Faraday Constant

Kaj je Faradayjeva stalnica?

The Faraday Constant To je kvantitativna enota električne energije, ki ustreza količini električnega naboja v molu elektronov.

Ta konstanta je predstavljena tudi s črko F, ​​imenovano Faraday. A je enakovreden 96.485 Coulomb/mol. Iz žarkov v nevihtah lahko izvlečete idejo o količini električne energije.

Coulomb (c) je opredeljen kot količina obremenitve, ki prehaja skozi določeno točko gonilnika, ko 1 amper intenzivnosti električnega toka teče za sekundo. Prav tako je trenutni ampere enakovreden Coulombu na sekundo (c/s).

Ko pride do toka 6.022 · 10²³ Elektroni (številka Avogadro), lahko izračunate količino električnega naboja, ki mu ustreza. 

Poznavanje bremena posameznega elektrona (1.602 · 10^-19 Coulomb) se pomnoži z na, avogadro številka (f = n · e^-). Rezultat je, kot je opredeljeno na začetku, 96.485,3365 c/mol e^-, običajno zaokroženo pri 96.500C/mol.

Eksperimentalni vidiki Faraday Constant

Lahko poznate število molov elektronov, ki se proizvajajo ali zaužijejo v elektrodi, in določite količino elementa, ki je med elektrolizo odloženo v katodi ali v anodi.

Stalna vrednost Faradaya je bila pridobljena z nošenjem količine srebra, ki ga je v elektrolizi odložil določen električni tok. Katoda je tehtala pred in po elektrolizi.

Če je znana atomska teža elementa, je mogoče izračunati število molov, odlaganih v elektrodo.

Ker je povezava med številom molov kovine, ki se med elektrolizo odloži v katodi, in številom elektronov, ki se prenašajo v postopku preneseni elektroni.

Zgoraj omenjeno razmerje daje konstantno vrednost (96.485). Nato se je ta vrednost imenovala v čast angleškega raziskovalca Michaela Faradayja, Faraday Constant.

Razmerje med moli elektronov in Faradayjevo konstanto

Naslednji primeri ponazarjajo razmerje med moli prenesenih elektronov in Faradayevo konstanto.

- Na⁺ V vodni raztopini osvoji elektron v katodi in odloži 1 mol kovinskega NA, ki porabi 1 mol elektronov, ki ustrezajo obremenitvi 96.500 Coulomb (1 f).

- Mg²⁺ V vodni raztopini ima dva elektrona v katodi in odloži 1 mol kovinskega mg, ki porabi 2 mola elektronov, ki ustrezajo 2 × 96 obremenitvi.500 Coulomb (2 f).

- Al³⁺ V vodni raztopini osvoji tri elektrone v katodi in odloži 1 mol kovine, ki porabi 3 mole elektronov, ki ustrezajo obremenitvi 3 × 96.500 Coulomb (3 f).

Številčni primer elektrolize

Izračunajte bakreno maso (Cu), ki je med postopkom elektrolize odložena v katodi, s tokovno intenzivnostjo 2,5 amperov (C/S ali A), ki se uporablja za 50 minut. Tok kroži skozi bakreno raztopino (ii). Atomska teža Cu = 63,5 g/mol.

Enačba zmanjšanja bakrenih ionov (II) na kovinski baker je naslednja:

Cu²⁺    +     2 e^-=> Cu

63,5 g Cu (atomska teža) se odlaga v katodo za vsaka 2 mola elektronov, enakovrednih 2 (9,65 · 10⁴ Coulomb/mol). To je 2 Faraday.

V prvem delu se določi kulombska številka, ki gre skozi elektrolitsko celico. 1 ampere je enakovreden 1 coulomb/sekundo.

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

7,5 x 10³ C

Torej, za izračun bakrene mase, ki jo odloži električni tok, ki oskrbuje 7,5 x 10³ Uporablja se konstanta C Faraday:

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

Faradayjevi zakoni za elektrolizo

Prvi zakon

Masa snovi, odložene v elektrodo, je neposredno sorazmerna s količino električne energije, prenesene na elektrodo. To je sprejeta izjava prvega zakona Faradaya, med drugimi izjavami, naslednja:

Količina snovi, ki doživlja oksidacijo ali zmanjšanje vsake elektrode, je neposredno sorazmerna s količino električne energije, ki gre skozi celico.

Faradayev prvi zakon je mogoče matematično izraziti na naslednji način:

M = (q/f) x (m/z)

m = masa snovi, odložene v elektrodi (grami).

Q = električni naboj, ki je šel skozi rešitev v Coulombu.

F = faraday konstanta.

M = atomska teža elementa

Z = valencia številka elementa.

M/z predstavlja enakovredno težo.

Drugi zakon

Zmanjšana ali oksidirana količina kemikalije na elektrodi je sorazmerna z enakovredno težo.

Faradayev drugi zakon lahko zapišemo na naslednji način:

m = (q/f) x peq

Uporaba pri oceni elektrokemičnega ravnotežnega potenciala iona

Poznavanje elektrokemičnega ravnotežnega potenciala različnih ionov je pomembno v elektrofiziologiji. Izračunajte ga lahko z uporabo naslednje formule:

Vion = (rt/zf) ln (c1/c2)

Vion = elektrokemični ravnotežni potencial

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

T = temperatura, izražena v stopinjah Kelvina

Ln = naravni ali neperijski logaritem

Z = valencia del ion

F = faraday konstanta

C1 in C2 sta koncentracija istega iona. C1 je lahko na primer koncentracija iona v tujini in C2, njegova koncentracija znotraj celične.

To je primer uporabe Faradayjeve konstante in ker je bila njegova ustanova zelo koristna na številnih področjih raziskav in znanja.

Reference

1. Faraday Constant. Pridobljeno iz.Wikipedija.org
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley (2008). Kemija (8.ª Ed.). Cengage učenje.
3. Giunta c. (2003). Faraday Elcochemistry. Splet je bil obnovljen.Lemoyne.Edu