Faraday konstant eksperimentelle aspekter, eksempel, bruker



den konstant av Faraday det er en kvantitativ enhet av elektrisitet som tilsvarer gevinsten eller tapet av en mol elektroner per en elektrode; og derfor med en hastighet på 6,022 · 1023 elektroner.

Denne konstanten er også representert ved bokstaven F, kalt Faraday. Et F er 96,485 coulomb / mol. Fra strålene i det stormfulle himmelen er en ide om mengden elektrisitet som representerer en F ekstrahert.

Coulomb (c) er definert som mengden ladning som passerer gjennom et gitt punkt på en leder, når 1 ampere strøm av elektrisk strøm strømmer i et sekund. Også en ampere av strøm er lik en coulomb per sekund (C / s).

Når det er en strøm på 6,022 · 1023 elektroner (Avogadro nummer), kan du beregne mengden elektrisk ladning som den tilsvarer. Hvordan kan det?

Å vite ladningen av en individuell elektron (1,602 · 10-19 coulomb) og multipliser det med NA, Avogadros tall (F = Na · e-). Resultatet er, som definert i begynnelsen, 96,485,3365 C / mol e-, avrundet vanligvis til 96,500C / mol.

index

  • 1 Eksperimentelle aspekter av Faraday-konstanten
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Forholdet mellom elektronmolene og Faraday-konstanten
  • 3 Numerisk eksempel på elektrolyse
  • 4 Faradays lover for elektrolyse
    • 4.1 Første lov
    • 4.2 andre lov
  • 5 Bruk til å estimere det elektrokjemiske likevektspotensialet til en ion
  • 6 Referanser

Eksperimentelle aspekter av Faraday-konstanten

Det er mulig å vite antall mol elektroner som produseres eller forbrukes i en elektrode ved å bestemme mengden av et element som er avsatt i katoden eller i anoden under elektrolyse.

Verdien av Faraday-konstanten ble oppnådd ved å veie mengden sølv avsatt i elektrolysen ved en viss elektrisk strøm; veier katoden før og etter elektrolyse. I tillegg, hvis elementets atomvekt er kjent, kan antallet mol av metallet avsatt på elektroden beregnes.

Som det er kjent, er forholdet mellom antall mol av et metall som er avsatt i katoden under elektrolysen, og antallet elektroner som overføres i prosessen, et forhold mellom den tilførte elektriske ladning og tallet kan etableres. av mol overførte elektroner.

Det angitte forholdet gir en konstant verdi (96.485). Deretter ble denne verdien navngitt til ære for den engelske forskeren, konstant av Faraday.

Michael Faraday

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

Han studerte elektromagnetisme og elektrokjemi. Hans funn inkluderer elektromagnetisk induksjon, diamagnetisme og elektrolyse.

Forholdet mellom elektronmolene og Faraday-konstanten

De tre eksemplene som er vist nedenfor illustrerer forholdet mellom elektronene av overførte elektroner og Faraday-konstanten.

The Na+ i vandig oppløsning får en elektron i katoden og 1 mol metallisk Na blir avsatt og konsumerer 1 mol elektroner tilsvarende en last på 96.500 coulomb (1F).

Mg2+ i vandig oppløsning får den to elektroner i katoden, og 1 mol metallisk Mg blir avsatt og forbruker 2 mol elektroner tilsvarende en last på 2 × 96 500 coulomb (2 F).

Alen3+ i vandig oppløsning får det tre elektroner i katoden og 1 mol metallisk Al blir avsatt og forbruker 3 mol elektroner som svarer til en ladning på 3 × 96 500 coulomb (3 F).

Numerisk eksempel på elektrolyse

Beregn massen av kobber (Cu) som er avsatt i katoden under en elektrolyseprosess, med dagens intensitet er 2,5 ampere (C / s eller A) påført i 50 minutter. Strømmen sirkulerer gjennom en kobber (II) løsning. Cu atomvekt = 63,5 g / mol.

Ligningen for reduksjon av kobber (II) -ioner til metallisk kobber er som følger:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

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

I første del bestemmes antall coulomber som passerer gjennom elektrolytcellen. 1 ampere er lik 1 coulomb / sekund.

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

7,5 x 103 C

Deretter beregner du kobbermassen avsatt av en elektrisk strøm som leverer 7,5 x 103  C Faraday konstant er brukt:

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 lover for elektrolyse

Første lov

Massen av et stoff deponert på en elektrode er direkte proporsjonal med mengden elektrisitet overført til elektroden. Dette er en akseptert uttalelse av Faradays første lov, som blant annet finnes blant annet:

Mengden av et stoff som gjennomgår oksidasjon eller reduksjon ved hver elektrode er direkte proporsjonal med mengden elektrisitet som passerer gjennom cellen.

Faradays første lov kan uttrykkes matematisk på følgende måte:

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

m = masse av stoffet avsatt ved elektroden (gram).

Q = elektrisk ladning som passerte gjennom løsningen i coulomb.

F = Faraday konstant.

M = elementets atomvekt

Z = element valensnummer.

M / z representerer ekvivalentvekten.

Andre lov

Den reduserte eller oksyderte mengde av et kjemikalie på en elektrode er proporsjonal med dens ekvivalente vekt.

Faradays andre lov kan skrives som følger:

m = (Q / F) x PEq

Bruk ved estimering av det elektrokjemiske likevektspotensialet til en ion

Kunnskap om det elektrokjemiske likevektspotensialet for forskjellige ioner er viktig i elektrofysiologi. Det kan beregnes ved å bruke følgende formel:

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

Vion = elektrokjemisk likevektspotensial for en ion

R = gass konstant, uttrykt som: 8,31 J.mol-1. K

T = temperatur uttrykt i Kelvin grader

Ln = naturlig eller nepisk logaritme

z = ionvalens

F = Faraday konstant

C1 og C2 er konsentrasjonene av samme ion. C1 kan for eksempel være konsentrasjonen av ion i cellenes utside, og C2, dens konsentrasjon i cellemiljøet.

Dette er et eksempel på bruk av Faraday-konstanten og hvordan etableringen har vært svært nyttig på mange områder av forskning og kunnskap.

referanser

  1. Wikipedia. (2018). Faraday konstant. Hentet fra: en.wikipedia.org
  2. Øvelsesvitenskap. (27. mars 2013). Elektrolysen av Faraday. Gjenopprettet 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). Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning.
  5. Giunta C. (2003). Faraday elektrokjemi. Hentet fra: web.lemoyne.edu