Faraday gebruikt constant experimentele aspecten

1648
Egbert Haynes

De De constante van Faraday Het is een kwantitatieve eenheid van elektriciteit die overeenkomt met de winst of het verlies van één mol elektronen door een elektrode; en daarom in een tempo van 6.022.102. 3 elektronen.

Deze constante wordt ook weergegeven door de letter F, een zogenaamde Faraday. Een F is gelijk aan 96.485 coulomb / mol. Door de bliksem in een stormachtige lucht krijg je een idee van de hoeveelheid elektriciteit die een F vertegenwoordigt.

Bron: Pixnio

De coulomb (c) wordt gedefinieerd als de hoeveelheid lading die door een bepaald punt op een geleider gaat, wanneer 1 ampère elektrische stroom gedurende één seconde vloeit. Evenzo is één ampère stroom gelijk aan één coulomb per seconde (C / s).

Bij een stroom van 6.022 102. 3 elektronen (het getal van Avogadro), kunt u de hoeveelheid elektrische lading berekenen waarmee deze overeenkomt. Hoe?

De lading van een individueel elektron kennen (1.602 · 10-19 coulomb) en vermenigvuldig het met NA, het getal van Avogadro (F = Na-​Het resultaat is, zoals aan het begin gedefinieerd, 96.485.3365 C / mol e-, meestal afgerond op 96.500C / mol.

Artikel index

  • 1 Experimentele aspecten van de constante van Faraday
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Verband tussen het aantal mol elektronen 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 aantal mol elektronen dat in een elektrode wordt geproduceerd of verbruikt, kan worden bepaald door de hoeveelheid van een element te bepalen dat tijdens elektrolyse op de kathode of anode wordt afgezet..

De waarde van de constante van Faraday werd verkregen door de hoeveelheid zilver te wegen die in de elektrolyse werd afgezet door een bepaalde elektrische stroom; het wegen van de kathode voor en na elektrolyse. Bovendien, als het atoomgewicht van het element bekend is, kan het aantal molen van het metaal dat op de elektrode is afgezet worden berekend.

Omdat de relatie tussen het aantal molen van een metaal dat tijdens elektrolyse op de kathode wordt afgezet en het aantal molen elektronen dat in het proces wordt overgedragen, bekend is, kan een relatie worden gelegd tussen de geleverde elektrische lading en het aantal molen. van overgebrachte elektronen.

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

Michael faraday

Michael Faraday, een Britse 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..

Verband tussen het aantal mol elektronen en de constante van Faraday

De drie onderstaande voorbeelden illustreren de relatie tussen het aantal mol overgedragen elektronen en de constante van Faraday..

Dan een+ in waterige oplossing wint één elektron aan de kathode en wordt 1 mol metallisch Na afgezet, waarbij 1 mol elektronen wordt verbruikt, wat overeenkomt met een lading van 96.500 coulomb (1 F).

De Mgtwee+ in waterige oplossing worden twee elektronen gewonnen aan de kathode en wordt 1 mol metallisch Mg afgezet, waarbij 2 mol elektronen worden verbruikt, wat overeenkomt met een lading van 2 × 96.500 coulomb (2 F).

De Al3+ In waterige oplossing krijgt het drie elektronen aan de kathode en wordt 1 mol metallisch Al afgezet, waarbij het 3 mol elektronen verbruikt, wat overeenkomt met een lading van 3 × 96.500 coulomb (3 F).

Numeriek voorbeeld van elektrolyse

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

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

Cutwee+    +     2 e-=> Cu

63,5 g Cu (atoomgewicht) wordt op de kathode afgezet voor elke 2 mol elektronen, wat overeenkomt met 2 (9,65 · 104 coulomb / mol). Dat wil zeggen, 2 Faraday.

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

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

7,5 x 103 C

Vervolgens, om te berekenen uit de massa van koper afgezet door een elektrische stroom die 7,5 x 10 levert3  C de constante van Faraday 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

Faraday's wetten voor elektrolyse

Eerste wet

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

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

De eerste wet van Faraday kan wiskundig als volgt worden uitgedrukt:

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

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

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

F = constante van Faraday.

M = atoomgewicht van het element

Z = valentie nummer van het element.

M / z staat voor het equivalente gewicht.

Tweede wet

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

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

De kennis van het elektrochemische evenwichtspotentieel van de verschillende ionen is belangrijk in de elektrofysiologie. Het kan worden berekend door de volgende formule toe te passen:

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

Vion = elektrochemische evenwichtspotentiaal van een ion

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

T = temperatuur uitgedrukt in graden Kelvin

Ln = natuurlijke of natuurlijke logaritme

z = valentie van het ion

F = constante van Faraday

C1 en C2 zijn de concentraties van hetzelfde ion. C1 kan bijvoorbeeld de concentratie van het ion buiten de cel zijn, en C2 de concentratie binnen de cel..

Dit is een voorbeeld van het gebruik van de constante van Faraday en hoe de oprichting ervan van groot nut is geweest op veel gebieden van onderzoek en kennis..

Referenties

  1. Wikipedia. (2018). Faraday constant. Hersteld van: en.wikipedia.org
  2. Oefen wetenschap. (27 maart 2013). De elektrolyse van Faraday. Hersteld van: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Manual of Physiology and Biophysics. tweegeeft Editie. Redactioneel Clemente Editores C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
  5. Giunta C. (2003). Elektrochemie van Faraday. Hersteld van: web.lemoyne.edu

Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.