Постоянни експериментални аспекти на Фарадей, например, приложения



на константа на Фарадей това е количествена единица електроенергия, която съответства на печалбата или загубата на един мол електрони на един електрод; и следователно, в размер на 6.022.1023 електрони.

Тази константа е представена и от буквата F, наречена Фарадей. F е 96,485 кулон / мол. От лъчите в бурното небе се извлича представа за количеството електричество, което представлява F.

Кулонът (с) се определя като количеството на заряда, което преминава през дадена точка на проводник, когато 1 ампера от ток на електрически ток тече за секунда. Също така, един амперен ток е равен на един кулон за секунда (C / s).

Когато има поток от 6,022 · 1023 електрони (числото на Авогадро), можете да изчислите количеството електрически заряд, на което съответства. Как може?

Познаване на заряда на отделен електрон (1,602 · 10)-19 кулон) и го умножете по NA, числото на Авогадро (F = Na · e-). Резултатът е, както е дефинирано в началото, 96,485,3365 С / mol e-, закръглена обикновено до 96,500 ° C / mol.

индекс

  • 1 Експериментални аспекти на константата на Фарадей
    • 1.1 Майкъл Фарадей
  • 2 Връзка между електронните молове и константата на Фарадей
  • 3 Числен пример за електролиза
  • 4 Законите на Фарадей за електролиза
    • 4.1 Първи закон
    • 4.2 Втори закон
  • 5 Използвайте за оценка на електрохимичния равновесен потенциал на йона
  • 6 Препратки

Експериментални аспекти на константата на Фарадей

Възможно е да се знае броят на моловете електрони, които се произвеждат или консумират в електрод, чрез определяне на количеството на елемент, който се отлага в катода или в анода по време на електролиза..

Стойността на константата на Фарадей е получена чрез претегляне на количеството сребро, отложено в електролизата с определен електрически ток; претегляне на катода преди и след електролиза. Освен това, ако атомното тегло на елемента е известно, може да се изчисли броят на моловете на метала, нанесен върху електрода..

Както е известно, връзката между броя на моловете от метал, който се отлага в катода по време на електролизата, и броя на електроните, които се прехвърлят в процеса, може да се установи връзка между доставения електрически заряд и броя. от молове прехвърлени електрони.

Посоченото съотношение дава постоянна стойност (96,485). Впоследствие тази стойност е наречена, в чест на английския изследовател, константа на Фарадей.

Майкъл Фарадей

Британският изследовател Майкъл Фарадей е роден в Нюингтън на 22 септември 1791 г. Умира в Хамптън на 25 август 1867 г. на 75-годишна възраст..

Учи електромагнетизъм и електрохимия. Неговите открития включват електромагнитна индукция, диамагнетизъм и електролиза.

Връзка между електронните молове и константата на Фарадей

Трите примера, показани по-долу, илюстрират връзката между електроните на прехвърлените електрони и константата на Фарадей.

Na+ във воден разтвор на електроните в катода и 1 mol метален Na се отлага, консумирайки 1 mol електрони, съответстващи на товар от 96 500 кулона (1 F).

Mg2+ във воден разтвор той получава два електрона в катода и 1 mol метален Mg се отлага, консумирайки 2 мола електрони, съответстващи на товар от 2 × 96 500 кулона (2 F)..

Ал3+ във воден разтвор, той получава три електрона в катода и 1 mol метален Al се отлага, изразходвайки 3 мола електрони, съответстващи на заряд от 3 × 96 500 кулона (3 F).

Числен пример за електролиза

Изчислете масата на медта (Cu), която се отлага в катода по време на процеса на електролиза, с интензивност на тока 2,5 ампер (C / s или A), приложена в продължение на 50 минути. Токът циркулира през меден (II) разтвор. Cu атомно тегло = 63.5 g / mol.

Уравнението за редукция на медни (II) йони до метална мед е както следва:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

63.5 g Cu (атомно тегло) се отлагат на катода за всеки 2 мола електрони, еквивалентни на 2 (9.65 · 10)4 кулон / мол). Това е 2 Фарадей.

В първата част се определя броят на кулоните, преминаващи през електролитната клетка. 1 ампер е равен на 1 кулон / секунда.

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

7.5 x 103 C

След това, за да се изчисли масата на медта, нанесена от електрически ток, който доставя 7.5 х 103  Използва се константата на Фарадей:

g Cu = 7.5 · 103C x 1 mol e-/ 9,65 · 104 С х 63.5 g Cu / 2 mol e-

2.47 g Cu

Законите на Фарадей за електролиза

Първи закон

Масата на вещество, нанесено върху електрод, е право пропорционално на количеството електроенергия, прехвърлено на електрода. Това е прието изявление на първия закон на Фарадей, което съществува, наред с други твърдения, следното:

Количеството вещество, което претърпява окисление или редукция на всеки електрод, е право пропорционално на количеството електричество, което преминава през клетката.

Първият закон на Фарадей може да се изрази математически по следния начин:

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

m = маса на веществото, отложено в електрода (грама).

Q = електрически заряд, който преминава през разтвора в кулон.

F = константата на Фарадей.

M = атомно тегло на елемента

Z = валентен номер на елемента.

M / z представлява еквивалентното тегло.

Втори закон

Редуцираното или окислено количество химикал върху електрод е пропорционално на неговото еквивалентно тегло.

Вторият закон на Фарадей може да бъде написан по следния начин:

m = (Q / F) х PEq

Използва се за оценка на електрохимичния равновесен потенциал на йона

Познаването на електрохимичния равновесен потенциал на различните йони е важно в електрофизиологията. Тя може да бъде изчислена чрез прилагане на следната формула:

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

Vion = електрохимичен равновесен потенциал на йон

R = газова константа, изразена като: 8.31 J.mol-1. K

T = температура, изразена в градуси по Келвин

Ln = естествен или непериански логаритъм

z = йонна валентност

F = константата на Фарадей

С1 и С2 са концентрациите на същия йон. С1 може да бъде, например, концентрацията на йона във външната част на клетката и С2, неговата концентрация в вътрешността на клетката.

Това е пример за използването на константата на Фарадей и начина, по който неговото създаване е много полезно в много области на научните изследвания и познанията.

препратки

  1. Wikipedia. (2018). Константа на Фарадей. Изтеглено от: en.wikipedia.org
  2. Практика на науката. (27 март 2013 г.). Електролизата на Фарадей. Възстановен от: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Ръководство за физиология и биофизика. 2га Edition. Редакция Clemente Editores C.A.
  4. Уитън, Дейвис, Пек и Стенли. (2008 г.). Химия. (8-мо изд.). CENGAGE Обучение.
  5. Giunta C. (2003). Електрохимия на Фарадей. Изтеглено от: web.lemoyne.edu