Faraday σταθερές πειραματικές πτυχές, παραδείγματα, χρήσεις

Το σταθερή του Faraday είναι μια ποσοτική μονάδα ηλεκτρικής ενέργειας που αντιστοιχεί στο κέρδος ή στην απώλεια ενός μορίου ηλεκτρονίων ανά ηλεκτρόδιο. και συνεπώς, με ρυθμό 6,022 · 10²³ ηλεκτρόνια.

Αυτή η σταθερά αντιπροσωπεύεται επίσης από το γράμμα F, που ονομάζεται Faraday. Το F ισούται με 96,485 coulomb / mol. Από τις ακτίνες στον θυελλώδη ουρανό εξάγεται μια ιδέα για την ποσότητα ηλεκτρισμού που αντιπροσωπεύει ένα F.

Το coulomb (c) ορίζεται ως η ποσότητα φορτίου που διέρχεται από ένα δεδομένο σημείο ενός αγωγού, όταν 1 δευτερόλεπτο ρεύματος ηλεκτρικού ρεύματος ρέει για ένα δευτερόλεπτο. Επίσης, ένα αμπέρ ρεύματος ισούται με ένα coulomb ανά δευτερόλεπτο (C / s).

Όταν υπάρχει ροή 6.022 · 10²³ ηλεκτρονίων (αριθμός Avogadro), μπορείτε να υπολογίσετε το ποσό ηλεκτρικού φορτίου στο οποίο αντιστοιχεί. Πώς μπορεί?

Γνωρίζοντας τη φόρτιση ενός μεμονωμένου ηλεκτρονίου (1,602 · 10^-19 coulomb) και πολλαπλασιάστε το με το NA, τον αριθμό του Avogadro (F = Nae^-). Το αποτέλεσμα είναι, όπως ορίστηκε στην αρχή, 96,485,3365 C / mol e^-, στρογγυλεμένες συνήθως σε 96,500C / mol.

Ευρετήριο

• 1 Πειραματικές πτυχές της σταθεράς Faraday
  • 1.1 Michael Faraday
• 2 Σχέση μεταξύ των μορίων ηλεκτρονίων και της σταθεράς Faraday
• 3 Αριθμητικό παράδειγμα ηλεκτρόλυσης
• 4 νόμοι του Faraday για ηλεκτρόλυση
  • 4.1 Πρώτος Νόμος
  • 4.2 Δεύτερος Νόμος
• 5 Χρήση στην εκτίμηση του ηλεκτροχημικού δυναμικού ισορροπίας ενός ιόντος
• 6 Αναφορές

Πειραματικές πλευρές της σταθεράς Faraday

Μπορείτε να γνωρίζουμε τον αριθμό των γραμμομορίων των ηλεκτρονίων που παράγονται ή να καταναλώνονται σε ένα ηλεκτρόδιο, με προσδιορισμό της ποσότητας ενός στοιχείου που εναποτίθεται επί της καθόδου ή ανόδου κατά την ηλεκτρόλυση.

Η τιμή της σταθεράς Faraday ελήφθη ζυγίζοντας την ποσότητα αργύρου που κατατέθηκε στην ηλεκτρόλυση από ένα συγκεκριμένο ηλεκτρικό ρεύμα. ζυγίζοντας την κάθοδο πριν και μετά την ηλεκτρόλυση. Επιπλέον, εάν το ατομικό βάρος του στοιχείου είναι γνωστό, ο αριθμός των γραμμομορίων του μετάλλου που κατατέθηκε στο ηλεκτρόδιο μπορεί να υπολογιστεί.

Καθώς η σχέση μεταξύ του αριθμού των γραμμομορίων ενός μετάλλου αποτίθεται επί της καθόδου κατά την ηλεκτρόλυση, και τον αριθμό των γραμμομορίων ηλεκτρονίων μεταφέρεται κατά τη διαδικασία, μπορείτε να καθορίζει τις σχέσεις μεταξύ του ηλεκτρικού φορτίου που παραδίδεται και τον αριθμό γνωστών των γραμμομορίων μεταφερόμενων ηλεκτρονίων.

Η αναφερόμενη αναλογία δίνει μια σταθερή τιμή (96,485). Στη συνέχεια, η τιμή αυτή ονομάστηκε, προς τιμή του αγγλικού ερευνητή, σταθερή του Faraday.

Μιχαήλ Φαραντάι

Ο Michael Faraday, βρετανός ερευνητής, γεννήθηκε στο Newington, στις 22 Σεπτεμβρίου 1791. Πέθανε στο Hampton, στις 25 Αυγούστου 1867, σε ηλικία 75 ετών..

Σπούδασε ηλεκτρομαγνητισμό και ηλεκτροχημεία. Οι ανακαλύψεις του περιλαμβάνουν ηλεκτρομαγνητική επαγωγή, διαμαγνητισμό και ηλεκτρόλυση.

Σχέση μεταξύ των ηλεκτρονίων και της σταθεράς Faraday

Τα τρία παραδείγματα που παρουσιάζονται παρακάτω απεικονίζουν τη σχέση μεταξύ των ηλεκτρονίων των μεταφερθέντων ηλεκτρονίων και της σταθεράς Faraday.

Το Να⁺ σε υδατικό διάλυμα κέρδη ένα ηλεκτρόνιο στην κάθοδο και 1 mol της Na μετάλλου αποτίθεται, καταναλώνει 1 πιοί των ηλεκτρονίων που αντιστοιχεί σε ένα φορτίο 96.500 κουλόμπ (1 F).

Το Mg²⁺ σε υδατικό διάλυμα κερδίζει δύο ηλεκτρόνια στην κάθοδο και 1 γραμμομόριο μετάλλου Mg αποτίθεται, καταναλώνοντας 2 moles των ηλεκτρονίων που αντιστοιχεί σε ένα φορτίο των 2 × 96 500 coulomb (2 F).

Το Al³⁺ σε υδατικό διάλυμα, κερδίζει τρία ηλεκτρόνια στην κάθοδο και εναποτίθεται 1 mole μεταλλικού Al, καταναλώνοντας 3 γραμμομόρια ηλεκτρονίων που αντιστοιχούν σε φορτίο 3 × 96.500 coulomb (3 F).

Αριθμητικό παράδειγμα ηλεκτρόλυσης

Υπολογίζεται η μάζα του χαλκού (Cu) αποτίθεται επί της καθόδου κατά τη διάρκεια μιας διαδικασίας ηλεκτρόλυσης, με ρεύμα είναι 2,5 αμπέρ (C / s ή Α) εφαρμόστηκε για 50 λεπτά. Το ρεύμα ρέει διαμέσου ενός διαλύματος του χαλκού (II). Cu ατομικό βάρος = 63,5 g / mol.

Η εξίσωση για τη μείωση των ιόντων χαλκού (II) σε μεταλλικό χαλκό έχει ως εξής:

Cu²⁺    +     2 ε^-=> Cu

63.5 g Cu (ατομικό βάρος) εναποτίθενται στην κάθοδο για κάθε 2 moles ηλεκτρονίων ισοδύναμα με 2 (9.65 · 10)⁴ coulomb / mol). Δηλαδή, 2 Faraday.

Στο πρώτο μέρος, προσδιορίζεται ο αριθμός των περικλείσεων που περνούν μέσω του ηλεκτρολυτικού στοιχείου. 1 αμπέρ ισούται με 1 coulomb / δευτερόλεπτο.

C = 50 min χ 60 s / min χ 2.5 ° C / s

7,5 χ 10³ Γ

Στη συνέχεια, για να υπολογίσετε τη μάζα του χαλκού που έχει κατατεθεί από ένα ηλεκτρικό ρεύμα που παρέχει 7,5 x 10³  Χρησιμοποιείται η σταθερά Faraday C:

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

Οι νόμοι του Faraday για την ηλεκτρόλυση

Πρώτος Νόμος

Η μάζα μιας ουσίας που εναποτίθεται σε ένα ηλεκτρόδιο είναι ευθέως ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που μεταφέρεται στο ηλεκτρόδιο. Αυτή είναι μια αποδεκτή δήλωση του πρώτου νόμου του Faraday, που υπήρχε, μεταξύ άλλων δηλώσεων, τα εξής:

Η ποσότητα μιας ουσίας που υφίσταται οξείδωση ή μείωση σε κάθε ηλεκτρόδιο είναι άμεσα ανάλογη με την ποσότητα ηλεκτρικής ενέργειας που διέρχεται από το κελί.

Ο πρώτος νόμος του Faraday μπορεί να εκφραστεί μαθηματικά με τον ακόλουθο τρόπο:

m = (Q / F) χ (Μ / ζ)

m = μάζα της ουσίας που έχει εναποτεθεί στο ηλεκτρόδιο (γραμμάρια).

Q = ηλεκτρικό φορτίο που πέρασε από το διάλυμα σε coulomb.

F = σταθερά Faraday.

M = ατομικό βάρος στοιχείου

Z = αριθμός σθένους στοιχείου.

Μ / ζ αντιπροσωπεύει το ισοδύναμο βάρος.

Δεύτερος Νόμος

Η μειωμένη ή οξειδωμένη ποσότητα μιας χημικής ουσίας σε ένα ηλεκτρόδιο είναι ανάλογη με το αντίστοιχο βάρος.

Ο δεύτερος νόμος του Faraday μπορεί να γραφτεί ως εξής:

m = (Q / F) χ PEq

Χρήση στην εκτίμηση του ηλεκτροχημικού δυναμικού ισορροπίας ενός ιόντος

Η γνώση του δυναμικού ηλεκτροχημικής ισορροπίας διαφόρων ιόντων είναι σημαντική στην ηλεκτροφυσιολογία. Μπορεί να υπολογιστεί εφαρμόζοντας τον ακόλουθο τύπο:

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

Vion = δυναμικό ηλεκτροχημικής ισορροπίας ενός ιόντος

R = σταθερά αερίου, εκφραζόμενη ως: 8,31 J.mol^-1. Κ

T = θερμοκρασία που εκφράζεται σε βαθμούς Kelvin

Ln = φυσικός ή μήκιος λογάριθμος

z = σθένους ιόντων

F = σταθερά Faraday

Οι C1 και C2 είναι οι συγκεντρώσεις του ιδίου ιόντος. Το C1 μπορεί να είναι, για παράδειγμα, η συγκέντρωση του ιόντος στο εξωτερικό του κυττάρου και το C2, η συγκέντρωσή του στο εσωτερικό του κυττάρου.

Αυτό είναι ένα παράδειγμα της χρήσης της σταθεράς Faraday και του πώς η ίδρυσή της ήταν πολύ χρήσιμη σε πολλούς τομείς έρευνας και γνώσης.

Αναφορές

1. Wikipedia. (2018). Faraday σταθερή. Ανακτήθηκε από: en.wikipedia.org
2. Πρακτική Επιστήμη. (27 Μαρτίου 2013). Η ηλεκτρόλυση του Faraday. Ανάκτηση από: practicaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Εγχειρίδιο Φυσιολογίας και Βιοφυσικής. 2^da Έκδοση Συντάκτης Clemente Editores C.A.
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Χημεία (8η έκδοση). CENGAGE Μάθηση.
5. Giunta C. (2003). Faraday electrochemistry. Ανακτήθηκε από: web.lemoyne.edu