1. Część teoretyczna:

Elektroliza - całokształt procesów zachodzących na elektrolizerze w wyniku przepływu prądu elektrycznego przez elektrolit.

Elektroliza zachodzi w układach, w których już przed przyłożeniem do elektrod napięcia występowały wolne jony, a zatem w elektrolitach. Związek chemiczny może stać się elektrolitem na skutek dysocjacji elektrolitycznej wywołanej przez rozpuszczalnik, na skutek domieszkowania jonami lub odpowiednio wysokiej temperatury.

Proces elektrolizy polega na wędrówce jonów do obojętnych chemicznie elektrod, zanurzonych w elektrolicie, po przyłożeniu do nich odpowiedniego napięcia prądu elektrycznego. W elektrolizie elektroda naładowana ujemnie jest nazywana katodą, a elektroda naładowana dodatnio anodą. Każda z elektrod przyciąga do siebie przeciwnie naładowane jony. Do katody dążą więc dodatnio naładowane kationy a do anody ujemnie naładowane aniony. Po dotarciu do elektrod jony przekazują im swój ładunek na skutek czego zamieniają się w obojętne elektrycznie związki chemiczne lub pierwiastki. Powstające w ten sposób substancje zwykle albo osadzają się na elektrodach lub wydzielają się z układu w postaci gazu. Proces elektrolizy wymaga stałego dostarczania energii elektrycznej.

Zjawisko elektrolizy zostało opisane ilościowo w dwóch prawach elektrolizy Faradaya.

Elektrolity stanowią charakterystyczną grupę przewodników prądu elektrycznego. Otrzymujemy je

w wyniku rozpuszczenia w wodzie lub innym rozpuszczalniku o dużej stałej dielektrycznej substancji

o wiązaniu jonowym, tzn. kwasów, zasad i soli. Procesowi rozpuszczania wymienionych

substancji towarzyszy proces rozpadu cząstek obojętnych elektrycznie na jony, zwany dysocjacją

elektrolityczną. Wyjaśnienie tego procesu jest następujące. Cząsteczka o wiązaniu jonowym składa

się z dwóch członów naelektryzowanych: jeden ładunkiem dodatnim, drugi ujemnym. Części te nazwano

jonami dodatnimi (kationami) i jonami ujemnymi (anionami), związane są w jedną całość

(na zewnątrz obojętną elektrycznie) siłami wzajemnego przyciągania elektrostatycznego. Ładunek

jonów w cząsteczce powstaje w czasie reakcji chemicznej dzięki przekazaniu przez jeden człon

cząsteczki jednego lub więcej elektronów walencyjnych członowi drugiemu. Dzięki temu jon

ujemny ma nadmiar elektronów, jon dodatni ich niedobór. Wielkość ładunku każdego z jonów wyraża

się iloczynem ładunku elementarnego e i wartościowości jonu.

Drobiny związków chemicznych o wiązaniu jonowym w środowisku o dużej przenikalności elektrycznej łatwo ulegają rozpadowi na jony. Wynika to z osłabienia sił kolumbowskiego oddziaływania między jonami w drobinie. Sytuacja taka ma miejsce w przypadku soli, zasad lub kwasów w roztworze cieczy dipolowej. Cieczą tą najczęściej w praktyce jest woda. Proces rozpadu drobin na jony pod wpływem rozpuszczalnika nazywamy dysocjacją elektrolityczną. Jonami dodatnimi (kationami) są zawsze jony metalu lub wodorowe, zaś jonami ujemnymi (anionami) są jony reszty kwasowej lub grupy OH. Równocześnie zachodzi proces odwrotny. Jony przeciwnych znaków spotkawszy się w toku termicznych ruchów mogą tworzyć obojętne drobiny. Ten proces określony jest mianem rekombinacji jonów. Intensywność obu tych procesów jest zależna od stężenia roztworu i jego temperatury. W każdych warunkach ustala się ściśle określony dla tych warunków stan równowagi dynamicznej między tymi dwoma procesami, któremu odpowiada określone stężenie par jonów w roztworze, lub ściślej; określony stopień dysocjacji.

Wstawienie do roztworu elektrolitycznego elektrod metalowych lub węglowych i wytworzenie między nimi różnicy potencjałów powoduje uporządkowany ruch jonów - anionów ku anodzie (+) oraz kationów ku katodzie (-). Docierające do elektrod jony zobojętniają się oddając ładunek elektrodzie, same zaś bądź wydzielają się w czystej chemicznie postaci, bądź wchodzą w reakcje z atomami elektrod lub innymi atomami otoczenia.

Tak, więc przepływowi prądu przez elektrolit towarzyszą reakcje chemiczne. Przepływ prądu przez elektrolit i towarzyszące mu reakcje chemiczne określa się mianem elektrolizy. Ku elektrodom nie poruszają się same jony powstałe w wyniku dysocjacji. Jony te w wyniku elektrostatycznego oddziaływania z dipolowymi drobinami rozpuszczalnika otaczają się nimi. Proces ten w ogólnym przypadku nazywamy solwatacją, a w przypadku wodnych roztworów hydratacją jonów.

Sformułował on na drodze eksperymentalnej następujące prawa elektrolizy:

• I prawo Faradaya:

Podczas elektrolizy w czasie t, na elektrodach woltametru wydzielają się substancje o masach m wprost proporcjonalnych do ładunku q przeniesionego w tym czasie przez

Elektrolit:

ponieważ:

więc:

(1)

gdzie:

• k - współczynnik proporcjonalności;

• I - natężenie prądu.

Współczynnik ten jest zależny od rodzaju wydzielającej się substancji, natomiast niezależny od stężenia roztworu, od kształtu i od wzajemnej odległości elektrod oraz od temperatury roztworu. Współczynnik k nosi nazwę równoważnika elektrochemicznego danej substancji. Liczbowo jest on równy masie substancji wydzielonej w czasie 1 sekundy, podczas gdy płynie prąd o natężeniu 1 A.

• II prawo Faradaya :

Na wydzielenie się 1 równoważnika gramowego dowolnego jonu potrzebny jest taki sam ładunek. Ładunek ten nazywamy stałą Faradaya F. Dla masy R jednego równoważnika gramowego wydzielonej substancji mamy:

stąd stała Faradaya:

(2)

dla miedzi R=31.8g.

Elektrolitem w niniejszym ćwiczeniu jest roztwór wodny siarczanu miedzi CuSO₄, elektrodami zaś dwie płytki miedziane. Naczynie elektrolityczne wraz z roztworem i elektrodami nazywane jest krótko woltametrem. W stosowanym woltametrze po zamknięciu obwodu przedstawionego na rysunku nastąpi wydzielenie się na katodzie miedzi z roztworu. Przy anodzie reszty kwasowej SO₄ zobojętniają się i reagują z miedzią elektrody tworząc drobinę CuSO₄. tak więc masa katody rośnie, a anody maleje.

2. Przebieg ćwiczenia:

Zestaw przyrządów do przeprowadzenia ćwiczenia:

• woltomierz;

• waga analityczna;

• opornik suwakowy;

• amperomierz;

• przewody, zaciski;

• stoper (zegarek);

• wodny roztwór CuSo₄;

• papier ścierny.

Elektrolizę siarczanu miedzi CuSo₄ przeprowadzamy w woltametrze miedziowym:

R A

+ -

(katoda) (anoda)

Woltametrem może być prostopadłościenne naczynie szklane, w którym anodą i katodą są dwie płytki miedziane. Zanurzone są one w roztworze CuSo₄.

Na dokładność pomiarów ma wpływ czystość powierzchni katody. Katodę należy oczyścić papierem ściernym, a następnie spłukać wodą i dokładnie wysuszyć za pomocą suszarki.

Masę katody wyznaczamy na wadze elektrolitycznej z dokładnością do 0,001g.

Budujemy obwód elektryczny i zanurzamy elektrody w elektrolicie. Zamykamy obwód regulując opornikiem suwakowym natężenie prądu tak, aby gęstość prądu była rzędu 1A/dm².

Gęstość prądu nie może być zbyt wielka, gdyż wtedy osadzenie miedzi byłoby zbyt szybkie i nierównomierne, co wpłynęłoby ujemnie na dokładność pomiaru. Zalecane jest ustawienie natężenia prądu w przedziałach 0.5 - 0.8 A. Podczas eksperymentu staramy się o utrzymanie stałego natężenia prądu, regulując go (w miarę potrzeb) opornikiem suwakowym.

Elektrolizę przeprowadzajmy około t=30 minut. Jest to okres zapewniający wydzielanie się dostatecznej masy miedzi. Po zakończeniu eksperymentu ostrożnie płuczemy katodę zimną wodą, suszymy i znowu ważymy z taką samą dokładnością.

3. Tabela z pomiarami:

Masa Początkowa m1 [g]	Masa Końcowa m2 [g]	Masa Wydzielonej Miedzi [g]	Natężenie Prądu I [A]	Czas Eksperymentu T [s]
27,5	28,0	0,5	0,9	1800

Wartość równoważnika elektrochemicznego miedzi obliczamy wzorem (1), a stałą Faradaya wzorem (2).

Wyznaczanie równoważnika elektrochemicznego i stałej Faradaya:

m = kIt ⇒ k =

stała Faradaya (według tablic) wynosi: 9,65^.10^-4 c /mol

4. Ocena błędów:

a) Obliczanie błędów dla równoważnika elektrochemicznego:

Błąd względny:

Błąd bezwzględny:

b) Obliczenia błędów dla stałej Faradaya:

Błąd względny:

Błąd bezwzględny:

WNIOSKI:

Błąd procentowy (względny) jest niewielki, a wynik w przybliżeniu zgodny z tablicami wynika z tego, że doświadczenie zostało wykonane prawidłowo, a przyrządy są dość dokładne. Dzięki temu ćwiczeniu doświadczalnie nauczyliśmy się wyznaczać współczynnik elektrochemiczny i stałą Faradaya. Uzyskane wyniki mogliśmy porównać z teorią.

1

---