ПОСТОЯННАЯ ФАРАДЕЯ: ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ АСПЕКТЫ, ПРИМЕР, ИСПОЛЬЗОВАНИЕ - ХИМИЯ - 2026

Постоянная Фарадея - это количественная единица электричества, соответствующая усилению или потере одного моля электронов электродом; а значит, при прохождении 6.022 · 10 ²³ электронов.

Эта постоянная также обозначается буквой F, называемой Фарадеем. Один F равен 96 485 кулонов на моль. По молнии в грозовом небе вы получите представление о количестве электричества F.

Источник: Pixnio

Кулон (c) определяется как количество заряда, которое проходит через данную точку на проводнике, когда в течение одной секунды протекает электрический ток 1 ампер. Кроме того, один ампер тока равен одному кулону в секунду (Кл / с).

Когда имеется поток в 6,022 · 10 ²³ электронов (число Авогадро), можно вычислить величину электрического заряда, которому он соответствует. Как?

Зная заряд отдельного электрона (1,602 · 10 ^-19 кулонов) и умножив его на NA, число Авогадро (F = Na · e ^- ). Результат, как определено в начале, составляет 96 485,3365 ° C / моль e ^- , обычно округленный до 96 500 ° C / моль.

Экспериментальные аспекты постоянной Фарадея.

Число молей электронов, которые производятся или потребляются электродом, можно узнать, определив количество элемента, осаждающегося на катоде или аноде во время электролиза.

Значение постоянной Фарадея было получено путем взвешивания количества серебра, осажденного при электролизе определенным электрическим током; взвешивание катода до и после электролиза. Кроме того, если известен атомный вес элемента, можно рассчитать количество молей металла, нанесенного на электрод.

Поскольку взаимосвязь между количеством молей металла, осаждаемого на катоде во время электролиза, и количеством молей электронов, переносимых в процессе, известна, можно установить взаимосвязь между подаваемым электрическим зарядом и количеством молей перенесенных электронов.

Указанное соотношение дает постоянное значение (96 485). Позже это значение было названо в честь английского исследователя постоянной Фарадея.

Майкл Фарадей

Майкл Фарадей, британский исследователь, родился в Ньюингтоне 22 сентября 1791 года. Он умер в Хэмптоне 25 августа 1867 года в возрасте 75 лет.

Он изучал электромагнетизм и электрохимию. Его открытия включают электромагнитную индукцию, диамагнетизм и электролиз.

Связь молей электронов с постоянной Фарадея

Три приведенных ниже примера иллюстрируют взаимосвязь между молями перенесенных электронов и постоянной Фарадея.

Na ⁺ в водном растворе получает один электрон на катоде и осаждается 1 моль металлического Na, потребляя 1 моль электронов, что соответствует заряду 96 500 кулонов (1 Ф).

Mg ²⁺ в водном растворе получает два электрона на катоде и осаждается 1 моль металлического Mg, потребляя 2 моля электронов, что соответствует заряду 2 × 96 500 кулонов (2 Ф).

Al ³⁺ в водном растворе получает три электрона на катоде и осаждается 1 моль металлического Al, потребляя 3 моля электронов, что соответствует заряду 3 × 96 500 кулонов (3 Ф).

Численный пример электролиза

Рассчитайте массу меди (Cu), которая осаждается на катоде в процессе электролиза, при силе тока 2,5 ампера (Кл / с или А) в течение 50 минут. Ток протекает через раствор меди (II). Атомный вес Cu = 63,5 г / моль.

Уравнение восстановления ионов меди (II) до металлической меди выглядит следующим образом:

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

63,5 г Cu (атомный вес) осаждается на катоде на каждые 2 моля электронов, эквивалентных 2 (9,65 · 10 ⁴ кулонов / моль). То есть 2 Фарадея.

В первой части определяется количество кулонов, которые проходят через электролизер. 1 ампер равен 1 кулону в секунду.

C = 50 мин x 60 с / мин x 2,5 C / с

7,5 х 10 ³ ° C

Затем, чтобы вычислить массу меди, осажденной электрическим током, который обеспечивает 7,5 x 10 ³ C, используется постоянная Фарадея:

г Cu = 7,5 10 ³ C x 1 моль e ^- / 9,65 10 ⁴ C x 63,5 г Cu / 2 моль e ^-

2,47 г Cu

Законы Фарадея для электролиза

Первый Закон

Масса вещества, нанесенного на электрод, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного электроду. Это общепринятая формулировка первого закона Фарадея, содержащая, среди прочего, следующее:

Количество вещества, которое подвергается окислению или восстановлению на каждом электроде, прямо пропорционально количеству электричества, которое проходит через элемент.

Математически первый закон Фарадея можно выразить следующим образом:

т = (Q / F) х (M / z)

m = масса вещества, нанесенного на электрод (граммы).

Q = электрический заряд, прошедший через раствор в кулонах.

F = постоянная Фарадея.

M = атомный вес элемента

Z = число валентности элемента.

M / z представляет собой эквивалентный вес.

Второй закон

Уменьшенное или окисленное количество химического вещества на электроде пропорционально его эквивалентной массе.

Второй закон Фарадея можно записать следующим образом:

m = (Q / F) x PEq

Использование при оценке потенциала электрохимического равновесия иона

Знание потенциала электрохимического равновесия различных ионов важно в электрофизиологии. Его можно рассчитать, применив следующую формулу:

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

Vion = потенциал электрохимического равновесия иона

R = газовая постоянная, выраженная как: 8,31 Дж · моль ^-1 . К

T = температура, выраженная в градусах Кельвина

Ln = натуральный или натуральный логарифм

z = валентность иона

F = постоянная Фарадея

C1 и C2 - концентрации одного и того же иона. C1 может означать, например, концентрацию иона вне клетки, а C2 - его концентрацию внутри клетки.

Это пример использования постоянной Фарадея и того, как ее установление было очень полезным во многих областях исследований и знаний.

Ссылки

1. Wikipedia. (2018). Постоянная Фарадея. Получено с: en.wikipedia.org
2. Практика науки. (27 марта 2013 г.). Электролиз Фарадея. Получено с: Practicaciencia.blogspot.com
3. Монтореано Р. (1995). Руководство по физиологии и биофизике. 2 ^дает издание. Редакция Clemente Editores CA
4. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. (2008). Химия. (8-е изд.). CENGAGE Обучение.
5. Джунта К. (2003). Электрохимия Фарадея. Получено с: web.lemoyne.edu