Faraday constante experimentele aspecten, bijvoorbeeld, gebruikt

de constante van Faraday het is een kwantitatieve eenheid van elektriciteit die overeenkomt met de winst of het verlies van één mol elektronen per één elektrode; en daarom, met een snelheid van 6.022 · 10²³ elektronen.

Deze constante wordt ook vertegenwoordigd door de letter F, een Faraday genaamd. Een F is gelijk aan 96.485 coulomb / mol. Van de stralen in de onstuimige hemel wordt een idee verkregen van de hoeveelheid elektriciteit die een F vertegenwoordigt.

De coulomb (c) wordt gedefinieerd als de hoeveelheid lading die door een bepaald punt van een geleider passeert, wanneer 1 ampère stroom van elektrische stroom een ​​seconde stroomt. Ook is één ampère stroom gelijk aan één coulomb per seconde (C / s).

Wanneer er een stroom is van 6.022 · 10²³ elektronen (het nummer van Avogadro), kunt u de hoeveelheid elektrische lading berekenen waarop deze overeenkomt. Hoe kan dat?

De lading van een individueel elektron kennen (1,602 · 10^-19 coulomb) en vermenigvuldig het met NA, Avogadro's getal (F = Na · e^-). Het resultaat is, zoals aan het begin gedefinieerd, 96.485.365 C / mol^-, meestal afgerond op 96.500C / mol.

index

• 1 Experimentele aspecten van de constante van Faraday
  • 1.1 Michael Faraday
• 2 Relatie tussen de elektronenmollen en de constante van Faraday
• 3 Numeriek voorbeeld van elektrolyse
• 4 Faraday's wetten voor elektrolyse
  • 4.1 Eerste wet
  • 4.2 Tweede wet
• 5 Gebruik bij het schatten van het elektrochemische evenwichtspotentieel van een ion
• 6 Referenties

Experimentele aspecten van de constante van Faraday

Het is mogelijk om het aantal elektronenmoleculen te kennen die worden geproduceerd of verbruikt in een elektrode, door de hoeveelheid van een element te bepalen dat wordt afgezet in de kathode of in de anode tijdens elektrolyse.

De waarde van de Faraday-constante werd verkregen door de hoeveelheid zilver afgezet in de elektrolyse te wegen door een bepaalde elektrische stroom; wegen van de kathode voor en na elektrolyse. Als bovendien het atomaire gewicht van het element bekend is, kan het aantal mol van het metaal dat op de elektrode is afgezet, worden berekend..

Zoals bekend is, kan de relatie tussen het aantal mol van een metaal dat tijdens de elektrolyse in de kathode wordt afgezet en het aantal elektronen dat in het proces wordt overgebracht, een relatie tussen de geleverde elektrische lading en het aantal worden vastgesteld. van mollen overgebrachte elektronen.

De aangegeven verhouding geeft een constante waarde (96.485). Vervolgens werd deze waarde, ter ere van de Engelse onderzoeker, een constante van Faraday genoemd.

Michael Faraday

Michael Faraday, Brits onderzoeker, werd geboren in Newington, op 22 september 1791. Hij stierf in Hampton, op 25 augustus 1867, op 75-jarige leeftijd..

Hij studeerde elektromagnetisme en elektrochemie. Zijn ontdekkingen omvatten elektromagnetische inductie, diamagnetisme en elektrolyse.

Relatie tussen de elektronenmollen en de constante van Faraday

De drie onderstaande voorbeelden illustreren de relatie tussen de elektronen van de overgedragen elektronen en de Faraday-constante.

De Na⁺ in waterige oplossing krijgt een elektron in de kathode en 1 mol van metaal Na wordt afgezet, consumeren 1 mol elektronen overeenkomend met een belasting van 96.500 coulomb (1 F).

The Mg²⁺ in waterige oplossing verkrijgt het twee elektronen in de kathode en wordt 1 mol metallisch Mg afgezet, consumerend 2 mol elektronen overeenkomend met een belasting van 2 x 96.500 coulomb (2 F).

De Al³⁺ in waterige oplossing verkrijgt het drie elektronen in de kathode en wordt 1 mol metaal Al gedeponeerd, waarbij 3 mol elektronen worden gebruikt die overeenkomen met een lading van 3 x 96.500 coulomb (3 F).

Numeriek voorbeeld van elektrolyse

Bereken de massa koper (Cu) die wordt afgezet in de kathode tijdens een elektrolyseproces, met een stroomsterkte van 2,5 ampère (C / s of A) gedurende 50 minuten. De stroom circuleert door een koper (II) -oplossing. Cu-atoomgewicht = 63,5 g / mol.

De vergelijking voor de reductie van koper (II) -ionen tot metallisch koper is als volgt:

Cu²⁺    +     2 e^-=> Cu

63,5 g Cu (atoomgewicht) wordt afgezet op de kathode voor elke 2 mol elektronen overeenkomend met 2 (9.65.10)⁴ coulomb / mol). Dat wil zeggen, 2 Faraday.

In het eerste deel wordt het aantal coulombs bepaald dat door de elektrolytische cel gaat. 1 ampere is gelijk aan 1 coulomb / seconde.

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

7,5 x 10³ C

Vervolgens wordt de massa koper berekend die is afgezet door een elektrische stroom die 7,5 x 10 levert³  C Faraday-constante wordt gebruikt:

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

De wetten van Faraday voor elektrolyse

Eerste wet

De massa van een stof afgezet op een elektrode is rechtevenredig met de hoeveelheid elektriciteit die wordt overgebracht op de elektrode. Dit is een geaccepteerde verklaring van de eerste wet van Faraday, bestaande uit, onder andere, de volgende:

De hoeveelheid van een stof die bij elke elektrode oxidatie of reductie ondergaat, is rechtevenredig met de hoeveelheid elektriciteit die door de cel gaat.

De eerste wet van Faraday kan wiskundig worden uitgedrukt op de volgende manier:

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

m = massa van de stof afgezet op de elektrode (gram).

Q = elektrische lading die in coulomb door de oplossing is gegaan.

F = constante Faraday.

M = elementatomisch gewicht

Z = elementvalentie nummer.

M / z vertegenwoordigt het equivalentgewicht.

Tweede wet

De verminderde of geoxideerde hoeveelheid van een chemische stof op een elektrode is evenredig met het equivalente gewicht.

De tweede wet van Faraday kan als volgt worden geschreven:

m = (Q / F) x PEq

Gebruik bij het schatten van het elektrochemische evenwichtspotentieel van een ion

Kennis van het elektrochemisch evenwichtspotentieel van verschillende ionen is belangrijk bij elektrofysiologie. Het kan worden berekend door de volgende formule toe te passen:

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

Vion = elektrochemisch evenwichtspotentieel van een ion

R = gasconstante, uitgedrukt als: 8,31 J.mol^-1. K

T = temperatuur uitgedrukt in Kelvin-graden

Ln = natuurlijke of neperiaanse logaritme

z = ionvalentie

F = constante Faraday

C1 en C2 zijn de concentraties van hetzelfde ion. C1 kan bijvoorbeeld de concentratie van het ion in de buitenkant van de cel zijn en C2, de concentratie ervan in het inwendige van de cel.

Dit is een voorbeeld van het gebruik van de constante van Faraday en hoe de oprichting ervan zeer nuttig is geweest op vele gebieden van onderzoek en kennis.

referenties

1. Wikipedia. (2018). Faraday constant. Teruggeplaatst van: en.wikipedia.org
2. Oefen wetenschap. (27 maart 2013). De elektrolyse van Faraday. Hersteld van: practicaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Handleiding fysiologie en biofysica. 2^da Edition. Editorial Clemente Editores C.A.
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren.
5. Giunta C. (2003). Elektrochemie van Faraday. Teruggeplaatst van: web.lemoyne.edu