FARADAYEVA KONSTANTA: EKSPERIMENTALNI VIDIKI, NA PRIMER, UPORABLJAJO - KEMIJA - 2025

Konstanta Faraday je kvantitativna enota električne energije, ki ustreza dobička ali izgube en mol elektronov po elektrode; in zato pri prehodu 6.022 · 10 ²³ elektronov.

Ta konstanta je predstavljena tudi s črko F, ​​imenovano Faraday. En F je enak 96.485 kulomb / mol. Iz strele v nevihtnem nebu dobite predstavo o količini električne energije F.

Vir: Pixnio

Kulomb (c) je opredeljen kot količina naboja, ki poteka skozi dano točko na prevodniku, ko v eni sekundi teče 1 amper električnega toka. Prav tako je en amper toka enak enemu coulomb na sekundo (C / s).

Če pride do pretoka 6.022 · 10 ²³ elektronov (Avogadrovo število), je mogoče izračunati količino električnega naboja, ki ji ustreza. Kako?

Poznamo naboj posameznega elektrona (1.602 · 10 ^-19 kulonov) in ga pomnožimo z NA, Avogadrovo število (F = Na · e ^- ). Rezultat je, kot je bilo opredeljeno na začetku, 96,485,3365 C / mol e ^- , običajno zaokroženo na 96,500C / mol.

Eksperimentalni vidiki Faradayeve konstante

Število molov elektronov, ki nastanejo ali porabijo v elektrodi, je mogoče poznati z določitvijo količine elementa, ki se med elektrolizo odloži na katodo ali anodo.

Vrednost Faradayeve konstante je bila dobljena s tehtanjem količine srebra, deponiranega v elektrolizi z določenim električnim tokom; tehtanje katode pred in po elektrolizi. Če je znana atomska teža elementa, je mogoče izračunati število molov kovine, naložene na elektrodi.

Ker je znano razmerje med številom molov kovine, ki se med elektrolizo odložijo na katodo, in številom molov elektronov, ki se v procesu prenašajo, je mogoče vzpostaviti razmerje med dobavljenim električnim nabojem in številom prenosa molov elektronov.

Navedeno razmerje daje konstantno vrednost (96.485). Kasneje so to vrednost v čast angleškega raziskovalca poimenovali Faradayeva stalnica.

Michael Faraday

Michael Faraday, britanski raziskovalec, se je rodil v Newingtonu, 22. septembra 1791. Umrl je v Hamptonu, 25. avgusta 1867, v starosti 75 let.

Študiral je elektromagnetizem in elektrokemijo. Njegova odkritja vključujejo elektromagnetno indukcijo, diamagnetizem in elektrolizo.

Razmerje med moli elektronov in Faradayjevo konstanto

Spodnji trije primeri ponazarjajo razmerje med moli prenesenih elektronov in Faradayjevo konstanto.

Na ⁺ v vodni raztopini pridobi en elektron na katodi in 1 mol kovinskega Na se odloži, porabi 1 mol elektronov, kar ustreza naboju 96.500 kulonov (1 F).

Mg ²⁺ v vodni raztopini na katodi pridobi dva elektrona in 1 mol kovinskega Mg se odloži, zaužije pa 2 mola elektrona, kar ustreza naboju 2 × 96.500 kulonov (2 F).

Al ³⁺ v vodni raztopini na katodi pridobi tri elektrone in odloži 1 mol kovinskega Al, ki porabi 3 mole elektrona, kar ustreza naboju 3 × 96.500 kulonov (3 F).

Numerični primer elektrolize

Izračunajte maso bakra (Cu), ki se odloži na katodo med postopkom elektrolize, pri čemer 50-minutna jakost toka (C / s ali A) deluje 50 minut. Tok teče skozi raztopino bakra (II). Atomska teža Cu = 63,5 g / mol.

Enačba za redukcijo bakrovih (II) ionov v kovinski baker je naslednja:

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

Na katodo se odloži 63,5 g Cu (atomska teža) na vsaka 2 mola elektronov, kar ustreza 2 (9,65 · 10 ⁴ kulomb / mol). To je 2 Faraday.

V prvem delu se določi število klomov, ki prehajajo skozi elektrolitsko celico. 1 amper je enak 1 coulomb / second.

C = 50 min x 60 s / min x 2,5 C / s

7,5 x 10 ³ C

Nato za izračun mase bakra, naloženega z električnim tokom, ki napaja 7,5 x 10 ³ C, se uporablja Faradayeva konstanta:

g Cu = 7,5 10 ³ C x 1 mol e ^- / 9,65 10 ⁴ C x 63,5 g Cu / 2 mol e ^-

2,47 g Cu

Faradayevi zakoni za elektrolizo

Prvi zakon

Masa snovi, naložene na elektrodi, je neposredno sorazmerna s količino električne energije, ki se prenese na elektrodo. To je sprejeta izjava prvega zakona o Faradayu, ki med drugim vsebuje naslednje:

Količina snovi, ki se na vsaki elektrodi podvrže oksidaciji ali redukciji, je neposredno sorazmerna s količino električne energije, ki prehaja skozi celico.

Prvi zakon Faradaya je mogoče izraziti matematično na naslednji način:

m = (Q / F) x (M / z)

m = masa snovi, naložene na elektrodi (v gramih).

Q = električni naboj, ki je skozi raztopino tekel v kalomih.

F = Faradayeva konstanta.

M = atomska teža elementa

Z = valenčno število elementa.

M / z predstavlja ekvivalentno maso.

Drugi zakon

Zmanjšana ali oksidirana količina kemikalije na elektrodi je sorazmerna z njeno ekvivalentno maso.

Drugi zakon Faradaya lahko zapišemo na naslednji način:

m = (Q / F) x PEq

Uporaba pri določanju elektrokemičnega ravnovesnega potenciala iona

Poznavanje potenciala elektrokemičnega ravnotežja različnih ionov je pomembno v elektrofiziologiji. Izračunamo ga lahko po naslednji formuli:

Vion = (RT / zF) Ln (C1 / C2)

Vion = elektrokemični ravnotežni potencial iona

R = plinska konstanta, izražena kot: 8,31 J.mol ^-1 . K

T = temperatura, izražena v stopinjah Kelvina

Ln = naravni ali naravni logaritem

z = valenca iona

F = Faradayeva konstanta

Ci in C2 sta koncentraciji istega iona. C1 je lahko na primer koncentracija iona zunaj celice, C2 pa njegova koncentracija znotraj celice.

To je primer uporabe konstante Faraday in kako je bila njena vzpostavitev zelo koristna na mnogih področjih raziskav in znanja.

Reference

1. Wikipedija. (2018). Faradayeva konstanta. Pridobljeno: en.wikipedia.org
2. Praktična znanost. (27. marec 2013). Faradayeva elektroliza. Pridobljeno iz: Practicaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Priročnik za fiziologijo in biofiziko. 2. ^daje Edition. Uredništvo Clemente Editores CA
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemija. (8. izd.). CENGAGE Učenje.
5. Giunta C. (2003). Faradayeva elektrokemija. Pridobljeno: web.lemoyne.edu