ELEKTROLIZA, Streszczenia z Chemia

Pobierz ELEKTROLIZA i więcej Streszczenia w PDF z Chemia tylko na Docsity! Instrukcja do ćwiczeń laboratoryjnych ELEKTROLIZA Opracował: Krystian Krochmalny Wrocław 2017 1. Wstęp teoretyczny Zaraz po skonstruowaniu pierwszych ogniw galwanicznych w latach (1791), chemiczne źródła prądu przyczyniły się do odkrycia wielu nowych pierwiastków. Dzięki sile prądu elektrycznego oraz zjawisku elektrolizy wiele substancji uważanych dotąd za pierwiastki (np. H2O, NaOH, KOH, MgO) okazało się związkami chemicznymi. Wyników z doświadczeń nad elektrolizą nie da się przecenić w rozwoju człowieka. Osobą, która podała prawa rządzące elektrolizą był Michael Faraday. Odkrycia Faradaya były podwaliną pod teorię fizyków, którzy w XIX wieku wysnuli hipotezę o ziarnistej naturze ładunku elektrycznego, co w konsekwencji doprowadziło do odkrycia elektronu przez J.J.Thomsona w 1897r. Wodór paliwo przyszłości Jednym z paliw stosowanych w ogniwach paliwowych jest wodór. Na Ziemi występuje on jedynie w górnych warstwach atmosfery – oczywiście dostęp do tych zasobów jest bardzo utrudniony. Dlatego jedynym sposobem uzyskania wodoru w postaci cząsteczkowej jest jego produkcja. W laboratoriach do wytwarzania wodoru wykorzystuje się zjawisko elektrolizy (do produkcji na skalę przemysłową wykorzystuje się także inne metody). Teoria dysocjacji elektrolitycznej tłumaczy w jaki sposób w elektrolicie pojawiają się nośniki prądu. W wyniku rozpuszczenia substancji, której cząsteczki połączone są ze sobą wiązaniem jonowym następuje dysocjacja (rozpad) pewnej liczby cząstek na mniejsze fragmenty zwane jonami (np. Na+, OH-) Rys. 1. Zgodnie z teorią wiązanie jonowe polega na elektrostatycznym oddziaływaniu jonów, a więc zgodnie z prawem Coulomba siła tego wiązania w próżni może być wyrażona równaniem: 𝐹 = 1 4𝜋𝜀0 𝑞1𝑞2 𝑟2 (1) Gdzie: 𝑞 - ładunek jonów, r- odległość między ładunkami, 𝜀0- przenikalność dielektryczna próżni Jeśli by chcieć wyrazić tą siłę w innym ośrodku należy dodać do równania pewną bezwymiarową stałą 𝜀, zwaną dalej względną przenikalnością dielektryczną rozpuszczalnika. Wtedy siła wyrażona wzorem (2) maleje w zależności od rozpuszczalnika (dla wody o około 80 razy bo 𝜀 = 81). 𝐹 = 1 4𝜋𝜀0𝜀 𝑞1𝑞2 𝑟2 (2) W wyniku rozpuszczenia substancji w rozpuszczalniku siła przyciągania w wiązaniu jonowym maleje tak bardzo, że do rozpadu cząsteczki wystarczą już tylko wzajemne zderzenia pomiędzy nimi będące następstwem ciągłego i chaotycznego ruchu materii. Co więcej cząsteczka wody jest dipolem (występują w niej dwa bieguny) a więc ma budowę polaną dlatego jest dobrym rozpuszczalnikiem innych substancji o podobnej budowie (wiązania jonowe). Przykładem może tu być związek 𝐶𝑢𝑆𝑂4, który w wyniku dysocjacji elektrolitycznej w wodzie rozpada się na 𝐶𝑢2+ + 𝑆𝑂4 2−tak powstaje elektrolit. Mostek prostowniczy Gretza - układ czterech diod połączonych w sposób pokazany na rysunku 3. Mostek Gretza służy do zamiany prądu zmiennego na prąd stały. W przypadku przepływu prądu dla dodatniej połówki przebiegu wejściowego przewodzą diody D1 i D4 (kolor czerwony) natomiast w przypadku przepływu ujemnej połówki przebiegu wejściowego przewodzą diody D2 i D3 (kolor niebieski). W rezultacie otrzymuje się zamianę prądu przemiennego na prąd stały którym w tym przypadku zasilany jest odbiornik R. Rys. 3 Jednofazowy mostek prostowniczy Rysunek 4 przedstawia dwa wykresy, górny wykres napięcia zmiennego na wejściu do mostka prostującego natomiast dolny na wyjściu z mostka, czyli wykres napięcia prądu stałego na oporniku, w tym przypadku na elektrodach aparatu Hoffmana. Rys. 4 Wykres napięć na wejściu i wyjściu mostka Gretza Aparat Hoffmana – jest jednym z najprostszych urządzeń pozwalających na przeprowadzenie reakcji elektrolizy. Został on wynaleziony przez niemieckiego uczonego Augusta Wilhelma von Hoffmana w 1866 roku. Budowa urządzenia jest bardzo prosta: składa się ono z trzech szklanych cylindrów, które stanowią układ naczyń połączonych (Rys. 5). Środkowy cylinder jest u góry otwarty (służy do napełnienia urządzenia elektrolitem), boczne mają kraniki zamykające wylot (którymi odprowadza się powstałe gazy – tlen i wodór). Do bocznych cylindrów o średnicy 𝑑 = 24 𝑚𝑚 podłączone są elektrody. Rys. 5 Aparat Hoffmana 3. Wykonanie pomiarów oraz obliczeń Celem ćwiczenia jest porównanie rzeczywistej masy wydzielonego wodoru (𝑚𝑟𝑧 = 𝜌 𝜋𝑑2 4 ∆ℎ) z masą wynikającą z prawa Faradaya (𝑚𝑡 = 𝑘 ∙ 𝐼 ∙ 𝜏) oraz porównanie skuteczności produkcji wodoru w zależności od użytego elektrolitu. W tym celu należy wyznaczyć wydajność prądową i energetyczną procesu. Przed przystąpieniem do ćwiczenia należy poprawnie złożyć stanowisko z elementów składowych. Po napełnieniu elektrolizera roztworem elektrolitu (np. wodnym roztworem NaOH) za pomocą autotransformatora przykłada się do elektrod napięcie stałe (max 60 V). Następnie odmierza się czas, w którym zaobserwować można taki wzrost objętości wodoru, który spowoduje zmianę poziomu cieczy w cylindrze katody o określoną wysokość (np. ∆h = 15 cm). Należy zanotować odczytane z amperomierza średnie natężenie prądu uwzględniając odpowiednio podziałkę urządzenia oraz czas procesu. W wyniku przepływu prądu przez elektrolit wydzielona zostanie pewna ilość ciepła, należy zatem zanotować wzrost temperatury w czasie eksperymentu i uwzględnić opory cieplne w obliczeniach. Do obliczeń należy przyjąć wartość opałową wodoru: 𝑄𝑖 𝐻2 = 12 770 𝑘𝐽 𝑛𝑚3. Ćwiczenie należy wykonać dla dwóch różnych napięć przypadających na jeden rodzaj elektrolitu oraz dwóch różnych elektrolitów. Gęstość elektrolitu oraz jego ciepło właściwe należy wyznaczyć przy pomocy tabel dla średniej temperatury procesu. Ilość użytego elektrolitu należy zanotować w momencie jego sporządzania. 4. Wzory Wydajność prądowa Na podstawie prawa Faradaya można obliczyć teoretyczną masę substancji wydzielonej na elektrodzie przy przepłynięciu przez elektrolit określonego ładunku: mt = Q · a = I · t · a = I∙t∙M F∙n gdzie: Q – ładunek [A·h, A·s], I – natężenie prądu [A], t – czas trwania elektrolizy [h, s], a – masa substancji wydzielona przez jednostkowy ładunek równy 1 A·h lub 1 A·s, na podstawie praw Faradaya: a= M Fn [g/A·s, kg/A·h], M – masa molowa substancji reagującej na elektrodzie [g/mol] n – ilość elektronów wymienianych na elektrodzie, F – stała Faradaya, F = 96500 A·s/mol = 26,8 A·h/mol, a – wynosi: dla chloru 1,323 g/A·h, dla wodorotlenku sodu 1,492 g/A·h, dla wodoru 0,0376 g/A·h. Wyrażony w procentach stosunek masy danej substancji otrzymanej z pomiarów mp do masy wyliczonej teoretycznie mt nazywamy wydajnością prądowa elektrolizy Wp 𝑊 𝑝= 𝑚𝑝 𝑚𝑡 ∙ 100% W procesie elektrolizy wodnych roztworów zasad otrzymuje się, jak wiadomo, wodór i tlen. Wydajność prądową elektrolizy można liczyć w odniesieniu do każdego z tych produktów. Wydajność energetyczna Stopień wykorzystania energii elektrycznej w procesach elektrolizy wyraża się jako wydajność energetyczną elektrolizy ηE : 𝜼𝑬 = 𝑬𝑯𝟐,𝒈𝒆𝒏 𝑬𝒆𝒍 ∙ 𝟏𝟎𝟎% EH2,gen =𝑣𝐻2 ∙𝑄𝑖 EH2,gen - energia wodoru wyprodukowanego w procesie elektrolizy.