- Experimentele aspecten van de constante van Faraday
- Michael faraday
- Verband tussen het aantal mol elektronen en de constante van Faraday
- Numeriek voorbeeld van elektrolyse
- Faraday's wetten voor elektrolyse
- Eerste wet
- Tweede wet
- Gebruik bij het schatten van het elektrochemische evenwichtspotentieel van een ion
- Referenties
De constante van Faraday is een kwantitatieve eenheid van elektriciteit die overeenkomt met de winst of het verlies van één mol elektronen door een elektrode; en daarom bij de passage van 6.022.10 23 elektronen.
Deze constante wordt ook weergegeven door de letter F, een zogenaamde Faraday. Een F is gelijk aan 96.485 coulomb / mol. Van de bliksem in stormachtige luchten krijg je een idee van de hoeveelheid elektriciteit een F.
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. Ook is één ampère stroom gelijk aan één coulomb per seconde (C / s).
Als er een stroom is van 6,022 · 10 23 elektronen (het getal van Avogadro), kan de hoeveelheid elektrische lading waarmee deze overeenkomt, worden berekend. Hoe?
De lading van een individueel elektron (1,602 · 10 -19 coulomb) kennen en deze vermenigvuldigen met NA, het getal van Avogadro (F = Na · e - ). Het resultaat is, zoals aan het begin gedefinieerd, 96.485.3365 C / mol e - , meestal afgerond op 96.500 C / mol.
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. Als het atoomgewicht van het element bekend is, kan ook het aantal molen van het op de elektrode afgezette metaal 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 aantal mol overgedragen 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 Faraday-constante.
Na + in waterige oplossing krijgt één elektron aan de kathode en 1 mol metallisch Na wordt afgezet, waarbij 1 mol elektronen wordt verbruikt, wat overeenkomt met een lading van 96.500 coulomb (1 F).
Mg 2+ in waterige oplossing krijgt twee elektronen aan de kathode en 1 mol metallisch Mg wordt afgezet, waarbij 2 molen elektronen worden verbruikt die overeenkomen met een lading van 2 × 96.500 coulomb (2 F).
Al 3+ in waterige oplossing krijgt drie elektronen bij de kathode en 1 mol metallisch Al wordt afgezet, waarbij 3 molen elektronen worden 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) 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:
Cu 2+ + 2 e - => Cu
63,5 g Cu (atoomgewicht) worden afgezet op de kathode per 2 mol elektronen die equivalent is aan 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 ampère is gelijk aan 1 coulomb / seconde.
C = 50 min x 60 s / min x 2,5 C / s
7,5 x 10 3 C
Om vervolgens de massa koper te berekenen die wordt afgezet door een elektrische stroom die 7,5 x 10 3 C levert , wordt de constante van Faraday gebruikt:
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'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 overgebracht. Dit is een geaccepteerde verklaring van de eerste wet van Faraday, bestaande uit onder meer 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 als volgt wiskundig 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 = de 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
- Wikipedia. (2018). Faraday constant. Hersteld van: en.wikipedia.org
- Oefen wetenschap. (27 maart 2013). De elektrolyse van Faraday. Hersteld van: practicaciencia.blogspot.com
- Montoreano, R. (1995). Manual of Physiology and Biophysics. 2 geeft Edition. Redactioneel Clemente Editores CA
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren.
- Giunta C. (2003). Elektrochemie van Faraday. Hersteld van: web.lemoyne.edu