Ćwiczenie 35. Elektroliza, Streszczenia z Fizyka

Pobierz Ćwiczenie 35. Elektroliza i więcej Streszczenia w PDF z Fizyka tylko na Docsity! Ćwiczenie 35. Elektroliza Małgorzata Nowina-Konopka, Andrzej Zięba Cel ćwiczenia Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego miedzi oraz stałej Faradaya w do- świadczeniu z elektrolizą wodnego roztworu CuSO4. Zapoznanie się ze sposobem pre- cyzyjnego pomiaru masy na wadze analitycznej. Wprowadzenie Charakterystyczną grupę przewodników prądu elektrycznego stanowią elektrolity. Są to przeważnie wodne roztwory kwasów, zasad i soli, czyli substancji krystalicz- nych o wiązaniu jonowym. Przy rozpuszczaniu kryształu wiązania między jonami zostają zerwane i większa część atomów przechodzi do roztworu w postaci jonów, po- ruszających się bezładnie w roztworze. Rozpad na jony przy rozpuszczaniu nazywamy dysocjacją elektrolityczną, a otrzymany roztwór – elektrolitem. Zjawisko dysocjacji zachodzi również w innych niż woda środowiskach, np. w alko- holach. Jednak ze względu na bardzo dużą stałą dielektryczną wody (ε = 81) stopień dysocjacji elektrolitycznej w roztworach wodnych jest znacznie większy. Gdy do roztworu elektrolitu wstawimy elektrody i dołączymy je do zewnętrznego źródła prądu stałego o różnicy potencjałów U , to ruch jonów staje się uporządko- wany. Kationy zdążają do ujemnej katody, aniony do anody, czyli przez elektrolit płynie prąd. Na elektrodach jony zostają zobojętnione i stają się zwykłymi atoma- mi lub zgrupowaniami atomów. Przepływowi prądu towarzyszy więc wydzielanie się substancji na elektrodach. Proces ten nazywamy elektrolizą. Aby naładowany elektrycznie jon mógł zmienić się na elektrodzie na obojętny atom, musi przepłynąć ładunek równy ne, gdzie e jest ładunkiem elementarnym elek- tronu, natomiast n wartościowością: n = 1 dla jonów typu Na+,Cl−,H+ n = 2 dla jonów typu Cu++,SO−−4 ,Ca ++ itd. Liczba atomów wydzielonych na elektrodzie jest stosunkiem ładunku całkowitego (czyli iloczynu prądu I i czasu t) do ładunku pojedynczego jonu N = It ne . (35.1) Masę powstałych atomów można obliczyć mnożąc liczbę atomów N przez masę pojedynczego atomu równą stosunkowi masy gramoatomu A do liczby Avogadra NA, czyli m = N A NA = A neNA It. (35.2) 35-1 Wzór (35.2) obejmuje dwa prawa elektrolizy Faradaya, które zostały sformułowa- ne oddzielnie na drodze eksperymentalnej. 1. Masa m substancji wydzielonej na elektrodzie jest proporcjonalna do natężenia prądu I oraz czasu jego przepływu t (lub po prostu do ładunku Q): m = kIt lub m = kQ. (35.3) Porównując (35.3) i (35.2) widać, że współczynnik proporcjonalności wynosi k = 1 eNA A n . (35.4) Nazywamy go elektrochemicznym równoważnikiem substancji. 2. Równoważniki elektrochemiczne k pierwiastków są proporcjonalne do ich rów- noważników chemicznych A/n . Iloczyn eNA wyraża ładunek potrzebny do wy- dzielania jednego gramorównoważnika chemicznego substancji. Oznacza się go zwykle literą F i nazywa stałą Faradaya eNA = F = 96500 C. (35.5) Dzieląc stałą Faradaya przez liczbę Avogadra otrzymujemy wartość ładunku ele- mentarnego. Rezultatem elektrolizy roztworu siarczanu miedzi CuSO4, przy użyciu elektrod miedzianych, jest wydzielanie się miedzi na katodzie i ubytek takiej samej masy elek- trody dodatniej (anody). Równoważnik elektrochemiczny k wyznacza się przez po- miar masy wydzielonej na katodzie, natężenia prądu oraz czasu jego przepływu (wzór (35.3)). Znając k, stałą Faradaya F oblicza się korzystając ze wzoru (35.4) i związku F = eNA. Literatura Szczeniowski S.: Fizyka doświadczalna. T.III., Warszawa, PWN 1980 Aparatura Elektrolizę siarczanu miedzi CuSO4 przeprowadza się w naczyniu z miedzianymi elektrodami w kształcie równoległych płyt, oddalonych od siebie o kilka centymetrów (rys. 1). Natężenie przepływającego prądu odczytuje się na amperomierzu. Pomiaru przyrostu masy miedzi na katodzie, wymagającego dużej precyzji, dokonuje się na wadze analitycznej. 35-2