FARADAY SABITI: DENEYSEL YÖNLER, ÖRNEK, KULLANIR - KIMYA - 2024

Faraday sabit elektrik kantitatif bir birim bu kazanç ve bir elektrot ile elektronların bir mol kaybına karşılık gelir; ve bu nedenle, 6.022 · 10 ²³ elektron geçişinde .

Bu sabit aynı zamanda Faraday adı verilen F harfiyle de temsil edilir. Bir F, 96.485 coulomb / mol'e eşittir. Fırtınalı gökyüzündeki şimşekten elektrik miktarı ve F hakkında fikir edinebilirsiniz.

Kaynak: Pixnio

Coulomb (c), bir saniye boyunca 1 amper elektrik akımı aktığında, bir iletken üzerindeki belirli bir noktadan geçen yük miktarı olarak tanımlanır. Ayrıca, bir amper akım saniyede bir coulomb'a (C / s) eşittir.

6.022 · 10 ²³ elektronluk bir akış olduğunda (Avogadro'nun sayısı), karşılık gelen elektrik yükü miktarı hesaplanabilir. Nasıl?

Tek bir elektronun (1,602 · 10 ^-19 coulomb) yükünü bilmek ve onu NA ile çarpmak, Avogadro'nun sayısı (F = Na · e ^- ). Sonuç, başlangıçta tanımlandığı gibi, 96.485.3365 C / mol e ^{- 'dir} ve genellikle 96.500C / mol'e yuvarlanır.

Faraday sabitinin deneysel yönleri

Bir elektrotta üretilen veya tüketilen elektronların mol sayısı, elektroliz sırasında katot veya anot üzerinde biriken bir elementin miktarı belirlenerek bilinebilir.

Faraday sabitinin değeri, elektrolizde biriken gümüş miktarının belirli bir elektrik akımı ile tartılmasıyla elde edildi; katotun elektrolizden önce ve sonra tartılması. Ayrıca elementin atom ağırlığı biliniyorsa elektrot üzerinde biriken metalin mol sayısı hesaplanabilir.

Elektroliz sırasında katot üzerinde biriken bir metalin mol sayısı ile işlemde aktarılan elektronların mol sayısı arasındaki ilişki bilindiğinden, verilen elektrik yükü ile sayı arasında bir ilişki kurulabilir. transfer edilen elektron mollerinin.

Belirtilen ilişki sabit bir değer verir (96.485). Daha sonra bu değer, İngiliz araştırmacı Faraday sabiti onuruna adlandırıldı.

Michael Faraday

İngiliz araştırmacı Michael Faraday 22 Eylül 1791'de Newington'da doğdu. 25 Ağustos 1867'de Hampton'da 75 yaşında öldü.

Elektromanyetizma ve elektrokimya okudu. Keşifleri arasında elektromanyetik indüksiyon, diyamanyetizma ve elektroliz bulunmaktadır.

Elektronların molleri ile Faraday sabiti arasındaki ilişki

Aşağıdaki üç örnek, aktarılan elektronların molleri ile Faraday sabiti arasındaki ilişkiyi göstermektedir.

Sulu çözelti içindeki Na ⁺ , katotta bir elektron kazanır ve 1 mol metalik Na biriktirilir, 96.500 coulomb (1 F) yüke karşılık gelen 1 mol elektron tüketir.

Sulu çözelti içindeki Mg2 ⁺ , katotta iki elektron kazanır ve 1 mol metalik Mg biriktirilir, 2 x 96,500 coulomb (2 F) yüküne karşılık gelen 2 mol elektron tüketilir.

Sulu çözelti içindeki Al ³⁺ , katotta üç elektron kazanır ve 1 mol metalik Al biriktirilir, 3 x 96,500 coulomb (3 F) yüküne karşılık gelen 3 mol elektron tüketilir.

Sayısal elektroliz örneği

Elektroliz işlemi sırasında katot üzerinde biriken bakır (Cu) kütlesini 50 dakika süreyle uygulanan 2,5 amperlik (C / s veya A) akım yoğunluğuyla hesaplayın. Akım bir bakır (II) çözeltisinden geçer. Cu atom ağırlığı = 63,5 g / mol.

Bakır (II) iyonlarının metalik bakıra indirgenmesi denklemi aşağıdaki gibidir:

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

Cu (atomik ağırlık) 63.5 g 2 (9.65 · 10 eşdeğer elektron her 2 mol için katot üzerinde biriken ⁴ coulomb / mol). Yani 2 Faraday.

Birinci bölümde elektrolitik hücreden geçen kulomb sayısı belirlenir. 1 amper 1 coulomb / saniyeye eşittir.

C = 50 dk x 60 sn / dk x 2,5 C / sn

7,5 x 10 ³ C

Malzemeler, 7.5 x 10 o zaman, bir elektrik akımı ile bakır kaplamanın kütlesi hesaplamak için ³ C Faraday'dır kullanılır:

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

2.47 g Cu

Faraday'ın elektroliz yasaları

Birinci Kanun

Bir elektrot üzerinde biriken bir maddenin kütlesi, elektroda aktarılan elektrik miktarı ile doğru orantılıdır. Bu, Faraday'ın birinci yasasının kabul edilmiş bir ifadesidir ve diğer ifadelerin yanı sıra aşağıdakiler de mevcuttur:

Her elektrotta oksidasyona veya indirgemeye maruz kalan bir maddenin miktarı, hücreden geçen elektrik miktarıyla doğru orantılıdır.

Faraday'ın birinci yasası matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:

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

m = elektrot üzerinde biriken maddenin kütlesi (gram).

Q = coulomb'larda çözeltiden geçen elektrik yükü.

F = Faraday sabiti.

M = elementin atom ağırlığı

Z = elementin değerlik sayısı.

M / z eşdeğer ağırlığı temsil eder.

İkinci yasa

Bir kimyasalın bir elektrot üzerindeki azaltılmış veya oksitlenmiş miktarı, eşdeğer ağırlığıyla orantılıdır.

Faraday'ın ikinci yasası şu şekilde yazılabilir:

m = (Q / F) x PEq

Bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyelini tahmin etmede kullanın

Farklı iyonların elektrokimyasal denge potansiyeli bilgisi elektrofizyolojide önemlidir. Aşağıdaki formül uygulanarak hesaplanabilir:

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

Vion = bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyeli

R = gaz sabiti, şu şekilde ifade edilir: 8.31 J.mol ^-1 . K

T = Kelvin derece cinsinden ifade edilen sıcaklık

Ln = doğal veya doğal logaritma

z = iyonun değeri

F = Faraday sabiti

C1 ve C2, aynı iyonun konsantrasyonlarıdır. C1, örneğin, iyonun hücre dışındaki konsantrasyonu ve C2, hücre içindeki konsantrasyonu olabilir.

Bu, Faraday sabitinin kullanımına ve kuruluşunun birçok araştırma ve bilgi alanında nasıl büyük yarar sağladığına bir örnektir.

Referanslar

1. Vikipedi. (2018). Faraday sabiti. En.wikipedia.org adresinden kurtarıldı
2. Uygulama Bilimi. (27 Mart 2013). Faraday'ın elektrolizi. Kurtarıldı: Practicaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Fizyoloji ve Biyofizik El Kitabı. 2 Edition ^verir . Editoryal Clemente Editörler CA
4. Whitten, Davis, Peck ve Stanley. (2008). Kimya. (8. baskı). CENGAGE Öğrenme.
5. Giunta C. (2003). Faraday elektrokimyası. Web.lemoyne.edu adresinden kurtarıldı