Faraday sürekli deneysel yönleri, örnek, kullanır



Faraday sabiti bir elektrot başına bir mol elektron kazancı veya kaybına karşılık gelen kantitatif bir elektrik birimidir; ve bu nedenle, 6.022 · 10 oranında23 elektronlar.

Bu sabit, Faraday adı verilen F harfi ile de temsil edilir. Bir F, 96,485 coulomb / mol'e eşittir. Fırtınalı göklerdeki ışınlardan, bir F'yi temsil eden elektrik miktarı hakkında bir fikir çıkarıyor..

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

6,022 · 10 akış olduğunda23 elektronlar (Avogadro sayısı), karşılık geldiği elektrik yükünü hesaplayabilirsiniz. Nasıl olabilir?

Bireysel elektronun yükünü bilmek (1,602 · 10-19 coulomb) ve NA ile çarpın, Avogadro'nun numarası (F = Na · e-). Sonuç, başlangıçta tanımlandığı gibi, 96,485,3365 C / mol e-, genellikle 96.500C / mol'a yuvarlanır.

indeks

  • 1 Faraday sabitinin deneysel yönleri
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Elektron molleri ve Faraday sabiti arasındaki ilişki
  • 3 Sayısal elektroliz örneği
  • 4 Faraday'ın elektroliz yasaları
    • 4.1 İlk Yasa
    • 4.2 İkinci Yasa
  • 5 Bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyelini tahmin etmede kullanın
  • 6 Kaynakça

Faraday sabitinin deneysel yönleri

Elektroliz sırasında katotta veya anotta biriken bir elementin miktarını belirleyerek, bir elektrot içinde üretilen veya tüketilen elektron mollerinin sayısını bilmek mümkündür..

Faraday sabitinin değeri, elektrolizde biriken gümüş miktarının belirli bir elektrik akımı ile tartılmasıyla elde edildi; katodu elektrolizden önce ve sonra tartmak. Ek olarak, elemanın atom ağırlığı biliniyorsa, elektrot üzerinde biriken metalin mol sayısı hesaplanabilir.

Bilindiği gibi, elektroliz sırasında katoda bırakılan bir metalin mol sayısı ile proseste aktarılan elektronların sayısı arasındaki ilişki, sağlanan elektrik yükü ile sayı arasında bir ilişki kurulabilir. transfer elektronların molü.

Belirtilen oran sabit bir değer verir (96,485). Daha sonra, bu araştırmaya İngiliz araştırmacı onuruna Faraday sabiti adı verildi..

Michael Faraday

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

Elektromanyetizma ve elektrokimya okudu. Keşifleri arasında elektromanyetik indüksiyon, diamagnetism ve elektroliz yer alıyor..

Elektron molleri ve Faraday sabiti arasındaki ilişki

Aşağıda gösterilen üç örnek, transfer edilen elektronların elektronları ve Faraday sabiti arasındaki ilişkiyi göstermektedir.

Na+ Sulu çözelti katotta bir elektron kazanır ve 1 mol metal Na Na biriktirilir ve 96.500 coulomb (1 F) yüküne karşılık gelen 1 mol elektron kullanılır..

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

Al3+ sulu çözeltide, katotta üç elektron kazanır ve 1 mol metalik Al biriktirilir ve 3 x 96,500 coulomb (3 F) yüküne karşılık gelen 3 mol elektron tüketilir..

Sayısal elektroliz örneği

Bir elektroliz işlemi sırasında katoda biriken bakır kütlesini (Cu) hesaplayın, akım yoğunluğu 50 dakika boyunca uygulanan 2.5 amperdir (C / s veya A). Akım bakır (II) çözeltisiyle dolaşır. Cu atom ağırlığı = 63.5 g / mol.

Bakır (II) iyonlarının metalik bakıra indirgenmesi için denklem aşağıdaki gibidir:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

2'ye eşdeğer her 2 mol elektron için 63.5 g Cu (atom ağırlığı) katotta biriktirilir (9.65 · 10)4 Coulomb / Mol). Yani, 2 Faraday.

İlk bölümde, elektrolitik hücreden geçen kolomb sayısı belirlendi. 1 amper 1 coulomb eşittir / saniye.

C = 50 dak x 60 s / dak x 2.5 C / s

7.5 x 103 C

Daha sonra, 7.5 x 10 besleyen bir elektrik akımı ile biriken bakır kütlesini hesaplamak için3  C Faraday sabiti kullanılır:

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'ın elektroliz yasaları

İlk kanun

Bir elektrotta biriken bir maddenin kütlesi, elektroda aktarılan elektrik miktarı ile doğrudan orantılıdır. Bu, diğer ifadelerin yanı sıra, Faraday'ın birinci yasasının kabul edilen bir beyanıdır:

Her elektrotta oksidasyon veya redüksiyona maruz kalan bir maddenin miktarı, hücreden geçen elektrik miktarı ile doğrudan orantılıdır..

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

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

m = Elektrotta biriken maddenin kütlesi (gram).

Q = coulomb içindeki çözeltiden geçen elektrik yükü.

F = Faraday sabiti.

M = element atom ağırlığı

Z = eleman değer numarası.

M / z eşdeğer ağırlığı temsil eder.

İkinci Yasa

Bir elektrot üzerindeki bir kimyasal maddenin azaltılmış veya oksitlenmiş miktarı eşdeğer ağırlığına orantılıdır.

Faraday'ın ikinci yasası şu şekilde yazılabilir:

m = (Q / F) x PEq

Bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyelini tahmin etmede kullanın

Elektrofizyolojide farklı iyonların elektrokimyasal denge potansiyeli bilgisi önemlidir. Aşağıdaki formül uygulanarak hesaplanabilir:

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

Vion = bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyeli

R = gaz sabiti, şöyle ifade edilir: 8.31 J. mol-1. K

T = Kelvin derecesinde ifade edilen sıcaklık

Ln = doğal veya neperian logaritma

z = iyon değerliği

F = Faraday sabiti

C1 ve C2 aynı iyonun konsantrasyonlarıdır. C1, örneğin hücre dışındaki iyonun konsantrasyonu ve C2'nin hücre içi içindeki yoğunluğu olabilir..

Bu, Faraday sabitinin kullanımına ve kuruluşunun birçok araştırma ve bilgi alanında nasıl çok faydalı olduğuna bir örnektir..

referanslar

  1. Vikipedi. (2018). Faraday sabiti. Alınan: en.wikipedia.org
  2. Uygulama Bilimi. (27 Mart 2013). Faraday'ın elektrolizi. Kurtarıldı: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Fizyoloji ve Biyofizik El Kitabı. 2da Sürümü. Editörden Clemente Editörleri C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck ve Stanley. (2008). Kimya. (8. basım). CENGAGE Öğrenme.
  5. Giunta C. (2003). Faraday elektrokimyası. Alınan kaynak: web.lemoyne.edu