Faraday konstante eksperimentelle aspekter, eksempelvis bruger



den konstant Faraday det er en kvantitativ enhed af elektricitet, der svarer til gevinsten eller tabet af en mol elektroner pr. en elektrode; og derfor i en hastighed på 6,022 · 1023 elektroner.

Denne konstante også afbildet med bogstavet F, kaldet en Faraday. Et F er 96.485 coulomb / mol. Af lyn i stormfulde himmel en idé om den mængde elektricitet, der repræsenterer en F udvindes.

Coulomb (c) er defineret som den ladning, der passerer gennem et bestemt punkt på en leder, når 1 ampere strøm af strømmen strømmer i et sekund. Endvidere er en ampere af strøm lig med en coulomb per sekund (C / s).

Når der er en strøm på 6.022 · 1023 elektroner (Avogadros nummer), kan du beregne mængden af ​​elektrisk opladning, som den svarer til. Hvordan kan?

At kende ladningen af ​​en individuel elektron (1.602 · 10-19 coulomb) og multiplicere det med NA, Avogadros nummer (F = Na · e-). Resultatet er som defineret i begyndelsen 96.485,3365 C / mol e-, afrundet normalt til 96.500C / mol.

indeks

  • 1 Eksperimentelle aspekter af Faraday konstanten
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Forholdet mellem elektronmolerne og Faraday-konstanten
  • 3 Numerisk eksempel på elektrolyse
  • 4 Faradays love for elektrolyse
    • 4.1 Første lov
    • 4.2 anden lov
  • 5 Anvendes til estimering af det ioniske elektrokemiske ligevægtspotentiale
  • 6 referencer

Eksperimentelle aspekter af Faraday konstanten

Det er muligt at kende antallet af mol elektroner, der produceres eller forbruges i en elektrode, ved at bestemme mængden af ​​et element, som er deponeret i katoden eller i anoden under elektrolyse.

Værdien af ​​Faraday-konstanten blev opnået ved at veje mængden af ​​sølv deponeret i elektrolysen ved hjælp af en bestemt elektrisk strøm; vejer katoden før og efter elektrolyse. Hvis elementets atomvægt er kendt, kan der desuden beregnes antallet af mol af metallet, der er afsat på elektroden..

Som det er kendt, er forholdet mellem antallet af mol af et metal, som er deponeret i katoden under elektrolysen, og antallet af elektroner, der overføres i processen, et forhold mellem den medfølgende elektriske ladning og nummeret kan etableres. af mol overførte elektroner.

Det angivne forhold giver en konstant værdi (96.485). Derefter blev denne værdi navngivet til ære for den engelske forsker, konstant af Faraday.

Michael Faraday

Michael Faraday, britisk forsker, blev født i Newington, den 22. september 1791. Han døde i Hampton, den 25. august 1867 i en alder af 75 år.

Han studerede elektromagnetisme og elektrokemi. Hans opdagelser omfatter elektromagnetisk induktion, diamagnetisme og elektrolyse.

Forholdet mellem elektronmolerne og Faraday-konstanten

De tre eksempler vist nedenfor illustrerer forholdet mellem elektronerne af overførte elektroner og Faraday-konstanten.

Na+ I vandig opløsning gevinster en elektron ved katoden og 1 mol Na-metal aflejres, forbrugende 1 mol af elektroner, der svarer til et gebyr på 96.500 coulomb (1 F).

Mg2+ i vandig opløsning får den to elektroner i katoden, og 1 mol metallisk Mg aflejres og forbruges 2 mol elektroner svarende til en belastning på 2 × 96.500 coulomb (2 F).

Alen3+ i vandig opløsning får den tre elektroner i katoden, og 1 mol metallisk Al deponeres og forbruges 3 mol elektroner svarende til en ladning på 3 × 96 500 coulomb (3 F).

Numerisk eksempel på elektrolyse

Beregn massen af ​​kobber (Cu), som er deponeret i katoden under en elektrolyseproces, med den aktuelle intensitet er 2,5 ampere (C / s eller A) påført i 50 minutter. Strømmen cirkulerer gennem en kobber (II) opløsning. Cu atomvægt = 63,5 g / mol.

Ligningen for reduktionen af ​​kobber (II) ioner til metallisk kobber er som følger:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

63,5 g Cu (atomvægt) deponeres ved katoden for hver 2 mol elektroner svarende til 2 (9,65 · 10)4 coulomb / mol). Det er 2 Faraday.

I den første del bestemmes antallet af coulombs, der passerer gennem elektrolytcellen. 1 ampere er lig med 1 coulomb / sekund.

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

7,5 x 103 C

Derefter beregnes kobbermassen deponeret af en elektrisk strøm, der leverer 7,5 x 103  C Faraday konstant anvendes:

g Cu = 7,5 · 103C x 1 mol e-/ 9,65 · 104 C x 63,5 g Cu / 2 mol e-

2,47 g Cu

Faradays love for elektrolyse

Første lov

Massen af ​​et stof deponeret på en elektrode er direkte proportional med mængden af ​​elektricitet overført til elektroden. Dette er en accepteret erklæring om Faradays første lov, som blandt andet indeholder følgende:

Mængden af ​​et stof, der undergår oxidation eller reduktion ved hver elektrode, er direkte proportional med mængden af ​​elektricitet, som passerer gennem cellen.

Faradays første lov kan udtrykkes matematisk på følgende måde:

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

m = masse af stoffet deponeret ved elektroden (gram).

Q = elektrisk ladning, der passerede gennem opløsningen i coulomb.

F = Faraday konstant.

M = elementets atomvægt

Z = element valensnummer.

M / z repræsenterer den tilsvarende vægt.

Anden lov

Den reducerede eller oxiderede mængde af et kemikalie på en elektrode er proportional med dets ækvivalente vægt.

Faradays anden lov kan skrives som følger:

m = (Q / F) x PEq

Anvendes til estimering af det ioniske elektrokemiske ligevægtspotentiale

Kendskab til det elektrokemiske ligevægtspotentiale i forskellige ioner er vigtigt i elektrofysiologi. Det kan beregnes ved at anvende følgende formel:

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

Vion = elektrokemisk ligevægtspotentiale for en ion

R = gaskonstant, udtrykt som: 8,31 J.mol-1. K

T = temperatur udtrykt i Kelvin grader

Ln = naturlig eller nativ logaritme

z = ionvalens

F = Faraday konstant

C1 og C2 er koncentrationerne af den samme ion. C1 kan for eksempel være, ionkoncentrationen i cellen ydre, og C2 er koncentrationen i cellen.

Dette er et eksempel på brugen af ​​Faraday konstanten og hvordan dets etablering har været meget nyttig på mange områder inden for forskning og viden.

referencer

  1. Wikipedia. (2018). Faraday konstant. Hentet fra: en.wikipedia.org
  2. Øvelsesvidenskab. (27. marts 2013). Faradays elektrolyse. Gendannet fra: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Manual of Physiology and Biofysics. 2da Edition. Editorial Clemente Editores C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kemi. (8. udgave). CENGAGE Learning.
  5. Giunta C. (2003). Faraday elektrokemi. Hentet fra: web.lemoyne.edu