dyskutują
bądź przedstawiają w tabelkach i na wykresach, jeśli to możliwe.
Bycie ekspertem jest nagradzane oceną celującą cząstkową z fizyki. Poza
tym w grupie osób zapisanym na kółko jest konkurs na najlepszego eksperta
pod koniec semestru.

Wybierany jest on w głosowaniu tajnym, równym

i powszechnym. Ekspert, który wygra konkurs będzie miał podwyższoną
ocenę z fizyki o połowę.

Rozwinięcie:

Temat kółka: Elektroliza.

Plan referatu:
TEMAT: ELEKTROLIZA.
1. Dysocjacja elektrolityczna. Elektrolity.
2. Elektroliza.
3. Prawa Faradaya.
4. Zastosowania elektrolizy.

Przykładowy referat:

TEMAT: ELEKTROLIZA.

1. Dysocjacja elektrolityczna – jest to proces rozpadu na jony obojętnych
cząsteczek kwasu, zasad lub soli podczas ich rozpuszczania w wodzie lub
innym rozpuszczalniku.

Stopień dysocjacji to stosunek liczby cząsteczek

zdysocjowanych do liczby wszystkich cząsteczek substancji rozpuszczonej.
Elektrolity – to roztwory, których cząstki rozpadły się na jony, czyli roztwory
po przebiegu dysocjacji.

2

2. Elektrolizą nazywamy przepływ prądu eletrycznego przez elektrolit wraz
z towarzyszącymi mu reakcjami chemicznymi. Polega na przepływie jonów
dodatnich - kationów do katody - elektrody połączonej z ujemnym biegunem
źródła zewnętrznego, natomiast jonów ujemnych - anionów do anody - elek-
trody połączonej z dodatnim biegunem źródła. W procesie elektrolizy na
elektrodach wydziela się substancja rozpuszczona lub substancja z elektrod
przechodzi do elektrolitu.

3. Prawa Faradaya:
I. Wzór:

m = k · I · t

gdzie:
m – masa wydzielonej na elektrodzie substancji
k – równoważnik elektrochemiczny danej substancji, równy stosunkowi masy
jonu do jego ładunku
I – natężenie ołynącego prądu
t – czas sprzepływu prądu.
Sformułowanie:
Masa substancji wydzielonej na elektrodzie jest wprost proporcjonalna do
natężenia płynącego prądu i czasu jego przepływu, czyli do ładunku przepły-
wającego przez elektrolit.
II. Wzór:

k =

1

F

· R

gdzie:
k – równoważnik elektrochemiczny danej substancji, równy stosunkowi masy
jonu do jego ładunku
F – stała Faradaya F = 9, 64853415(39) · 10

4

C · mol

−1

R – równoważnik chemiczny danej substancji, równy stosunkowi masy molowej
pierwiastka do liczby ładunkowej (wartościowości).
Sformułowanie:
Dla danej substancji równoważnik elektrochemiczny jest wprost proporcjon-
alny do jej równoważnika chemicznego.

Podstawiając II prawo do I otrzymujemy:
m =

1

F

· R · q =

1

F

· R · I · t

Uwzględniając, że R =

µ

w

, mamy:

m =

µ·q

w·F

=

µ·I·t

w·F

4. Zastosowanie elektrolizy.
Zjawisko elektrolizy jest obecnie szeroko wykorzystywane w technice i nauce
oraz w tzw. ilościowej analizie chemicznej. Przykłady wykorzystywania pro-
cesu elektrolizy to:

3

a) celowe wydzielanie osadów metalicznych na katodzie (np. cynk wydzielany
z rud cynkowych w roztworach kwaśnych, wydzielanie metali szlachetnych i
półszlachetnych.)
b) otrzymywanie gazów wydzielanych w procesie elektrolizy (np. czystego
wodoru cząsteczkowego (ulatnia się przy rozkładzie wody), związków pow-
stających przy utlenianiu się kwasów siarkowych, wody utlenionej, chlorku
sodu (powstaje przy elektrolizie soli kuchennej.)
c) otrzymywanie aluminium w czystej postaci poprzez wytrącanie z rozt-
worów tlenku aluminium w substancjach takich jak np. sód. Zjawisko takie
nazywamy termoelektrolizą.
d) galwanizacja - pokrywanie cienką trwałą warstwą metalu innego met-
alu np.

miedziowanie, niklowanie, chromowanie.

(Niklowanie wykonuje

się w celach antykorozyjnych, dekoracyjnych a także technologicznych jako
podłoże dla innych powłok galwanicznych. W powłokach najwyższej jakości
układ warstw miedź - nikiel służy jako podłoże dla warstwy chromu.)
e) proces odwrotny do elektrolizy zachodzi w ogniwach galwanicznych. W
elektrolizie energia elektryczna zamieniana jest na chemiczną, a w ogniwie
galwanicznym kierunek przemian energetycznych jest przeciwny, tzn. ener-
gia chemiczna zamieniana jest na energię elektryczną, co objawia się gen-
erowaniem prądu w obwodzie łączącym elektrody ogniwa. Ze względu na
odwrotny przebieg procesu w ogniwach galwanicznych katoda jest naład-
owana dodatnio, a anoda ujemnie, jednak procesy chemiczne zachodzące na
obu ogniwach mają podobny charakter. Bardzo popularnym ogniwem jest
akumulator ołowiowy stosowany w samochodach do rozruchu silnika spali-
nowego i oświetlenia samochodu, jest on ładowany w czasie pracy silnika.

Po wygłoszeniu referatu, uczniowie przystępują do doświadczenia. Dzielę
uczniów na 2 grupy 4 osobowe. Każda ma inne zadanie. Zadania, których
treści rozdaję im na kserówce, podaję poniżej:

Zadanie 1.
Sprawdź słuszność praw Faradaya.
a) Zestaw układ doświadczalny. Oczyszczone, opłukane wodą i osuszone
elektrody zważ na wadze laboratoryjnej. Następnie umieść je w uchwytach
i wstaw do naczynia z elektrodami. Schemat obwodu znajduje się poniżej.
b) Wyznacz równoważnik elektrochemiczny dla miedzi, porównaj go z wartoś-
ciami tabelarycznymi i wyciągnij odpowiednie wnioski.
c) Sprawdź II prawo elektrolizy Faradaya dla dostępnego roztworu(CuSO

4

).

d) Oblicz (wykorzystując wyniki pomiarów) wartość stałej Faraday’a oraz
wartość ładunku elementarnego.

4

Schemat obwodu:

Tabela wyników pomiarowych:

Elektroda

m

1

m

2

< ∆m >

k =

<∆m>

Q

F =

R

k

e =

F

N

A

Cu

g

g

g

mg

C

C

mol

C

I = 0, 5A, t = 15min

Zadanie 2.
Sprawdź słuszność praw Faradaya.
a) Zestaw układ doświadczalny. Oczyszczone, opłukane wodą i osuszone
elektrody zważ na wadze laboratoryjnej. Następnie umieść je w uchwytach
i wstaw do naczynia z elektrodami. Schemat obwodu znajduje się poniżej.
b) Wyznacz równoważnik elektrochemiczny dla miedzi, porównaj go z wartoś-
ciami tabelarycznymi i wyciągnij odpowiednie wnioski.
c) Sprawdź II prawo elektrolizy Faradaya dla dostępnego roztworu(CuSO

4

).

d) Oblicz (wykorzystując wyniki pomiarów) wartość stałej Faraday’a oraz
wartość ładunku elementarnego.

Schemat obwodu:

5

Tabela wyników pomiarowych:

Elektroda

m

1

m

2

< ∆m >

k =

<∆m>

Q

F =

R

k

e =

F

N

A

Cu

g

g

g

mg

C

C

mol

C

I = 1A, t = 25min

Jako przykładowe wyniki przedstawiam te, które otrzymałam na pracowni.
Obliczenia, które zamieszczam poniżej również dotyczą moich wyników. Obliczenia
takie wykonam także z uczniami w czasie zajęć.

Zadanie 1.
Obliczenia:
Dysocjacja CuSO

4

:

CuSO

4

−→ Cu

2+

+ SO

2−

4

Masy przed wykonaniem doświadczenia:
katoda: m

1

= 115, 08g, anoda: m

2

= 123, 80g

Masy po wykonaniu doświadczenia:
katoda: m

1

= 115, 23g, anoda: m

2

= 123, 70g

Błędy: ∆m

i

= 0, 01g, dla i=1,2

Cu wydziela się na katodzie, więc potrzebna nam jest masa substancji wydzielonej
na katodzie:
< ∆m >= 115, 23g − 115, 08g = 0, 15g
Błąd, obliczony metodą różniczki zupełnej:
∆ < ∆m >= |

∂<∆m>

∂m

1

(m

1

, m

2

)·∆m

1

|+|

∂<∆m>

∂m

2

(m

1

, m

2

)·∆m

2

| = 1·0, 01g +

1 · 0, 01g = 0, 02g
Zatem < ∆m >= 0, 15g ± 0, 02g

Aby obliczyć współczynnik elektrochemiczny, potrzebny nam jeszcze będzie
ładunek:
Q = I · ∆t = 0, 5A · 15min = 0, 5A · 900s = 450C
Błąd, obliczony metodą różniczki zupełnej:
∆I = 0, 01A
∆t = 1min = 60s
∆Q = |

∂Q

∂I

(I, t) · ∆I| + |

∂Q

∂t

(I, t) · ∆t| = |t · ∆I| + |I · ∆t| = 900s · 0, 01A +

0, 5A · 60s = 9C + 30C = 39C
Zatem: Q = 450C ± 39C

6

Teraz można policzyć równoważnik elektrochemiczny:
k =

<∆m>

Q

=

0,15g
450C

=

150mg

450C

=

1
3

mg

C

= 0, (3)

mg

C

Błąd, liczony metodą rózniczki zupełnej:
∆k = |

∂k

∂<∆m>

(< ∆m >, Q) · ∆ < ∆m > | + |

∂k

∂Q

(< ∆m >, Q) · ∆Q| =

= |

1

Q

· ∆ < ∆m > | + | −

<∆m>

Q

2

· ∆Q| =

=

1

450C

· 0, 02g +

0,15g

(450C)

2

· 39C =

0,02g
450C

+

0,15g·39C

202500C

2

=

=

2mg·450C

202500C

2

+

150mg·39C

202500C

2

=

(900+5850)mg·C

202500C

2

=

6750mg

202500C

=

1

30

mg

C

Zatem: k =

1
3

mg

C

±

1

30

mg

C

= 0, (3)

mg

C

± 0, 0(3)

mg

C

Wartość tablicowa równoważnika elektrochemicznego dla miedzi wynosi:
k = 0, 3294

mg

C

Mieści się ona w błędzie wartości przeze mnie obliczonej, co znaczy, że
udowodniłam słuszność I prawa Faradaya.

Z tablic odczytuję wartość równoważnika chemicznego dla miedzi:
R = 31, 8

g

mol

= 31800

mg

mol

II prawo Faradaya można sprawdzić, licząc stałą Faradaya i sprawdzając,
czy jest ona rzeczywiście w przybliżeniu równa wartości tablicowej, czyli
F = 96485C. Jeśli różnica będzie niewielka oznacza to, że w naszym doświad-
czeniu udowodniliśmy słuszność II prawa Faradaya.

F =

R

k

=

31800

0,(3)

mg

mol

mg

C

= 31800 · 3

C

mol

= 95400

C

mol

Błąd liczony metodą różniczki zupełnej:

∆F = |

∂F

∂k

(R, k) · ∆k| = | −

R

k

2

· ∆k| =

31800

mg

mol

(0,(3)

mg

C

)

2

· 0, 0(3)

mg

C

= 286200

C

2

mg·mol

·

0, 0(3)

mg

C

= 9540

C

mol

Zatem: F = 95400

C

mol

± 9540

C

mol

W zadaniu trzeba jeszcze policzyć wartość ładunku elementarnego:
Wartość liczby Avogadra odczytuję z tablic:

N

A

= 6, 0225 · 10

23 1

mol

e =

F

N

A

=

95400

C

mol

6,0225·10

23

1

mol

≈ 1, 584 · 10

−19

C

Błąd, liczony metodą różniczki zupełnej:
∆e = |

∂e

∂F

(F, N

A

) · ∆F | = |

1

N

A

· ∆F | =

1

6,0225·10

23

1

mol

· 9540

C

mol

≈

≈ 1, 584 · 10

−20

C

Zatem: e = 1, 584 · 10

−19

C ± 1, 584 · 10

−20

C

Wartość ładunku elementarnego odczytanego z tablic wynosi:
e = 1, 602 · 10

−19

C

Wartość ta mieści się w granicach błędu obliczonej przeze mnie wartości.

7

Zadanie 2.
Obliczenia:
Dysocjacja CuSO

4

:

CuSO

4

−→ Cu

2+

+ SO

2−

4

Masy przed wykonaniem doświadczenia:
katoda: m

1

= 115, 17g, anoda: m

2

= 123, 60g

Masy po wykonaniu doświadczenia:
katoda: m

1

= 115, 66g, anoda: m

2

= 123, 16g

Błędy: ∆m

i

= 0, 01g, dla i=1,2

Cu wydziela się na katodzie, więc potrzebna nam jest masa substancji wydzielonej
na katodzie:
< ∆m >= 115, 66g − 115, 17g = 0, 49g
Błąd, obliczony metodą różniczki zupełnej:
∆ < ∆m >= |

∂<∆m>

∂m

1

(m

1

, m

2

)·∆m

1

|+|

∂<∆m>

∂m

2

(m

1

, m

2

)·∆m

2

| = 1·0, 01g +

1 · 0, 01g = 0, 02g
Zatem < ∆m >= 0, 49g ± 0, 02g

Aby obliczyć współczynnik elektrochemiczny, potrzebny nam jeszcze będzie
ładunek:
Q = I · ∆t = 1A · 25min = 1A · 1500s = 1500C
Błąd, obliczony metodą różniczki zupełnej:
∆I = 0, 01A
∆t = 1min = 60s
∆Q = |

∂Q

∂I

(I, t) · ∆I| + |

∂Q

∂t

(I, t) · ∆t| = |t · ∆I| + |I · ∆t| = 1500s · 0, 01A +

1A · 60s = 15C + 60C = 75C
Zatem: Q = 1500C ± 75C

Teraz można policzyć równoważnik elektrochemiczny:
k =

<∆m>

Q

=

0,49g

1500C

=

490mg

1500C

== 0, 32(6)

mg

C

Błąd, liczony metodą rózniczki zupełnej:
∆k = |

∂k

∂<∆m>

(< ∆m >, Q) · ∆ < ∆m > | + |

∂k

∂Q

(< ∆m >, Q) · ∆Q| =

= |

1

Q

· ∆ < ∆m > | + | −

<∆m>

Q

2

· ∆Q| =

=

1

1500C

· 0, 02g +

0,49g

(1500C)

2

· 75C =

0,02g

1500C

+

0,49g·75C

2250000C

2

=

=

2mg·1500C

2250000C

2

+

490mg·75C

2250000C

2

=

(3000+36750)mg·C

2250000C

2

=

39750mg

2250000C

= 0, 017(6)

mg

C

Zatem: k = 0, 32(6)

mg

C

± 0, 017(6)

mg

C

Wartość tablicowa równoważnika elektrochemicznego dla miedzi wynosi:

8

k = 0, 3294

mg

C

Mieści się ona w błędzie wartości przeze mnie obliczonej, co znaczy, że
udowodniłam słuszność I prawa Faradaya.

Z tablic odczytuję wartość równoważnika chemicznego dla miedzi:
R = 31, 8

g

mol

= 31800

mg

mol

II prawo Faradaya można sprawdzić, licząc stałą Faradaya i sprawdzając,
czy jest ona rzeczywiście w przybliżeniu równa wartości tablicowej, czyli
F = 96485C. Jeśli różnica będzie niewielka oznacza to, że w naszym doświad-
czeniu udowodniliśmy słuszność II prawa Faradaya.

F =

R

k

=

31800

0,32(6)

mg

mol

mg

C

= 31800 ·

150

49

C

mol

≈ 97347

C

mol

Błąd liczony metodą różniczki zupełnej:

∆F = |

∂F

∂k

(R, k) · ∆k| = | −

R

k

2

· ∆k| =

31800

mg

mol

(0,32(6)

mg

C

)

2

· 0, 017(6)

mg

C

=≈

298000, 9

C

2

mg·mol

· 0, 017(6)

mg

C

≈ 5264, 7

C

mol

Zatem: F = 97347

C

mol

± 5264, 7

C

mol

W zadaniu trzeba jeszcze policzyć wartość ładunku elementarnego:
Wartość liczby Avogadra odczytuję z tablic:

N

A

= 6, 0225 · 10

23 1

mol

e =

F

N

A

=

97347

C

mol

6,0225·10

23

1

mol

≈ 1, 616 · 10

−19

C

Błąd, liczony metodą różniczki zupełnej:
∆e = |

∂e

∂F

(F, N

A

) · ∆F | = |

1

N

A

· ∆F | =

1

6,0225·10

23

1

mol

· 5264, 7

C

mol

≈

≈ 8, 742 · 10

−21

C

Zatem: e = 1, 616 · 10

−19

C ± 8, 742 · 10

−21

C

Wartość ładunku elementarnego odczytanego z tablic wynosi:
e = 1, 602 · 10

−19

C

Wartość ta mieści się w granicach błędu obliczonej przeze mnie wartości.

Wartości przeze mnie policzone umieszczam w tabelach:

Tabela wyników pomiarowych do zadania 1:

Elektroda

m

1

m

2

< ∆m >

k =

<∆m>

Q

F =

R

k

e =

F

N

A

Cu

g

g

g

mg

C

C

mol

C

I = 0, 5A

115, 08±

123, 8±

0, 15±

0, (3)±

95400±

1, 584 · 10

−19

±

t = 15min

0, 01

0, 01

0, 02

0, 0(3)

9540

1, 584 · 10

−20

9

Tabela wyników pomiarowych do zadania 2:

Elektroda

m

1

m

2

< ∆m >

k =

<∆m>

Q

F =

R

k

e =

F

N

A

Cu

g

g

g

mg

C

C

mol

C

I = 1A

115, 17±

123, 6±

0, 49±

0, 32(6)±

97347±

1, 616 · 10

−19

±

t = 25min

0, 01

0, 01

0, 02

0, 017(6)

5264, 7

8, 742 · 10

−21

10