1. WSTĘP TEORETYCZNY

Elektroliza jest procesem wymuszonym, który przebiega w przewodniku elektrolitycznym, gdzie nośnikami ładunków elektrycznych są zarówno jony dodatnie (kationy) jak i ujemne (aniony). Ruch ładunków elektrycznych jest wymuszony poprzez podłączenie zewnętrznego źródła prądu stałego do elektrod zanurzonych w ciekłym przewodniku jonowym.

Naszym przykładem elektrolizy i cząsteczki o wiązaniu jonowym jest cząsteczka siarczanu miedzi CuSO₄. Gdy cząsteczka ta znajdzie się w otoczeniu cząsteczek wody w roztworze elektrycznym, wówczas siła wiązania jonowego ulega osłabnięciu. Dzieje się to wskutek tego, że pole elektryczne cząsteczek dipolowych wody osłabia pole elektryczne między jonami. Siła przyciągania elektrostatycznego wynosi:

gdzie: q1 i q2 - ładunki jonów, r - odległość między jonami, ε 0 - bezwzględna przenikalność elektryczna próżni, ε - względna przenikalność elektryczna wody równa około 80

Przewodzenie prądu przez elektrolity związane jest więc z transportem masy.

Jony docierając do elektrod w trakcie procesu elektrolizy, ulegają zobojętnieniu i wydzielają się na nich, bądź też reagują z materiałem elektrody lub z rozpuszczalnikiem.

W trakcie elektrolizy zachodzą następujące reakcje:

na anodzie wytwarza się nowa drobina Cu- SO₄ w wyniku wtórnej reakcji obojętnej cząsteczki SO₄ z miedzią:

SO ₄+ Cu → CuSO₄

i stężenie roztworu nie zmienia się. Natomiast zmniejsza się masa anody. O tyle samo zwiększa się masa katody.

Ilość substancji wydzielających się w czasie elektrolizy na elektrodach określona jest prawami, które na drodze eksperymentalnej zostały sformułowane przez Faradaya.

Ilość wydzielonej masy na elektrodach jest proporcjonalna do ładunku Q, który przepłynął przez elektrolit

m = k Q lub m = k I t

gdzie: I - natężenie prądu, t - czas, k - współczynnik zwany równoważnikiem elektrochemicznym.

Pierwsze prawo Faradaya zostało sformułowane i eksperymentalnie stwierdzone w 1833r. Na jego bazie dokładne pomiary wydzielonej na elektrodzie masy (m) i ładunku (I ⋅ t), który przepłynął przez elektrolit, dały możliwość eksperymentalnego wyznaczenia wartości równoważników elektrochemicznych (k) dla różnych rodzajów jonów.

Stwierdzono że:

1. wszystkie jony jednowartościowe (np. H+, Na+, Ag+, Cl-, NO3- , Br- ) mają taki sam ładunek, równy ładunkowi elektronu (e);

2. wszystkie jony dwuwartościowe (np. Cu2+, SO42-, Zn2+, Sn2+ ) posiadają taki sam ładunek równy ładunkowi dwu elektronów (2e);

3. wszystkie jony trójwartościowe (np. Al3+, Au3+, PO₄3- ) posiadają taki sam

ładunek równy ładunkowi trzech elektronów (3e);

Ogólnie więc jony o wartościowości równej w (w = 1, 2, 3...) posiadają ładunek elektryczny dodatni lub ujemny równy co do wielkości ładunkowi w elektronów tzn:

e’ = w e

Stanowi to właściwy sens drugiego prawa Faradaya

Prawa Faradaya potwierdzają nasz pogląd na istotę jonu:

1. Jon jest to atom lub zespół atomów, który zyskał lub stracił jeden lub więcej

elektronów.

1. Jony o wartościowości w są to atomy, które posiadają o w elektronów za dużo lub

za mało w stosunku do właściwej im normalnej liczby.

Łącząc oba prawa Faradaya otrzymujemy równanie.

gdzie: M - masa molowa wydzielonej substancji chemicznej, M/w = R nazywamy w chemii gramorównoważnikiem, m’- oznaczymy masę pojedynczego jonu, Q -ładunek

NA ⋅ e = F stałą Faradaya.

Wówczas

Jak widać jeden gramorównoważnik jonów wydzieli na elektrodzie ilość ładunku równą

Q = F.

Stała Faradaya jest więc specyficznym ładunkiem. Najdokładniejsze doświadczenia dają wynik F = 96485,309 C. Ponieważ NA i e są stałymi fizycznymi uniwersalnymi, a więc i stała Faradaya jest uniwersalną stałą fizyczną.

Treść obu praw Faradaya da się wypowiedzieć w następujący sposób:

prąd elektryczny przepływający przez elektrolit wydziela na elektrodach masy jonów proporcjonalne do przeniesionego ładunku tak, że każde 96485,309 C ładunku wydziela jeden gramorównoważnik jakiegokolwiek jonu.

Literatura:

1. D. Halliday, R. Resnick, J. Walker - “ Podstawy fizyki “ PWN 2006

2. T. Dryński – „ Ćwiczenia laboratoryjne z fizyki ” PWN 1967

3. H. Szydłowski – „ Pracownia fizyczna ” PWN 1994

1. OBLICZENIA I RACHUNEK BŁĘDÓW

t [s]	I [A]	Iśr [A]
180	1,04	0,951
360	1,02
540	1,0
720	0,99
900	0,97
1080	0,94
1260	0,93
1440	0,90
1620	0,88
1800	0,84

Masa substancji m: 73,3g – 72,3g = 1g

• Obliczam k - równoważnik elektrochemiczny miedzi

Wykorzystując I prawo Faradaya przekształcamy wzór m = kIt do postaci k =$\frac{m}{I*t}$

k= $\frac{m}{I \bullet t}$ = $\frac{1}{0,951 \bullet 1800\ }$ = 5,842 • 10^-4 [ $\frac{g}{C}\ $]= 0,00584 • 10^-4 [ $\frac{\text{kg}}{C}\ $]

• szacuję błąd tak obliczonej wartości k metodą różniczki zupełnej

Pomiar masy katody dokonano wagą elektroniczną i przyjęto niepewność dokładności wagi

 m =0,1 [g] 

Pomiar natężenia prądu I dokonano za pomocą amperomierza gdzie wartość jednej działki wynosi 0,01 A i przyjęto niepewność wzorcowania

I = $\frac{k*z}{100}$ + 1 działka gdzie k – klasa = 0,5 , z – zakres = 0,75[A]

I = $\frac{0,5*0,75}{100}$ + 0,01 = 0,014 [A]

Pomiaru czasu wykonano stoperem o dokładności 0,1 s i przyjęto niepewność wzorcowania jako jedną jednostkę działki elementarnej tarczy stopera

 t =0,1 [s] 

k = $\left| \frac{\partial k}{\partial m} \right|m$ + $\left| \frac{\partial k}{\partial I} \right|I + \ \left| \frac{\partial k}{\partial t} \right|t$ = $\left| \frac{1}{I \bullet t} \right| \bullet 0,1$ + $\left| \frac{m}{{t \bullet I}^{2}} \right| \bullet 0,014 + \ \left| \frac{m}{{I \bullet t}^{2}} \right| \bullet 0,1$ = 0,65072 • 10^-4 [ $\frac{g}{C}\ $] = 0,58443 • 10^-4 [ $\frac{\text{kg}}{C}\ $]

k = (0, 00584  •  10⁻⁴  ±  0, 58443  • 10⁻⁴ ) $\left\lbrack \frac{\text{kg}}{C} \right\rbrack$

• Obliczam F – stałą Faradaya

Stałą Faradaya obliczamy wykorzystując wzór: k = $\frac{R}{F}$ przekształcamy F= $\frac{R}{k}$ $\left\lbrack \frac{C}{\text{mol}} \right\rbrack$

Równoważnik chemiczny, odczytujemy z tablic przyjmując że nie jest obarczony niepewnością pomiarową.

stąd R= $31,78\left\lbrack \frac{g}{\text{mol}} \right\rbrack$

F= $\frac{R}{k}$ = $\frac{31,78}{5,842\ \bullet \ 10^{- 4}\text{\ \ }}$ =5,4401 •10⁴ $\left\lbrack \frac{C}{\text{mol}} \right\rbrack$

• szacuję błąd tak obliczonej wartości F metodą różniczki zupełnej

F = $\left| \frac{\partial F}{\partial k} \right|k$ = $\left| \frac{- R}{k^{2}} \right| \bullet 0,65072\ \bullet 10^{- 4}$ = 0,6060  • 10⁴ $\left\lbrack \frac{C}{\text{mol}} \right\rbrack$

F = (5, 4401  • 10⁴ ±  0,6060  • 10⁴ ) $\left\lbrack \frac{C}{\text{mol}} \right\rbrack$

1. WNIOSKI

Celem ćwiczenia było wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego miedzi

i stałej Faradaya.

W przeprowadzonym doświadczeniu korzystaliśmy z subtelnych zasad elektrolizy określonych przez Faradaya. Na podstawie określonych wzorów otrzymaliśmy następujące wyniki:

• k = (0, 00584  •  10⁻⁴  ±  0, 58443  • 10⁻⁴ ) $\left\lbrack \frac{\text{kg}}{C} \right\rbrack$

• F = (5, 4401  • 10⁴ ±  0,6060  • 10⁴ ) $\left\lbrack \frac{C}{\text{mol}} \right\rbrack$

Tabelaryczna stała Faradaya F=9,6490*10⁴$\left\lbrack \frac{\mathbf{C}}{\mathbf{\text{mol}}} \right\rbrack\mathbf{\ }$

Tabelaryczna równoważnik elektrochemiczny miedzi

• Duże znaczenie, zresztą jak w każdym doświadczeniu, ma precyzja wykonania i poprawność odczytania wyników pomiarów.

• Znaczący wpływ na wynik ma interpretacja niepewności eksperymentatora i dobre przyjęcie klasy urządzeń pomiarowych i ich skali.

• Moim zdaniem największy wpływ na otrzymany wynik ma nie samo ważenie lecz przygotowanie katody – jej czystość i jakość powierzchni.

• Następnie moment płukania i suszenia przed ważeniem.