POLITECHNIKA WARSZAWSKA WYDZIAŁ ELEKTRYCZNY. PRACOWNIA MATERIAŁOZNAWSTWA ELEKTROTECHNICZNEGO KWNiAE

Transkrypt

1 POLITECHNIK WRSZWSK WYDZIŁ ELEKTRYCZNY PRCOWNI MTERIŁOZNWSTW ELEKTROTECHNICZNEGO KWNiE ĆWICZENIE 11 WYZNCZNIE ELEKTROCHEMICZNEGO RÓWNOWśNIK MIEDZI ORZ STŁEJ FRDY

2 1. Elektrolity i przewodnictwo jonowe Ogólnie naleŝy stwierdzić, Ŝe elektrolitami są substancje, które w swej budowie składają się z atomów lub ich grup o ładunkach przeciwnego znaku nazywanych jonami. Pomiędzy nimi występują siły kulombowskie. Do elektrolitów zaliczamy rozpuszczone w wodzie sole, zasady i kwasy o duŝej wartości przenikalności elektrycznej. JeŜeli taką substancję rozpuścimy lub stopimy to siły kulombowskie maleją i niewielka energia (np. ruchy termiczne jonów) moŝe zerwać wiązania jonowe proces ten nazywamy dysocjacją. JeŜeli w metalach przewodnictwo wiązało się z ruchem elektronów o małej masie jednostkowej, to w przypadku elektrolitów nośnikami ładunku są cięŝkie jony. NaleŜy stwierdzić, Ŝe przewodnictwo elektrolitów musi się wiązać z transportem masy. Proces dysocjacji substancji dąŝy do całkowitego rozpuszczenia substancji w rozpuszczalniku. Jednak ze względu na procesy rekombinacji jonów, przy ustalonej temperaturze, danym rodzaju substancji, oraz określonym rozpuszczalniku ustala się trwały stan równowagi pomiędzy procesem dysocjacji a procesem rekombinacji w tym samym czasie tyle samo cząsteczek dysocjuje, co rekombinuje. by móc klasyfikować elektrolity wprowadzamy pojęcie stopnia dysocjacji. Stopień dysocjacji określimy jako α. α = N d liczba cząsteczek dysocjowanych N ogólna liczba cząsteczek rozpuszczonych JeŜeli 0,8<α<1 to elektrolit taki nazywamy mocnym i oznacza to, Ŝe prawie wszystkie cząsteczki rozpuszczone uległy dysocjacji. Dla elektrolitów średnich α=0,5 ilość cząstek zdysocjowanych i niezdysocjowanych jest porównywalna. Gdy α<0,01 mamy do czynienia z elektrolitem słabym. W ćwiczeniu uŝyjemy roztworu siarczanu miedzi, który jest elektrolitem mocnym. N d N 2. Elektrolit w polu elektrycznym Z chwilą, gdy do elektrolitu przyłoŝymy pole elektryczne, np. poprzez zanurzenie dwóch elektrod połączonych ze źródłem napięcia, rozpoczyna się oddziaływanie na jony sił elektrostatycznych. Siły te powodują, Ŝe kationy (jony dodatnie) przemieszczają się do elektrody ujemnej (katody), a aniony (jony ujemne) do elektrody dodatniej (anody). Zjawisko to jest uporządkowanym ruchem ładunków elektrycznych, a więc w elektrolicie płynie prąd. Zgodnie z zasadami elektrotechniki za kierunek prądu przyjmujemy kierunek ruchu kationów. Całość zjawisk zachodzących w elektrolicie podczas przepływu prądu nazywamy elektrolizą. W naszym ćwiczeniu elektrolitem jest wodny roztwór siarczanu miedzi. Gdy jony dotrą do elektrod osadzają się na nich, bądź reagują z rozpuszczalnikiem. Gdy uŝyjemy elektrod węglowych lub platynowych to zachodzące reakcje są następujące: Na katodzie: Na anodzie: Cu 2+ e e Cu H O H + O 2 W wyniku reakcji wtórnej:

3 Na anodzie wydzieli się warstwa metalicznej miedzi, a wokół anody tlen. JeŜeli uŝyjemy elektrod miedzianych to wtedy reakcja będzie przebiegała podobnie z tym, Ŝe na anodzie wytworzy się cząsteczka Cu 4 jako reakcja wtórnej 4 z miedzią elektrody. StęŜenie roztworu nie ulegnie zmianie, a jedyną zmianą będzie zmniejszenie masy anody i zwiększenie masy katody. Reakcję tą moŝemy zapisać następująco: Na katodzie: Cu 2+ e + 2 Cu Na anodzie: 2 2e Cu Cu W wyniku reakcji wtórnej: 4 3. Pierwsze prawo Faradaya i zmiana masy elektrod W wyniku eksperymentów z elektrolitami Faraday sformułował prawo określające zaleŝność pomiędzy ilościami substancji wydzielającymi się podczas elektrolizy a przemieszczonym ładunkiem elektrycznym. Wielkość masy wydzielonej na elektrodach jest proporcjonalna do ładunku, jaki przepłynął przez elektrolit. gdzie: m = k Q m = k I t I natęŝenie prądu t czas elektrolizy k współczynnik zdefiniowany jako równowaŝnik elektrochemiczny PoniŜej na rysunku przedstawiono schematycznie zasadę ruchu jonów podczas elektrolizy.

4 Faraday stwierdził, Ŝe współczynnik k jest zaleŝny tylko od rodzaju wydzielanej substancji, zaś zupełnie nie zaleŝy od kształtu elektrod lub stęŝenia roztworu. JeŜeli opisu zjawiska dokonamy na poziomie molekularnym to wówczas moŝemy przyjąć, Ŝe masa pojedynczego jonu to m, jego ładunek to e, zaś liczba jonów to N. MoŜemy więc napisać następujące równania: co ostatecznie daje nam: m = N a po przekształceniu pozwala otrzymać: e m m = Q e m k = e czyli interpretację równowaŝnika elektrochemicznego. Q N = e 4. Drugie prawo i stała Faradaya by obliczyć masę pojedynczego jonu m wystarczy nam fakt, Ŝe liczba vogarda N jonów waŝy tyle ile wynosi cięŝar atomowy jonu. m = gdzie M oznacza masę molową jonu. Wychodząc z tego wzoru na drodze eksperymentalnej ustalono, Ŝe jony jednowartościowe mają ładunek elektryczny równy e, dwuwartościowe 2e, a ogólnie kaŝdy jon ma ładunek równy: M N e = w e gdzie w =(1,2,3,.) i oznacza wartościowość jonu. Jest to podstawowy sens drugiego prawa Faradaya. Z tych rozwaŝań wynikają podstawowe cechy jonów: Jon to atom lub ich grupa, która straciła jeden lub więcej elektronów. Jony o wartościowości w to atomy, które straciły dokładnie w elektronów. JeŜeli teraz dodamy pierwsze i drugie prawo Faradaya i przekształcimy otrzymane wzory: m = m N e N Q = M e w N Q = 1 N e M w Q

5 PoniewaŜ w chemii iloraz nazywamy stałą Faradaya, moŝemy stwierdzić, Ŝe M = R nazywamy gramorównowaŝnikiem, a F = N e w R m = Q. F Stała Faradaya jest więc ładunkiem, który wydzieli na elektrodzie jeden gramorównowaŝnik substancji i równa jest F=96484 [C] Ogólnie moŝemy treść obu praw Faradaya wypowiedzieć następująco: Prąd elektryczny płynąc przez elektrolit wydziela na elektrodach masy jonów proporcjonalne do przeniesionego ładunku tak, Ŝe kaŝde 96484C ładunku wydzieli jeden gramorównowaŝnik kaŝdego jonu. 5. Opis układu pomiarowego i sposób wykonania ćwiczenia. Elektrolizer składa się z przeźroczystego pojemnika w którym znajduje się wodny roztwór siarczanu miedzi Cu 4 oraz dwóch miedzianych elektrod. Dla zwiększenia powierzchni czynnej elektrod jedna z nich jest podwójna i umieszczona na brzegach naczynia, a na środku znajduje się elektroda podwójnej grubości. Układ zasilany jest z zasilacza stabilizowanego. Wykonując ćwiczenie postępujemy w następujący sposób: 1. Wyjmujemy elektrodę środkową i płuczemy w wodzie, a następnie suszymy. 2. WaŜymy suchą elektrodę i notujemy jej masę początkową m Umieszczamy elektrodę z powrotem w elektrolizerze. 4. Ustalamy wartość prądu tak, aby nie przekroczyć gęstości 1/dm Łączymy zasilacz z zaciskami elektrod. 6. Załączamy zasilacz i obserwujemy wartość prądu. JeŜeli wartość ta zmienia się to notujemy ją w odstępach 1 minutowych. 7. Mierzymy czas elektrolizy zegarkiem lub stoperem. Nie moŝe być on krótszy niŝ jedna godzina. 8. Po zakończeniu elektrolizy wyłączamy zasilacz. Wyjmujemy środkową elektrodę, płuczemy ją i suszymy. 9. Ponownie waŝymy środkową elektrodę i notujemy jej masę końcowa m 2. Schemat ideowy przedstawia układ pomiarowy do elektrolizy. Woltomierz i amperomierz są przyrządami wbudowanymi w zasilacz stabilizowany.

6 6. Obliczenia i opracowanie wyników Po wykonaniu pomiarów naleŝy obliczyć: zmianę masy m (ubytek lub przyrost), ładunek przeniesiony przez elektrolizę. Znając prąd I, czas trwania elektrolizy, gdy prąd zmieniał swoją wartość, ładunek jest sumą ładunków za kaŝdy jednominutowy okres czasu. obliczyć k oraz F posługując się wzorami z instrukcji, przedstawić własne wnioski. Wybrane cechy chemiczne niektórych jonów. Jon Masa atomowa [] Wartościowość [W] R = w RównowaŜnik elektrochemiczny mg k s OH 9, ,008 0, , ,066 0,4975 Cu + 63, ,57 0,6588 Cu , ,78 0,3294 Pb , ,61 1,0736 K + 39, ,096 0,4031 O 2 16,00 2 8,00 0,829 NO 3 38, ,008 0,642 g + 107, ,88 1,11793 Hg , ,3 1,03943 l , ,99 0,09316 Na + 22, ,997 0,2383 Fe , ,92 0,28938 Fe , ,61 0,19291 H + 1, ,008 0,0104