Faraday stale eksperymentuje, przykład, używa



The stała Faradaya jest to ilościowa jednostka energii elektrycznej, która odpowiada zyskowi lub stracie jednego mola elektronów na jedną elektrodę; a zatem w wysokości 6,022 · 1023 elektrony.

Ta stała jest również reprezentowana przez literę F, zwaną Faradayem. F wynosi 96.485 kulomb / mol. Z promieni na burzliwym niebie wyłania się wyobrażenie o ilości energii elektrycznej reprezentującej F.

Kulomb (c) definiuje się jako ilość ładunku, która przechodzi przez dany punkt przewodnika, gdy 1 amper prądu prądu elektrycznego przepływa przez sekundę. Ponadto jeden amper prądu równa się jednemu kulombowi na sekundę (C / s).

Gdy przepływ wynosi 6,022 · 1023 elektrony (liczba Avogadro), możesz obliczyć ilość ładunku elektrycznego, któremu odpowiada. Jak mogę?

Znając ładunek pojedynczego elektronu (1 602 · 10-19 kulomb) i pomnóż go przez NA, liczbę Avogadro (F = Na · e-). Wynik jest, jak zdefiniowano na początku, 96.485,3365 C / mol e-, zaokrąglone zwykle do 96,500 C / mol.

Indeks

  • 1 Eksperymentalne aspekty stałej Faradaya
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Związek między molami elektronów a stałą Faradaya
  • 3 Numeryczny przykład elektrolizy
  • 4 Prawa Faradaya do elektrolizy
    • 4.1 Pierwsze prawo
    • 4.2 Drugie prawo
  • 5 Użyj do oszacowania potencjału równowagi elektrochemicznej jonu
  • 6 referencji

Eksperymentalne aspekty stałej Faradaya

Możliwe jest poznanie liczby moli elektronów wytwarzanych lub zużywanych w elektrodzie przez określenie ilości pierwiastka, który jest osadzany w katodzie lub w anodzie podczas elektrolizy.

Wartość stałej Faradaya otrzymano przez zważenie ilości srebra osadzonego w elektrolizie przez pewien prąd elektryczny; ważenie katody przed i po elektrolizie. Ponadto, jeśli znana jest masa atomowa pierwiastka, można obliczyć liczbę moli metalu osadzonego na elektrodzie.

Jak wiadomo, związek między liczbą moli metalu, który jest osadzany w katodzie podczas elektrolizy, a liczbą elektronów przenoszonych w procesie, pozwala ustalić zależność między dostarczonym ładunkiem elektrycznym a liczbą. moli przeniesionych elektronów.

Wskazany współczynnik daje stałą wartość (96485). Następnie wartość ta została nazwana, na cześć angielskiego badacza, stałą Faradaya.

Michael Faraday

Michael Faraday, brytyjski naukowiec, urodził się w Newington, 22 września 1791 roku. Zmarł w Hampton, 25 sierpnia 1867 roku, w wieku 75 lat..

Studiował elektromagnetyzm i elektrochemię. Jego odkrycia obejmują indukcję elektromagnetyczną, diamagnetyzm i elektrolizę.

Związek między molami elektronów a stałą Faradaya

Trzy przedstawione poniżej przykłady ilustrują związek między elektronami przenoszonych elektronów a stałą Faradaya.

Na+ w roztworze wodnym uzyskuje się elektron w katodzie i osadza się 1 mol metalicznego Na, zużywając 1 mol elektronów odpowiadający obciążeniu 96 500 kulombów (1 F).

Mg2+ w roztworze wodnym uzyskuje dwa elektrony w katodzie i osadza się 1 mol metalicznego Mg, zużywając 2 mole elektronów odpowiadające obciążeniu 2 × 96 500 kulombów (2 F).

Al3+ w roztworze wodnym uzyskuje trzy elektrony w katodzie i osadza się 1 mol metalicznego Al, zużywając 3 mole elektronów odpowiadające ładunkowi 3 × 96 500 kulombów (3 F).

Numeryczny przykład elektrolizy

Oblicz masę miedzi (Cu), która jest osadzana w katodzie podczas procesu elektrolizy, przy natężeniu prądu 2,5 ampera (C / s lub A) na 50 minut. Prąd krąży w roztworze miedzi (II). Masa atomowa Cu = 63,5 g / mol.

Równanie redukcji jonów miedzi (II) do metalicznej miedzi jest następujące:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

63,5 g Cu (masa atomowa) osadza się w katodzie na każde 2 mole elektronów odpowiadające 2 (9,65 · 10)4 kulomb / mol). To znaczy, 2 Faraday.

W pierwszej części określa się liczbę kulombów przechodzących przez ogniwo elektrolityczne. 1 amper to 1 kulomb / sekundę.

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

7,5 x 103 C

Następnie, aby obliczyć masę miedzi osadzonej przez prąd elektryczny, który dostarcza 7,5 x 103  C Stała Faradaya jest używana:

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

Prawa Faradaya do elektrolizy

Pierwsze prawo

Masa substancji osadzonej na elektrodzie jest wprost proporcjonalna do ilości elektryczności przenoszonej na elektrodę. Jest to zaakceptowane stwierdzenie pierwszego prawa Faradaya, istniejące między innymi następujące:

Ilość substancji ulegającej utlenieniu lub redukcji na każdej elektrodzie jest wprost proporcjonalna do ilości energii elektrycznej, która przechodzi przez komórkę.

Pierwsze prawo Faradaya można wyrazić matematycznie w następujący sposób:

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

m = masa substancji osadzonej na elektrodzie (w gramach).

Q = ładunek elektryczny, który przeszedł przez roztwór w kulombu.

F = stała Faradaya.

M = masa atomowa elementu

Z = numer wartościowości elementu.

M / z reprezentuje ciężar równoważny.

Drugie prawo

Zmniejszona lub utleniona ilość substancji chemicznej na elektrodzie jest proporcjonalna do jej masy równoważnej.

Drugie prawo Faradaya można zapisać w następujący sposób:

m = (Q / F) x PEq

Służy do szacowania potencjału równowagi elektrochemicznej jonu

Znajomość potencjału równowagi elektrochemicznej różnych jonów jest ważna w elektrofizjologii. Można go obliczyć, stosując następujący wzór:

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

Vion = potencjał równowagi elektrochemicznej jonu

R = stała gazu, wyrażona jako: 8,31 J.mol-1. K

T = temperatura wyrażona w stopniach Kelvina

Ln = logarytm naturalny lub neperiański

z = wartościowość jonów

F = stała Faradaya

C1 i C2 są stężeniami tego samego jonu. C1 może być, na przykład, stężeniem jonu w zewnętrznej części komórki i C2, jego stężeniem we wnętrzu komórki.

Jest to przykład wykorzystania stałej Faradaya i tego, jak jej ustanowienie było bardzo przydatne w wielu dziedzinach badań i wiedzy.

Referencje

  1. Wikipedia. (2018). Stała Faradaya. Źródło: en.wikipedia.org
  2. Ćwicz naukę. (27 marca 2013 r.). Elektroliza Faradaya. Odzyskany z: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Podręcznik fizjologii i biofizyki. 2da Edycja Redakcja Clemente Editores C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning.
  5. Giunta C. (2003). Elektrochemia Faradaya. Źródło: web.lemoyne.edu