Faraday Constant

Apa yang berterusan Faraday?

The Faraday Constant Ia adalah unit kuantitatif elektrik yang sepadan dengan jumlah caj elektrik dalam mol elektron.

Pemalar ini juga diwakili dengan huruf f, yang dipanggil faraday. F bersamaan dengan 96.485 Coulomb/mol. Dari sinar dalam ribut, idea jumlah elektrik mewakili f boleh diekstrak.

Coulomb (c) ditakrifkan sebagai jumlah beban yang melewati titik tertentu pemandu, ketika 1 ampere intensitas arus elektrik mengalir dengan detik. Juga, ampere semasa bersamaan dengan coulomb sesaat (c/s).

Apabila terdapat aliran 6,022 · 10²³ elektron (nombor avogadro), anda boleh mengira jumlah cas elektrik yang mana ia sesuai. 

Mengetahui beban elektron individu (1,602 · 10^-19 Coulomb) didarabkan oleh NA, nombor avogadro (f = n · e^-). Hasilnya, seperti yang ditakrifkan pada awal, 96.485,3365 c/mol e^-, Biasanya bulat pada 96.500c/mol.

Aspek eksperimen faraday constant

Anda boleh mengetahui bilangan tahi lalat elektron yang dihasilkan atau dimakan dalam elektrod, menentukan jumlah elemen yang disimpan dalam katod atau dalam anod semasa elektrolisis.

Nilai malar Faraday diperoleh dengan memakai jumlah perak yang disimpan dalam elektrolisis oleh arus elektrik tertentu. Katod ditimbang sebelum dan selepas elektrolisis.

Sekiranya berat atom elemen diketahui, bilangan tahi lalat logam yang disimpan dalam elektrod dapat dikira.

Oleh kerana hubungan antara bilangan tahi lalat logam yang didepositkan dalam katod semasa elektrolisis, dan bilangan elektron yang dipindahkan dalam proses diketahui, hubungan antara beban elektrik yang dibekalkan dan bilangannya dapat ditubuhkan dari tahi lalat elektron yang dipindahkan.

Hubungan yang disebutkan di atas memberikan nilai malar (96.485). Seterusnya, nilai ini dipanggil, sebagai penghormatan kepada penyelidik Inggeris Michael Faraday, Faraday Constant.

Hubungan antara tahi lalat elektron dan pemalar Faraday

Contoh berikut menggambarkan hubungan antara tahi lalat elektron yang dipindahkan dan pemalar Faraday.

- Na⁺ Dalam larutan berair ia memenangi elektron di katod dan disimpan 1 mol logam NA, memakan 1 mol elektron yang sesuai dengan beban 96.500 Coulomb (1 F).

- Mg²⁺ Dalam larutan akueus, ia memenangi dua elektron dalam katod dan mendepositkan 1 mol mg logam, memakan 2 tahi lalat elektron yang sesuai dengan beban 2 × 96.500 Coulomb (2 F).

- Al³⁺ Dalam larutan akueus, ia memenangi tiga elektron dalam katod dan mendepositkan 1 mol logam, memakan 3 tahi lalat elektron yang sesuai dengan beban 3 × 96.500 Coulomb (3 F).

Contoh numerik elektrolisis

Kirakan jisim tembaga (CU) yang disimpan dalam katod semasa proses elektrolisis, dengan intensiti semasa 2.5 amp (c/s atau a) memohon selama 50 minit. Semasa beredar melalui penyelesaian tembaga (ii). Berat atom Cu = 63.5 g/mol.

Persamaan pengurangan ion tembaga (ii) ke tembaga logam adalah seperti berikut:

Cu²⁺    +     2 e^-=> Cu

63.5 g Cu (berat atom) disimpan dalam katod untuk setiap 2 tahi lalat elektron bersamaan dengan 2 (9.65 · 10⁴ Coulomb/mol). Iaitu 2 Faraday.

Pada bahagian pertama, nombor Coulomb yang melalui sel elektrolitik ditentukan. 1 ampere bersamaan dengan 1 coulomb/kedua.

C = 50 min x 60 s/min x 2.5 c/s

7.5 x 10³ C

Oleh itu, untuk mengira jisim tembaga yang disimpan oleh arus elektrik yang membekalkan 7.5 x 10³ Pemalar Caraday digunakan:

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

Undang -undang Faraday untuk Elektrolisis

Undang -undang Pertama

Jisim bahan yang didepositkan dalam elektrod berkadar terus dengan jumlah elektrik yang dipindahkan ke elektrod. Ini adalah pernyataan undang -undang pertama Faraday yang diterima, yang ada, antara pernyataan lain, yang berikut:

Jumlah bahan yang mengalami pengoksidaan atau pengurangan dalam setiap elektrod adalah berkadar terus dengan jumlah elektrik yang melalui sel.

Undang -undang pertama Faraday dapat dinyatakan secara matematik seperti berikut:

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

M = jisim bahan yang didepositkan dalam elektrod (gram).

Q = caj elektrik yang melalui penyelesaian di Coulomb.

F = Faraday Constant.

M = berat atom elemen

Z = Valencia bilangan elemen.

M/z mewakili berat yang setara.

Undang -undang Kedua

Jumlah bahan kimia yang dikurangkan atau teroksida pada elektrod adalah berkadar dengan beratnya yang setara.

Undang -undang kedua Faraday boleh ditulis seperti berikut:

m = (q/f) x peq

Gunakan dalam anggaran potensi keseimbangan elektrokimia ion

Pengetahuan tentang potensi keseimbangan elektrokimia ion yang berbeza adalah penting dalam elektrofisiologi. Ia boleh dikira dengan menggunakan formula berikut:

Vion = (RT/ZF) LN (C1/C2)

Vion = potensi keseimbangan elektrokimia

R = pemalar gas, dinyatakan sebagai: 8.31 j.mol^-1. K

T = suhu dinyatakan dalam darjah Kelvin

Ln = logaritma semula jadi atau neperian

Z = valencia del ion

F = Faraday Constant

C1 dan C2 adalah kepekatan ion yang sama. C1 boleh, sebagai contoh, kepekatan ion di luar negara, dan C2, kepekatannya di dalam selular.

Ini adalah contoh penggunaan pemalar Faraday dan sebagai penubuhannya sangat berguna dalam banyak bidang penyelidikan dan pengetahuan.

Rujukan

1. Faraday Constant. Diambil dari.Wikipedia.org
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley (2008). Kimia (8.ª ed.). Pembelajaran Cengage.
3. Giunta c. (2003). Faraday Electochemistry. Web pulih.Lemoyne.Edu