Nazwisko Nowak		WYŻSZA SZKOŁA PEDAGOGICZNA w Rzeszowie
Imię Tomasz		Wykonano		Oddano
Kierunek Fizyka z informatyką II		6-12-2000	Podpis	13-12-2000	Podpis
Grupa laboratoryjna: XI
Nr ćwiczenia 34a	Temat ćwiczenia Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego wodoru i tlenu przy pomocy aparatu Hoffmana.

WSTĘP TEORETYCZNY

Wodne roztwory kwasów, zasad i soli ulegają dysocjacji elektrolitycznej polegającej na rozpadzie drobin na jony: dodatnie zwane kationami oraz ujemne aniony. Dodatnimi jonami są metale i wodór, a ujemnymi reszta kwasowa i grupa wodorotlenowa. Dysocjacja nie jest całkowita; stąd wprowadzamy pojęcie stopnia dysocjacji a będącego stosunkiem liczby drobin zdysocjowanych N_d do ogólnej liczby drobin zawartych w roztworze N:

Stopień dysocjacji zależy od wielu czynników (temperatury, stężenia itp.), z których najważniejszą rolę odgrywa względna przenikalność dielektryczna ε_r rozpuszczalnika. Części drobin dysocjujących są jonami i są związane siłami coulombowskimi:

a więc proporcjonalnymi do odwrotności względnej stałej dielektrycznej ε_r rozpuszczalnika. Im większe ε_r, Tym wyższy stopień dysocjacji. W roztworze następuje również rekombinacja drobin a stopień dysocjacji jest wynikiem równowagi dynamicznej między dysocjacją a rekombinacją.

Jony pochodzące ze zdysocjowanych drobin mogą przewodzić prąd elektryczny. Prąd taki różni się od prądu przewodzonego w metalach, ponieważ nie jest to przepływ elektronów, lecz przepływ dużych jonów, czyli prąd konwekcyjny. Stad też opór elektrolitu jest duży. Poza tym elektrolity zachowują się jak przewodniki, tzn. stosują się do prawa Ohma i ich opór zależy od temperatury w taki sam sposób jak dla metali. Całość zjawisk zachodzących przy przepływie prądu elektrycznego przez elektrolit nazywamy elektrolizą. Ponieważ w elektrolitach występują prądy konwekcyjne towarzyszy im transport masy. Jony oddają swój ładunek elektrodzie, ulegają zobojętnieniu i wydzielają się na elektrodzie lub reagują natychmiast z elektrodą bądź roztworem. Ilość wydzielonej masy jest proporcjonalna do ładunku Q, który przepływa przez elektrolit:

(1)

Współczynnik proporcjonalności k nazywamy równoważnikiem elektrochemicznym, powyższe równanie nazywamy I prawem Faradaya. Oznaczając masę pojedynczego jonu przez m', jego ładunek przez e', a ilość wydzielonych jonów przez N' otrzymamy:

m=N'ּm' oraz N'=Q/e'

skąd

i porównując ten wzór ze wzorem (1) otrzymujemy prostą interpretację równoważnika elektrochemicznego:

Ładunek jonu e'=Wּe jest równy iloczynowi wartościowości i ładunku elementarnego, a masa m' jonu jest równa stosunkowi masy atomowej do liczby Avogarda N_A, czyli

Podstawiając tę wielkość do wzoru

otrzymamy:

gdzie wielkość

nazywamy równoważnikiem chemicznym, a iloczyn F= N_Aּe stałą Faradaya. Tak więc ostatni wzór przyjmuje postać:

(2)

Wynika stąd, że ładunek Q=F równy stałej Faradaya wydziela masę równą jednemu równoważnikowi chemicznemu m=R dowolnej substancji. Stwierdzenie to jest treścią II prawa Faradaya. Stała Faradaya F=96519,2 Cּrównoważnik^-1. Podstawiając równanie (1) do równania (2) otrzymamy:

R=kּF

Stosując wzór (2) do dwóch substancji otrzymamy:

oraz

Jeżeli przez obydwa woltametry przepuścimy taki sam ładunek Q=Q₁=Q₂, to dzieląc obydwa równania stronami otrzymamy:

W doświadczeniu przepuszczamy prąd przez szeregowo połączone woltametry, z których jeden jest przystosowany do elektrolizy substancji nie wydzielającej gazów np. CuSO₄, ZnSO₄, a drugi do elektrolitu wydzielającego gazy np. KOH, NaCl, itp. Dysocjacja tych substancji przebiega według schematu:

CuSO₄ → Cu⁺⁺ + SO₄^{- -},

ZnSO₄ → Zn⁺⁺ + SO₄^{- -},

NaCl → Na⁺ + Cl^-,

KOH → K⁺ + OH^-.

Na katodzie zachodzą wtórne reakcje chemiczne w ostatnich dwóch przypadkach

K + H₂O → 2KOH + H₂,

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂.

Na anodzie w każdym przypadku zachodzą reakcje wtórne z materiałem elektrody

SO₄ + Cu → CuSO₄ lub z wodą 4Cl + 2H₂O → 4HCl + O₂

SO₄ + Zn → ZnSO₄ lub z wodą 4OH + 2H₂O → 4H₂O + O₂.

Tak więc na elektrodach wydziela się wodór i tlen.

Masę wydzielonego gazu obliczyć możemy ze wzoru:

3. m=ρ_oּV_o

gdzie V_o oznacza objętość w temperaturze τ = 0^oC i przy p_o - ciśnieniu normalnym. Objętość V_o obliczamy z równania stanu gazu doskonałego (Clapeyrona):

(4)
,

gdzie V jest objętością w temperaturze τ, a p ciśnieniem w tej temperaturze. Do elektrolizy substancji wydzielającej gazy stosujemy woltametr. W rurkach A i B gromadzić się mogą gazy wydzielające się na elektrodach. Zmiany objętości elektrolitu kompensuje jego zapas w zbiorniku. Elektrody „+” i „-” wykonane są z drutu platynowego lub żelaznego. W woltometrze znajduje się mieszanina gazu (wodoru lub tlenu) oraz pary wodnej. Ciśnienie całkowite jest wtedy zgodnie z prawem Daltona równe sumie ciśnień cząstkowych obydwu gazów pary wodnej p[H₂O] oraz wodoru lub tlenu p. Suma ciśnień p[H₂O]+p jest zrównoważona ciśnieniem barometrycznym b oraz ciśnieniem h słupa wody:

gdzie b_o - zredukowana wartość ciśnienia, a współczynnik h/13,6 pochodzi z zamiany ciśnienia słupka wody o wysokości h na ciśnienie słupka rtęci o gęstości 13,6 razy większej. Stąd ostatecznie:

Podstawiając to do równania (4) otrzymuję:

a następnie podstawiając je do równania (3) otrzymuję wzór na masę m wydzielonego gazu:

(5)

W ćwiczeniu należy wyznaczyć równoważniki elektrochemiczne wodoru i tlenu. Korzystając z zależności:

m=kּIּt

po obliczeniu m z równania (5) mogę wyznaczyć je z następującego wzoru:

(6)

WŁASNOŚCI DIELEKTRYCZNE CIAŁ

Dielektrykami są ciała, które w swojej strukturze - przy braku zewnętrznych bodźców jonizujących - nie zawierają ładunków swobodnych, tj. elektronów poruszających się swobodnie w przestrzeniach międzyatomowych; w związku z tym dielektryki są złymi izolatorami prądu.

Ładunki elektryczne przeciwnych znaków występujące w równych ilościach w poszczególnych atomach i cząsteczkach dielektryków są ze sobą bardzo silnie związane siłami wzajemnego przyciągania.

Gdy na powyższe ładunki działają siły pola elektrycznego, więź między nimi nie zostaje zerwana, a jedynie doznają one nieznacznych, sprężystych przesunięć względem siebie. Wszystkie ładunki dodatnie przesuwają się w kierunku zgodnym z kierunkiem natężenia pola elektrycznego, a ładunki ujemne w kierunku przeciwnym.

SCHEMAT POMIARU

PRZEBIEG DOŚWIADCZENIA

1. Mierzymy gęstość elektrolitu przy pomocy aerometru.

2. Ostrożnie wlewamy elektrolit do woltametru.

3. Łączymy układ pomiarowy według schematu.

4. Włączamy prąd i przy pomocy opornicy suwakowej ustalamy jego natężenie w granicach 0,4-0,5 A tak, aby pęcherzyki gazów wydzielały się szybko, ale nie gwałtownie. Wyłączamy prąd i otwierając zawory K₁ i K₂ usuwamy gaz wydzielony w czasie próby.

5. Zamykamy zawory K₁ K₂ . Włączamy prąd uruchamiając jednocześnie stoper. Notujemy natężenie prądu w czasie elektrolizy „I”. Gdy gaz wydzielający się na katodzie wypełni 2/3-3/4 części rurki prąd wyłączamy. Notujemy czas przebiegu elektrolizy „t” i objętość gazów wydzielonych w rurkach „A” i „B”.

6. Przy pomocy katetometru mierzymy różnice poziomów słupów elektrolitu h₁ i h₂. Mierzymy temperaturę elektrolitu, uznając, że jest to temperatura wydzielonego gazu. Odczytujemy stan ciśnienia atmosferyczngo (barometr rtęciowy, pokój nr 14).

7. Obliczamy masy wydzielonych gazów korzystając ze wzoru:

gdzie: ρ₀ jest gęstością, a V₀ objętością gazu w warunkach normalnych.

Gęstość gazu ρ₀ odczytujemy z tablic fizycznych. Natomiast V₀ obliczamy z równania Clapeyrona wykorzystując dane eksperymentalne i mając na uwadze to, że w rurce woltametru znajduje się mieszanina wydzielonego gazu i pary wodnej nasyconej w danej temperaturze. Ciśnienie pary wodnej nasyconej w danej temperaturze można odczytać z tablic .

8. Mając dane masy wydzielonych gazów, „I” i „t” obliczamy równoważniki elektrochemiczne wodoru i tlenu. Oceniamy błąd pomiaru. Uzyskane wyniki porównujemy z danymi tablicowymi.

APARATURA

Aparat Hoffmana + dwie elektrody, zasilacz prądu stałego, opornica suwakowa 50 Ω, katetometr, amperomierz 0,75-3 A, roztwór wodny H₂SO₄ (elektrolit), barometr.

6

---