Pobierz

OGNIWA GALWANICZNE
Ogniwo galwaniczne jest to urządzenie zamieniające bezpośrednio energię chemiczną
na energię elektryczną prądu stałego. Proces ten następuje w wyniku reakcji
elektrochemicznych (tzn. reakcji chemicznych z oddawaniem lub przyłączaniem elektronów).
Ogniwo zasadniczo składa się z dwóch elektrod zanurzonych w roztworze odpowiedniego
elektrolitu (tzn. substancji, której cząsteczki w roztworze ulegają dysocjacji elektrolitycznej,
czyli rozpadowi na jony dodatnie i ujemne). Właśnie jony powstałe w wyniku dysocjacji
warunkują powstawanie na powierzchniach elektrod pewnego potencjału względem roztworu
(tzw. napięcie kontaktowe). Połączenie zewnętrznym przewodnikiem elektrod o róŜnym
potencjale względem roztworu, zanurzonych w roztworze elektrolitycznym, powoduje
przepływ prądu przez przewodnik. W zaleŜności od rodzaju elektrolitu i materiału elektrod
zachodzące w źródłach elektrochemicznych podczas przepływu prądu przemiany chemiczne
mogą być nieodwracalne lub odwracalne.
Przyglądając się baterii zakupionej w sklepie moŜemy zauwaŜyć, Ŝe posiada ona dwa
bieguny - jeden dodatni, oznaczony "+" (katoda), drugi ujemny - oznaczony "-" (anoda). W
przypadku typowych baterii cylindrycznych, jak R6/AA czy R14/C (uŜywanych np. do
zasilania latarek czy zabawek) biegunami są końce baterii. W akumulatorach samochodowych
biegunami są cięŜkie ołowiane klemy.
Na ujemnym biegunie baterii zbierają się elektrony. JeŜeli połączymy przewodem
biegun ujemny z dodatnim, elektrony będą przemieszczać się z bieguna ujemnego do
dodatniego (prąd płynie w stronę przeciwną!) - bateria wyczerpie się bardzo szybko
(dodatkowo, odradzamy tego typu eksperymenty ze względu na związane z nimi
niebezpieczeństwa - nigdy nie zwieraj baterii w ten sposób "na krótko"!). W normalnych
warunkach, do baterii dołączamy przewodem jakieś obciąŜenie - Ŝarówkę, silniczek, lub
obwód elektroniczny, jak np. radio.
Podstawowymi parametrami ogniwa są: jego siła elektromotoryczna SEM (wyraŜana
w voltach – V), opór wewnętrzny r (wyraŜony w ohmach - Ω) oraz pojemność, czyli ilość
ładunku elektrycznego, który moŜe ono oddać przy wyładowaniu (wyraŜa się ją w
amperogodzinach - A⋅h; lub mniejszych jednostkach miliamperogodzinach - mAh ).
Siła elektromotoryczna ogniwa jest to maksymalna wartość róŜnicy potencjałów
między zaciskami występująca wtedy, gdy przez ogniwo nie płynie prąd. Prąd płynąc w
obwodzie pokonuje opór zewnętrzny R (np. opór Ŝarówki) jak i opór wewnętrzny r źródła
napięcia. Prawo Ohma dla całego obwodu przyjmuje postać:
SEM = I⋅R + I⋅r
Oznaczając U = I⋅R równe spadkowi potencjału na oporze zewnętrznym – czyli napięciu na
biegunach źródła moŜemy zapisać:
SEM = U + I⋅r
U = SEM - I⋅⋅r
Wynika z tego, Ŝe róŜnica potencjałów między zaciskami źródła jest mniejsza od jego siły
elektrochemicznej. Napięcie to tym mniej róŜni się od siły elektrochemicznej, im mniejsze
jest natęŜenie prądu I w obwodzie. Stąd uŜywając do pomiaru jakiegokolwiek woltomierza
(oprócz elektrostatycznego) powodujemy przepływ prądu przez ogniwo, w wyniku czego
woltomierz wskazuje mniejsze napięcie niŜ wynosi siła elektrochemiczna ogniwa.
Słów "bateria" i "ogniwo" uŜywa się często zamiennie. Jest to zgodne z tendencją
panującą w języku potocznym. JednakŜe z punktu widzenia technicznego, słowa "bateria" i
"ogniwo" mają całkiem róŜne znaczenia. I tak "ogniwo" oznacza pojedyncze źródło zasilania,
np. "paluszek" R6/AA. "Bateria" natomiast to zespół połączonych ogniw (jak np. bateria
3R12, składająca się z trzech ogniw w jednej obudowie, połączonych szeregowo).
W większości urządzeń raczej nie uŜywamy pojedynczego ogniwa. Zamiast tego, łączymy ich
kilka - bądź to szeregowo, dla uzyskania wyŜszego napięcia, bądź równolegle - dla uzyskania
wyŜszych prądów. W połączeniu szeregowym uzyskujemy sumę napięć połączonych ogniw;
w połączeniu równoległym - sumę prądów uzyskiwanych z ogniw składowych.
Połączenie
jak
na
górnym
schemacie nazywane jest równoległym.
JeŜeli załoŜymy, Ŝe kaŜde z ogniw ma
napięcie charakterystyczne 1,5V (jak
typowe pojedyncze ogniwo cynkowowęglowe lub alkaliczne), to uzyskane na
końcowych
zaciskach
(wskazanych
strzałkami) napięcie będzie wynosiło
nadal 1,5V, jednak uzyskany prąd
będzie
miał
cztery
razy
wyŜsze
natęŜenie niŜ ten który uzyskalibyśmy z
pojedynczego ogniwa.
Połączenie jak na schemacie dolnym nazywamy szeregowym. W tym wypadku,
sumują się napięcia z poszczególnych ogniw, dając napięcie 6V między zaciskami.
Ogniwa dzieli się najczęściej na dwie grupy: ogniwa pierwotne i wtórne. Nazwy te są
stare i wynikają z tego, Ŝe kiedyś ładowano ogniwo wtórne z ogniwa pierwotnego. Obecnie te
drugie nazywamy akumulatorami.
Ogniwa pierwotne słuŜą do jednorazowego uŜytku. Reakcja chemiczna, która
wytwarza w nich energię elektryczną jest nieodwracalna.
Ogniwa wtórne mogą być rozładowane i ponownie ładowane (na ogół moŜna
wykonać od 100 do 1000 cykli ładowania i rozładowania ogniwa). Reakcja chemiczna, która
w nich przebiega jest odwracalna poprzez doprowadzenie prądu z zewnątrz. Ogniwa uŜywane
do akumulowania (gromadzenia) energii nazywamy akumulatorami lub ogniwami
ładowalnymi.
KaŜdy akumulator ma określoną pojemność wyraŜaną w Ah-(ampero-godziny) lub
mAh- miliamperogodzina (1000mAh= 1Ah). JeŜeli pojemność akumulatora wynosi 1Ah
oznacza to, Ŝe odbiornik (np. Ŝarówka , silnik), którego prąd pracy wynosi 1A (jeden amper)
będzie pracował na tym akumulatorze 1 godzinę. Jednak na ogół nie mamy podanego prądu w
A-amperach (dla np. Ŝarówki, silnika) tylko moc elektryczną, którą producenci podają w Wwatach. Drugim parametrem, którym na ogół dysponujemy jest napięcie elektryczne
wyraŜane w V-woltach. Mając te dwa parametry bez trudu obliczymy (I) prąd pracy
interesującego nas odbiornika (Ŝarówki, silnika, itp.)
I=W:U
Np. mamy akumulator pojemności 4 Ah i napięciu12V oraz halogen 50 W/12V. Obliczamy
natęŜenie prądu pobieranego przez halogen, I:
I = 50:12 = 4.16 A
A więc nasz zestaw będzie świecił ok.1 godziny. Oczywiście jest to suche matematyczne
wyliczenie dla nowego i w 100% naładowanego akumulatora – w praktyce pod sam koniec
obliczonego czasu pracy zaobserwujemy coraz słabsze świecenie, a w przypadku H.I.D-a –
ksenonu-drŜenie światła i w pewnym momencie nagłe wyłączenie, co związane jest ze
zmniejszeniem się napięcia źródła prądu na skutek znacznego rozładowania – krzywe
rozładowania akumulatora przy róŜnych prądach obciąŜenia przedstawione są na poniŜszym
wykresie.
KRZYWE ROZŁADOWANIA
Wykonanie ćwiczenia:
1. Zaznajomienie się z obsługą miernika uniwersalnego – pomiar róŜnicy potencjałów
między elektrodami w przygotowanych ogniwach, jak i bateriach ogniw.
2. Wyznaczanie charakterystyki rozładowania akumulatora.
ELEKTROLIZA
Pojęcia podstawowe
Przepływowi prądu elektrycznego z zewnętrznego źródła prądu przez roztwór elektrolitu
towarzyszą procesy chemiczne zachodzące na elektrodach a ściślej na granicy faz: elektroda
metaliczna / roztwór elektrolitu. Ogół tych zjawisk nazywamy elektrolizą, a układ, w którym
te procesy zachodzą (złoŜony z naczynia z roztworem elektrolitu, dwóch blaszek metalowych
zwanymi elektrodami oraz zewnętrznego źródła prądu stałego) – elektrolizerem. Elektroliza
jest więc procesem zamiany energii elektrycznej w chemiczną, w odróŜnieniu od ogniwa
galwanicznego, gdzie energia chemiczna zamieniana jest na elektryczną.
Elektrodą moŜe być np. blaszka, dysk lub inny kształt wykonany z przewodnika
metalicznego a w niektórych wypadkach równieŜ całe naczynie sporządzone z takiego
materiału. Elektrodę połączoną z ujemnym biegunem źródła prądu nazywamy katodą, zaś
połączoną z dodatnim biegunem – anodą. Warto zauwaŜyć, Ŝe znak elektrody w
elektrolizerze jest przeciwny niŜ w ogniwie galwanicznym. Na katodzie zachodzą procesy
redukcji, zaś na anodzie – utleniania, identycznie jak w przypadku ogniw.
Przepływ prądu elektrycznego przez roztwór wywołuje szereg skutków, w tym:
a) uporządkowany ruch jonów w roztworze, zwany migracją, przy czym jony dodatnie,
wędrujące do katody, nazywamy kationami, zaś jony ujemne, podąŜające ku anodzie –
anionami;
b) zachodzenie reakcji chemicznych w przestrzeni elektrodowej, które zaleŜą m.in. od
materiału elektrodowego, składu i stęŜenia roztworu oraz róŜnicy potencjałów między
elektrodami;
c) zmiany stęŜenia poszczególnych jonów w przestrzeni przyelektrodowej, co przekłada się
na ruch jonów wskutek zjawiska dyfuzji.
Podstawowe typy procesów elektrodowych
Redukcja jonów metali. Jeśli w roztworze obecne są kationy metali (zwłaszcza
szlachetnych) takich, jak cynk, Ŝelazo, kadm, nikiel, ołów, miedź, rtęć, srebro, złoto, wówczas
podczas elektrolizy na katodzie wydziela się odpowiedni metal. Proces ten polega na pobraniu
elektronów z elektrody przez kation z utworzeniem metalu.
Mz+ + ze- = M0
Przykłady:
Ag+ + e- = Ag
Zn2+ + 2e- = Zn
Fe3+ + 3e- = Fe
Redukcja wody. Jeśli w roztworze obecne są tylko kationy metali alkalicznych (lub
innych mało szlachetnych), to podczas elektrolizy na katodzie wydziela się wodór, przy czym
sumaryczny zapis tego procesu zaleŜy od odczynu roztworu.
– w roztworze kwaśnym:
H+ + e- = ½H2
– w innych przypadkach:
H2O + e- = ½H2 + OH-
Utlenianie anionów halogenkowych. Gdy materiałem anodowym jest metal szlachetny
(zwykle platyna) a roztwór zawiera aniony halogenkowe, wówczas na anodzie wydzielają się
chlorowce.
X- = ½X2 + ePrzykłady:
Cl- = ½Cl2 + e-
Br- = ½Br2 + e-
Utlenianie wody. Jeśli roztwór zawiera tylko aniony wodorotlenowe lub kwasów
tlenowych, to podczas elektrolizy na anodzie wydziela się tlen, a mechanizm reakcji równieŜ
zaleŜy od odczynu roztworu:
– w roztworze alkalicznym: OH- = ¼O2 + ½H2O + e-
– w innych przypadkach:
H2O = ½O2 + 2H+ + 2e-
Warunki prowadzenia procesu elektrolizy
Wydawać by się mogło, Ŝe do przeprowadzenia procesu elektrolizy wystarczy taka
róŜnica potencjałów, jaką posiada ogniwo galwaniczne zbudowane z identycznych elektrod
zanurzonych w tym samym elektrolicie. W rzeczywistości jednak, na skutek przepływu prądu
przez roztwór, zachodzenia reakcji elektrodowych, istnienia oporności elektrolitu, elektrod
i przewodników oraz innych czynników, konieczne jest przyłoŜenie z zewnętrznego źródła
prądu nieco większej róŜnicy potencjałów.
Wielkością najczęściej uŜywaną do ilościowej charakterystyki prądu przepływającego
przez elektrolizer jest gęstość prądu, j [A.m-2], tj. stosunek natęŜenia prądu przepływającego
przez elektrodę do powierzchni elektrody. Od odpowiedniego doboru zarówno róŜnicy
potencjałów elektrod, jak i gęstości prądu na elektrodach zaleŜy powodzenie procesu
elektrolizy, czyli otrzymanie poŜądanych produktów tego procesu z zadowalającą
wydajnością.
Prawa Faradaya
Badania nad zjawiskiem elektrolizy doprowadziły Michaela Faradaya (w 1833 r.) do
sformułowania prawa, zwanego obecnie pierwszym prawem Faradaya. W obecnym
sformułowaniu mówi ono, Ŝe masa substancji ulegającej reakcji elektrodowej jest wprost
proporcjonalna do ładunku, który przepłynął przez roztwór.
m = k .Q = k .I .t
W przypadku przepływu prądu stałego o stałym natęŜeniu ładunek równy jest, jak podano
wyŜej, iloczynowi natęŜenia prądu i czasu jego przepływu (czasu prowadzenia elektrolizy).
Jeśli natomiast natęŜenie prądu zmienia się w czasie, to ładunek moŜna obliczyć całkując to
natęŜenie względem czasu.
t
Q = I . t = ∫ I dt
0
Stałą proporcjonalności k nazywamy równowaŜnikiem elektrochemicznym. Jej
interpretacja fizyczna moŜliwa jest na gruncie drugiego prawa Faradaya. Mówi ono, Ŝe
masy róŜnych substancji wydzielone na elektrodach przez jednakowe ładunki elektryczne są
wprost proporcjonalne do ich mas równowaŜnikowych (mas molowych podzielonych przez
liczbę elektronów wymienianych w reakcji elektrodowej). Z prawa tego wynika następująca
interpretacja równowaŜnika elektrochemicznego:
k=
M
z⋅F
W równaniu tym M jest masą molową substancji ulegającej reakcji elektrodowej, z –
liczbą wymienianych elektronów, zaś stała F (zwana stałą Faradaya) określa ładunek
elektryczny jednego mola elektronów (F = e.NAv ≈ 96500 C.mol-1).
Wykorzystując łącznie oba prawa Faradaya moŜna wyznaczyć masę molową substancji
na podstawie pomiaru masy elektrody przed i po zajściu reakcji elektrodowej oraz ładunku,
jaki przepłynął przez roztwór.
Pomiar pH
Cząsteczki wody wykazują zarówno zdolność pobierania protonów (w obecności
kwasów) jak i oddawania ich (w obecności zasad). JednakŜe nawet w zupełnie czystej
wodzie, nie zawierającej ani kwasów, ani zasad, woda ulega w bardzo małym stopniu
dysocjacji (autodysocjacji):
H2O + H2O = H3O+ + OHUstalającą się równowagę moŜna opisać za pomocą stałej Kw, która nosi nazwę iloczynu
jonowego wody :
Kw = [OH-]⋅[H3O+]
W temperaturze 298K Kw=10-14, a ujemny logarytm dziesiętny jej wartości oznaczamy
symbolem pKw.
pKw = - log Kw = 14
Podobną wielkość wprowadzono do określania ilości jonów wodorowych w
roztworze, a więc moŜemy podawać ich stęŜenie molowe lub ujemny logarytm dziesiętny z
tego stęŜenia. Wartość taką oznacza się symbolem pH:
pH = - log[H3O+]
Roztwory, w których stęŜenia jonów H3O+ i OH- są równe, nazywamy obojętnymi:
[H3O+] = [OH-] = 10-7 M ⇒ pH = - log 10-7 = 7
W roztworach kwaśnych:
[H3O+] > [OH-] ⇒ [H3O+] > 10-7 M ⇒ pH < 7
W roztworach zasadowych:
[H3O+] < [OH-] ⇒ [H3O+] < 10-7 M ⇒ pH > 7
Najprostszy sposób oznaczania pH polega na zastosowaniu wskaźników. Są to substancje
organiczne, których barwa zaleŜy od stęŜenia jonów H3O+ w roztworze. Wskaźniki te dzieli
się na:
•
dwubarwne, np. oranŜ metylowy, gdzie obie jego formy mają określoną, ale róŜną
barwę; wprowadzając do roztworu wskaźnik dwubarwny obserwuje się zabarwienie
właściwe dla kwasu lub zasady albo teŜ zabarwienie przejściowe, świadczące o
obecności obu postaci obok siebie; zmianę zabarwienia takiego wskaźnika moŜna
wychwycić wzrokowo gdy około 10% przejdzie w postać inaczej zabarwioną, zaletą
wskaźników dwubarwnych jest to, Ŝe pH, przy którym następuje zmiana ich barwy nie
zaleŜy od ich stęŜenia w środowisku reakcji
•
jednobarwne, np. fenoloftaleina, gdzie tylko jedna forma ma barwę, a druga jest
całkowicie bezbarwna; we wskaźnikach jednobarwnych barwa pojawia się nagle przy
ściśle określonym pH, które moŜna obliczyć, jednakŜe stęŜenie wskaźników
jednobarwnych ma zasadniczy wpływ na to, w jakim przedziale pH nastąpi zmiana
zabarwienia, trzeba je zatem dokładnie odmierzać.
WaŜniejsze wskaźniki kwasowo-zasadowe
Wskaźnik
Barwa wskaźnika w roztworze
Zakres pH, w
o pH niŜszym od
o pH wyŜszym
którym
zakresu zmiany
od zakresu
następuje
zmiany
zmiana barwy
Błękit tymolowy
czerwona
fioletowa
1,2 - 2,8
OranŜ metylowy
czerwona
Ŝółta
3,1 – 4,4
Czerwień metylowa
czerwona
Ŝółta
4,2 – 6,0
Błękit bromotymolowy
Ŝółta
niebieska
6,0 – 7,6
Lakmus
czerwona
niebieska
5,0 – 8,0
Fenoloftaleina
bezbarwna
czerwona
8,3 – 10,0
Wskaźniki zarówno jednobarwne jak i dwubarwne moŜna stosować same lub w
mieszaninie z obojętnymi barwnikami, które pozwalają lepiej zaobserwować zmiany barwy –
są to wskaźniki mieszane. Stosuje się teŜ mieszaniny wskaźników, które zmieniają barwę w
szerokim zakresie pH i pozwalają na szybkie, orientacyjne określenie pH. Są to wskaźniki
uniwersalne. Muszą one teŜ być zaopatrzone w skalę barw odpowiadających określonym
wartościom pH. W przypadku, gdy roztwór jest zabarwiony stosuje się wskaźniki
fluorescencyjne, które zmieniają barwę fluorescencji lub zaczynają fluoryzować przy
określonym pH.
Wskaźniki pH stosuje się w postaci roztworów wodnych lub etanolowych oraz w
postaci papierków wskaźnikowych, czyli wąskich pasków bibuły nasyconych roztworem
wskaźnika. Najczęściej stosowane są papierki wskaźnikowe nasycone wskaźnikiem
uniwersalnym (rysunek 1).
Rys.1. Skala barw wskaźnika uniwersalnego.
Na działanie wskaźników zasadniczy wpływ mają:
•
temperatura roztworów uŜywanych do miareczkowania;
•
obecność w roztworach rozpuszczalników organicznych;
•
obecność w roztworze substancji koloidalnych, zwłaszcza białek, które mogą wywołać
adsorpcję wskaźnika na koloidzie lub tworzyć z nim kompleksy.
Oprócz chemicznych wskaźników pH stosuje się teŜ bardziej dokładne metody
instrumentalne, do których moŜna zaliczyć pH-metrię. W pomiarze tym wykorzystuje się
liniową zaleŜność potencjału niektórych elektrod, na przykład elektrody szklanej, od pH
roztworu. Metody elektrochemiczne pozwoliły na konstrukcję pH-metrów tj. przyrządów
pozwalających na precyzyjny pomiar pH.
Literatura
W. Libuś, Z. Libuś, Chemia Fizyczna. Część II: Elektrochemia, Wydawnictwo Politechniki
Gdańskiej, Gdańsk 1972, 34-45.
K. Pigoń, Z. Ruziewicz, Chemia Fizyczna 1. Podstawy fenomenologiczne, Wydawnictwo
Naukowe PWN, Warszawa 2005, 377-380.
A. Śliwa (Red.), Obliczenia chemiczne. Zbiór zadań z chemii ogólnej i analitycznej
nieorganicznej, Państwowe Wydawnictwo Naukowe, Warszawa 1987, 324-329.
Obydwie części ćwiczenia wykonywane są w 3-ch grupach 2-osobowych
Elektroliza
1. Zapoznać się z pojęciem gęstości prądu. Zmierzyć powierzchnię elektrody platynowej,
opłukać ją, wysuszyć i zwaŜyć na wadze analitycznej. Dobrać natęŜenie prądu
konieczne do osiągnięcia zadanej gęstości 50 mA.cm-2.
2. Umieścić elektrodę w naczyniu z miedziową kąpielą galwaniczną i poddać roztwór
elektrolizie przez 10 min. Czas przepływu prądu zmierzyć stoperem, odczytać kilka
razy natęŜenie prądu i uśrednić.
3. Wyjąć, dokładnie opłukać wodą destylowaną, przepłukać metanolem, wysuszyć i
zwaŜyć elektrodę z naniesioną powłoką.
4. Obliczyć ładunek jaki przepłynął przez roztwór. Obliczyć masę nałoŜonej miedzi.
Wykorzystując prawo Faradaya obliczyć równowaŜnik elektrochemiczny miedzi oraz
jej masę molową. Porównać z masą molową z układu okresowego.
5. Odszukać w poradniku gęstość miedzi metalicznej i w oparciu o tą wartość jak i
powierzchnię elektrody oszacować grubość warstwy miedzi na elektrodzie.
6. Oczyścić elektrochemicznie elektrodę platynową podłączając ją jako anodę zgodnie z
opisem ćwiczenia w skrypcie.
Odczynniki: kąpiel do miedziowania elektrody platynowej, metanol
Sprzęt: Zestaw do nakładania metali na elektrodę platynową z ćwiczenia „Nadnapięcie
wydzielania wodoru”
Pomiar pH:
1. Oznaczyć pH trzech roztworów (zlewka A, B, C) za pomocą wskaźnika
uniwersalnego po czym przypisać odpowiedni odczyn badanym roztworom. W
przypadku roztworu kwaśnego i zasadowego uŜyć równieŜ papierka mieszanego –
obserwacje zapisać.
2. Pomiar pH:
a. przeprowadzić kalibrację pH-metru zgodnie z instrukcją znajdującą się przy
mierniku.
b. zmierzyć pH roztworu czwartego (zlewka D) za pomocą pH-metru
c. obliczyć stęŜenia jonów H3O+ w oparciu o uzyskaną wartość.
3. Rozcieńczyć 10-krotnie roztwór w zlewce D, w tym celu:
a. pobrać za pomocą pipety 2,5 ml roztworu i wprowadzić do kolbki o
pojemności 25 ml, rozcieńczyć wodą do objętości 25 ml (do kreski), zatkać
korkiem i dokładnie wymieszać
4. Zmierzyć pH przygotowanych roztworów (przelać roztwór z kolbki do czystej zlewki)
za pomocą pH-metru oraz obliczyć stęŜenie jonów wodorowych.
Osoby wykonujące ćwiczenie: 1) ……………….......................…… 2) ……………........................……………
Pomiar pH
Pomiar pH
roztwór
odczyn
Papierek
uniwersalny
Papierek
mieszany
A
B
C
roztwór D:
pH-metr
pH roztworu
odczyn
Obliczone
pH-metr
Odczyn
Obliczone
stęŜenie
pH roztworu
roztworu
stęŜenie
molowe H3O+ rozcieńczonego rozcieńczonego molowe H3O+
C1 (z pH)
C2 w rozt.
rozcieńczonym
C1 / C2
Elektrochemia – Wyznaczanie masy molowej metalu metodą elektrolityczną
Powierzchnia elektrody: S = ………………… cm2
ZałoŜona gęstość prądu: j = ………………… mA.cm-2
Wymagane natęŜenie prądu: I = ……………. mA
Masa elektrody przed elektrolizą: m0 = ………………… g
Masa elektrody po elektrolizie: m1 = ………………… g
Masa wydzielonej miedzi: mCu = ………………… g
NatęŜenie prądu w czasie procesu elektrolizy:
I1 = ……………. mA, I2 = ……………. mA, I3 = ……………. mA, I4 = ……………. mA, I5 = ……………. mA
Średnie natęŜenie prądu: Iśr = ……………. mA = ...................... A
Czas trwania elektrolizy: t = ………………. s
Ładunek, jaki przepłynął przez roztwór: Q = ………………. C
RównowaŜnik elektrochemiczny miedzi: k = …………….……. g.C-1 = ...................................... g F-1
Wartościowość kationu miedzi: z = ………….
Masa molowa miedzi: MCu = ……….…………. g.mol-1 (wartość zalecana przez IUPAC: 63,546 g.mol-1)
Błąd bezwzględny wyznaczenia masy molowej: ……….…………. g.mol-1
Błąd względny wyznaczenia masy molowej:
……….…………. %
Gęstość miedzi: ......................................... g cm-3
Objętość wydzielonej miedzi........................................................ cm3
Grubość warstwy miedzi na elektrodzie: ........................ m = .................. cm = ..................mm = ................ µm