FARADAY KONSTANTE: EKSPERIMENTĀLIE ASPEKTI, PIEMĒRS, LIETOJUMI - ĶĪMIJA - 2025

Faraday konstante ir kvantitatīva vienība elektroenerģijas, kas atbilst iegūšana vai viena mola elektronu ar elektrodu zudumu; un tāpēc 6,022 · 10 ²³ elektronu pārejā .

Šo konstanti attēlo arī burts F, ko sauc par Faraday. Viens F ir vienāds ar 96,485 kulonu / mol. No zibens negaisa debesīs rodas priekšstats par F. attēloto elektrības daudzumu.

Avots: Pixnio

Kulonu (c) definē kā lādiņa daudzumu, kas iet caur noteiktu punktu vadītājam, kad vienu sekundi plūst 1 amplitūda elektriskās strāvas. Arī viena strāvas stiprums ir vienāds ar vienu kulonu sekundē (C / s).

Ja notiek 6,022 · 10 ²³ elektronu plūsma (Avogadro skaitlis), var aprēķināt tam atbilstošā elektriskā lādiņa daudzumu. Kā?

Zinot atsevišķa elektrona (1,602 · 10 ^-19 kulons) lādiņu un reizinot to ar NA, Avogadro skaitlis (F = Na · e ^- ). Rezultāts, kā noteikts sākumā, ir 96 485,3365 C / mol e ^- parasti tiek noapaļots līdz 96 500 C / mol.

Faradejas konstantes eksperimentālie aspekti

Elektronu radīto vai patērēto elektrolītu skaitu var uzzināt, nosakot elementa daudzumu, kas elektrolīzes laikā atrodas uz katoda vai anoda.

Faradeja konstantes vērtību ieguva, nosverot elektrolīzē nogulsnētā sudraba daudzumu ar noteiktu elektrisko strāvu; nosver katodu pirms un pēc elektrolīzes. Tāpat, ja ir zināms elementa atomsvars, var aprēķināt metāla mola daudzumu, kas nogulsnējies uz elektrodu.

Tā kā ir zināma sakarība starp metālu molu skaitu, kas nokrīt uz katoda elektrolīzes laikā, un elektronu molu skaitu, kas tiek pārnesti procesā, var noteikt sakarību starp piegādāto elektrisko lādiņu un skaitli. nodoto elektronu molu.

Norādītā sakarība dod nemainīgu vērtību (96,485). Vēlāk šo vērtību par godu angļu pētniekam sauca par Faradeja konstanti.

Maikls Faraday

Maikls Faradejs, britu pētnieks, dzimis Ņūingtonā, 1791. gada 22. septembrī. Viņš nomira Hemptonā 1867. gada 25. augustā 75 gadu vecumā.

Viņš studēja elektromagnētismu un elektroķīmiju. Viņa atklājumos ietilpst elektromagnētiskā indukcija, diamagnētisms un elektrolīze.

Saistība starp elektronu dzimumzīmēm un Faradejas konstanti

Trīs zemāk minētie piemēri ilustrē saistību starp nodoto elektronu dzimumzīmēm un Faradejas konstanti.

Na ⁺ ūdens šķīdumā pie katoda iegūst vienu elektronu un nogulsnējas 1 mols metāliskā Na, patērējot 1 molu elektronu, kas atbilst 96 500 kulonu (1 F) lādiņam.

Mg ²⁺ ūdens šķīdumā pie katoda iegūst divus elektronus un izdalās 1 mols metāliskā Mg, patērējot 2 molus elektronu, kas atbilst lādiņam 2x96,500 kulons (2 F).

Al ³⁺ ūdens šķīdumā pie katoda iegūst trīs elektronus un tiek nogulsnēts 1 mols metāliskā Al, patērējot 3 molus elektronu, kas atbilst lādiņam 3 × 96 500 kulonsa (3 F).

Skaitlisks elektrolīzes piemērs

Aprēķiniet vara (Cu) masu, kas nogulsnējas uz katoda elektrolīzes procesā, ar strāvas intensitāti 2,5 ampēros (C / s vai A) 50 minūtes. Strāva plūst caur vara (II) šķīdumu. Cu atomu masa = 63,5 g / mol.

Varu (II) jonu reducēšanas uz metālisko varu vienādojums ir šāds:

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

Katriem uz katoda tiek nogulsnēti 63,5 g Cu (atoma svara) uz katriem 2 elektroniem, kas ir ekvivalenti 2 (9,65 · 10 ⁴ kulons / mol). Tas ir, 2 Faraday.

Pirmajā daļā tiek noteikts kulonu skaits, kas iziet cauri elektrolītiskajai elementam. 1 ampērs ir vienāds ar 1 kulonu sekundē.

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

7,5 x 10 ³ C

Pēc tam, lai aprēķinātu vara masu, kuru nogulsnē elektriskā strāva, kas baro 7,5 x 10 ³ C, izmanto Faradeja konstantu:

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

Faraday likumi elektrolīzei

Pirmais likums

Vielas masa, kas nogulsnējas uz elektrodu, ir tieši proporcionāla elektrodam nodotajam elektrības daudzumam. Šis ir pieņemts paziņojums par Faraday pirmo likumu, kurā, starp citiem paziņojumiem, ir šāds:

Vielas daudzums, kurai katrā elektrodā notiek oksidēšanās vai reducēšanās, ir tieši proporcionāls elektrības daudzumam, kas iziet caur kameru.

Faraday pirmo likumu matemātiski var izteikt šādi:

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

m = uz elektrodu nogulsnētās vielas masa (gramos).

Q = elektriskais lādiņš, kas caur šķīdumu iziet kulonos.

F = Faraday konstante.

M = elementa atomsvars

Z = elementa valences numurs.

M / z apzīmē ekvivalento svaru.

Otrais likums

Samazināts vai oksidēts ķīmiskās vielas daudzums uz elektrodu ir proporcionāls tā ekvivalentajam svaram.

Faraday otro likumu var uzrakstīt šādi:

m = (Q / F) x PEq

Izmantošana jonu elektroķīmiskā līdzsvara potenciāla novērtēšanai

Elektrofizioloģijā ir svarīgas zināšanas par dažādu jonu elektroķīmisko līdzsvara potenciālu. To var aprēķināt, izmantojot šādu formulu:

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

Vions = jonu elektroķīmiskā līdzsvara potenciāls

R = gāzes konstante, izteikta kā: 8,31 J.mol ^-1 . K

T = temperatūra, izteikta Kelvina grādos

Ln = dabiskais vai dabiskais logaritms

z = jonu valence

F = Faraday konstante

C1 un C2 ir viena un tā paša jonu koncentrācijas. C1 var būt, piemēram, jonu koncentrācija ārpus šūnas, un C2 - tā koncentrācija šūnā.

Šis ir Faraday konstantes izmantošanas piemērs un tas, kā tās izveidošana ir bijusi ļoti noderīga daudzās pētniecības un zināšanu jomās.

Atsauces

1. Wikipedia. (2018). Faraday konstante. Atgūts no: en.wikipedia.org
2. Prakses zinātne. (2013. gada 27. marts). Faraday elektrolīze. Atgūts no: prakticaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Fizioloģijas un biofizikas rokasgrāmata. 2 ^dod Edition. Redakcija Clemente Editores CA
4. Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija. (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
5. Giunta C. (2003). Faraday elektroķīmija. Atgūts no: web.lemoyne.edu