1.1 Aufgabenstellung
Mit Hilfe der Elektrolyse soll die Faraday Konstante
bestimmt werden.
Dazu werden zwei Kupfer-Elektroden in eine CuSO4-Lösung getaucht und
an eine Stromquelle angeschlossen.
Nach Beendigung der Elektrolyse werden die
Elektroden gewogen und mit Hilfe der Massendifferenz die Faraday Konstante
berechnet.
1.2 Einführung in die physikalischen
Grundlagen
Elektrolyse bezeichnet den Prozess der stattfindet,
wenn zwei stromdurchflossene Elektroden in einen Elektrolyten getaucht werden.
Die durch Dissoziation gebildeten Ionen leiten den Strom und es kommt zu einer
Ionenwanderung unter dem Einfluss des elektrischen Feldes. An der Kathode
finden Reduktionsprozesse statt, es werden Elektronen gewonnen. Somit entsteht
Wasserstoff oder das Metall aus dem Elektrolyten.
An der Anode finden Oxidationsprozesse statt, ein Verlust an Elektronen, der
zu der Entstehung des Hydroxids oder des jeweiligen Säurerestes führt.
Diese Prozesse haben zur Folge, dass das Gewicht der Anode in gleichem Maße
sinkt, wie das der Kathode steigt.
Faraday beschrieb diese Zusammenhänge in zwei Gesetzen:
1. Faradaysches Gesetz:
Die an einer Elektrode abgeschiedene Stoffmenge ist der durch den Elektrolyten
hindurchgegangenen Elektrizitätsmenge proportional.
Die Elektrizitätsmenge wird wie folgt
dargestellt: (1)
Das elektrochemische Äquivalent A ist für jeden
einzelnen Stoff verschieden, deshalb folgt für die abgeschiedene
Stoffmenge: (2)
(Loschmidtsche
Zahl) ist die Anzahl der Ionen die zu einer Elektrode gelangen und die Masse
eines Mols M haben. bezeichnet die
Wertigkeit der Ionen und e die
Elementarladung. (3)
Die Faraday-Konstante ist das Produkt aus der
Loschmidtzahl (NL) und der Elementarladung (e). Da es
sich bei beiden Zahlen des Produktes um Konstanten handelt, muss die
Faraday-Konstante F ebenfalls unabhängig von den Eigenschaften der Ionen sein. (4)
Aus den Gleichungen (2) und (3) ergibt sich: (5)
2. Faradaysches Gesetz:
Die durch gleiche Ladungsmenge abgeschiedenen Massen verschiedener Ionen
verhalten sich wie ihre Äquivalentmassen .
1.3 Versuchsaufbau und –durchführung
Abb.1: Versuchsaufbau schematisch
Geräte: Elektrolysezelle, Cu-Elektroden,
Gleichspannungsquelle, Widerstand, Amperemeter, Waage, CuSO4-Lösung,
Stativmaterial, Fön, Stoppuhr
Abb.2:
Versuchsaufbau und Elektrolysezelle
Der Versuch wird wie in den Abbildungen dargestellt
aufgebaut.
Der CuSO4-Lösung wird H2SO4 und Alkohol
zugefügt, was die H2-Entwicklung an der Kathode unterdrücken
soll.
Die Elektroden werden vor Versuchsbeginn gründlich mit dem Schmirgelpapier
gereinigt, damit keine Rückstände das Versuchsergebnis verfälschen, und gewogen.
Es werden zwei Messungen durchgeführt, mit den
unterschiedlichen Stromstärken I1=0,2A und I2=0,5A.
Jede Elektrolyse dauert 20 Minuten. Nach der Elektrolyse sind die Elektroden zu
trockenen und erneut zu wiegen, somit erhält man eine Massendifferenz mit der die
Faradaykonstante berechnet werden kann.
1.4 Auswertung und Fehlerrechnung
Elektrode
|
Masse
in g (vorher)
|
Masse
in g (nachher)
|
Differenz
in g
|
Anode
bei
I=0,2A
|
31,64
|
31,57
|
0,07
|
Kathode
bei
I=0,2A
|
38,32
|
38,42
|
0,09
|
Anode
bei I=0,5A
|
31,54
|
31,74
|
0,2
|
Kathode
bei I=0,5A
|
38,39
|
38,21
|
0,18
|
Tab.1: Messergebnisse
Elektrode
|
in g
|
m – in g
|
(m
– )2 in g
|
bei
I=0,2A
|
0,08
|
0,01
|
0,0001
|
bei
I=0,5A
|
0,19
|
0,01
|
0,0001
|
Tab.2: Fehlerrechnung
Mit Hilfe von Formel (3) wird die Masse pro Mol
berechnet:
M=0,063478
Um anschließend die Faraday Konstante mit Hilfe von
Formel (6) und die Abweichung vom Tabellenwert (F=96500) zu berechnen:
|
Faradaykonstante
(berechnet) in
|
Abweichung
in %
|
bei
I=0,2A
|
95218
|
1,32
|
bei
I=0,5A
|
100229
|
3,86
|
Tab.3: Faradaykonstante
1.5 Schlussbetrachtung / Fehleranalyse
Durch die beiden Messungen lassen sich zwei Werte
für die Faraday Konstante berechnen:
F1=95218 und F2=100229.
Bei den berechneten Werten ist eine nur sehr geringe
Abweichung vom Tabellenwert festzustellen, wobei bei der Messung mit höherer
Stromstärke auch ein größerer Fehler auftritt.
Fehler in der Messung können auf Ungenauigkeiten
beim Ablesen, Toleranzen von Waage, Uhr, Strommesser und der Stromquelle, als
auch auf Fehler bei der Ablesung der Messwerte und Verluste im Elektrolyten
zurückgeführt werden.