Faraday pastāvīgi eksperimentālie aspekti, piemēram, izmanto



The Faradejā tā ir kvantitatīva elektroenerģijas vienība, kas atbilst viena mola elektronu pieaugumam vai zudumam uz vienu elektrodu; un tāpēc ar ātrumu 6,022 · 1023 elektronus.

Šo konstanti pārstāv arī burts F, ko sauc par Faradeju. F ir vienāds ar 96,485 coulomb / mol. No stariem debesu debesīs tiek iegūta ideja par F daudzuma daudzumu.

Coulomb (c) tiek definēts kā lādiņa daudzums, kas iet cauri konkrētam vadītāja punktam, kad 1 sekundes elektrības strāvas strāva. Arī viens strāvas strāvas vienāds ar vienu coulomb sekundē (C / s).

Ja ir plūsma 6,022 · 1023 elektronus (Avogadro numuru), jūs varat aprēķināt elektrības lādiņa daudzumu, kam tas atbilst. Kā var?

Zinot atsevišķa elektrona uzlādi (1,602 · 10-19 coulomb) un reiziniet to ar NA, Avogadro numuru (F = Na · e-). Rezultāts, kā noteikts sākumā, ir 96,485,3365 C / mol e-, noapaļota līdz 96,500C / mol.

Indekss

  • 1 Faraday konstantes eksperimentālie aspekti
    • 1.1. Michael Faraday
  • 2 Saistība starp elektronu molu un Faraday konstantu
  • 3 Elektrolīzes skaitliskais piemērs
  • 4 Faraday likumi elektrolīzei
    • 4.1. Pirmais likums
    • 4.2 Otrais likums
  • 5 Izmantot jonu elektrochemiskā līdzsvara potenciāla novērtēšanai
  • 6 Atsauces

Faraday konstantes eksperimentālie aspekti

Ir iespējams uzzināt elektronu molu skaitu, kas tiek ražoti vai patērēti elektrodā, nosakot elementa daudzumu, kas elektrolīzes laikā nogulsnēts katodā vai anodā..

Faraday konstantes vērtību ieguva, nosverot elektrolīzē nogulsnētā sudraba daudzumu ar noteiktu elektrisko strāvu; katoda svēršana pirms un pēc elektrolīzes. Turklāt, ja elementa atomu masa ir zināma, var aprēķināt elektrodā nogulsnētā metāla molu skaitu..

Tā kā ir zināms, ka elektrolīzes laikā katodā nogulsnētā metāla molu skaits ir atkarīgs no procesa, un to elektronu skaitu, kas tiek nodoti procesā, var noteikt saistību starp piegādāto elektrisko lādiņu un numuru. nodoto elektronu moliem.

Norādītā attiecība dod nemainīgu vērtību (96,485). Pēc tam šī vērtība tika nosaukta par godu Anglijas pētniekam, nemainīgam Faradejā.

Michael Faraday

Britu pētnieks Maikls Faradejs piedzima Ņūkingtonā, 1791. gada 22. septembrī. Viņš nomira Hamptonā, 1867. gada 25. augustā, 75 gadu vecumā..

Viņš studējis elektromagnētismu un elektrokēmiju. Viņa atklājumi ietver elektromagnētisko indukciju, diamagnetismu un elektrolīzi.

Saikne starp elektronu molu un Faraday konstantu

Turpmāk redzamie trīs piemēri ilustrē attiecības starp nodoto elektronu elektroniem un Faraday konstantu.

Na+ ūdens šķīdumā iegūst elektronu katodā un 1 mol metālisks Na tiek nogulsnēts, patērējot 1 mol elektronu, kas atbilst slodzei 96 500 coulomb (1 F)..

Mg2+ ūdens šķīdumā katodā iegūst divus elektronus, un 1 mols metāliskā Mg tiek nogulsnēts, patērējot 2 molu elektronu, kas atbilst slodzei 2 × 96,500 coulomb (2 F).

Al3+ ūdens šķīdumā katodā iegūst trīs elektronus, un 1 mols metāliskā Al tiek deponēts, patērējot 3 molu elektronu, kas atbilst 3 × 96,500 coulomb (3 F) lādiņam..

Elektrolīzes skaitliskais piemērs

Aprēķiniet vara (Cu) masu, kas elektrolīzes procesā nogulsnēta katodā, ar strāvas intensitāti 2,5 minūtes (C / s vai A) uz 50 minūtēm. Strāva cirkulē caur vara (II) šķīdumu. Cu atomu svars = 63,5 g / mol.

Vienādojums vara (II) jonu reducēšanai uz metāla vara ir šāds:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

Katodā katram 2 molu elektronu daudzumam, kas atbilst 2 (9,65 · 10), katodā nogulsnējas 63,5 g Cu (atomu svars).4 coulomb / mol). Tas ir, 2 Faradejā.

Pirmajā daļā tiek noteikta kulinārija, kas iet caur elektrolītisko šūnu. 1 ampere ir 1 coulomb / sek.

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

7,5 x 103 C

Tad, lai aprēķinātu vara masu, kas nogulsnēta ar elektrisko strāvu, kas nodrošina 7,5 x 103  C Faraday konstante tiek izmantota:

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 likumi elektrolīzei

Pirmais likums

Elektrodā nogulsnētās vielas masa ir tieši proporcionāla elektrodam nodotās elektroenerģijas daudzumam. Tas ir pieņemts paziņojums par Faradejas pirmo likumu, kas, cita starpā, ir šāds:

Vielas daudzums, kas katrā elektrodā ir oksidēts vai samazināts, ir tieši proporcionāls elektrības daudzumam, kas iet caur šūnu.

Faraday pirmo likumu var izteikt matemātiski šādā veidā:

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

m = elektrodā nogulsnētās vielas masa (grami).

Q = elektriskais lādiņš, kas iet cauri šķīdumam coulomb.

F = Faraday konstante.

M = elementa atomu svars

Z = elementa valences numurs.

M / z ir ekvivalentais svars.

Otrais likums

Samazināts vai oksidēts ķīmiskās vielas daudzums uz elektroda ir proporcionāls tā ekvivalentajam svaram.

Faraday otro likumu var rakstīt šādi:

m = (Q / F) x PEq

Izmantot jonu elektrochemiskā līdzsvara potenciāla novērtēšanai

Elektrofizioloģijā ir svarīgi zināt dažādu jonu elektroķīmisko līdzsvara potenciālu. To var aprēķināt, izmantojot šādu formulu:

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

Vions = jonu elektroķīmiskā līdzsvara potenciāls

R = gāzes konstante, izteikta kā: 8,31 J.mol-1. K

T = temperatūra izteikta Kelvina grādos

Ln = dabiskais vai neerērijas logaritms

z = jonu valence

F = Faraday konstante

C1 un C2 ir tā paša jonu koncentrācija. C1 var būt, piemēram, jonu koncentrācija šūnu ārējā daļā un C2, tās koncentrācija šūnu interjerā.

Tas ir piemērs Faraday pastāvīgai izmantošanai un kā tās izveidošana ir bijusi ļoti noderīga daudzās pētniecības un zināšanu jomās.

Atsauces

  1. Vikipēdija. (2018). Faraday ir nemainīgs. Saturs iegūts no: en.wikipedia.org
  2. Prakses zinātne. (2013. gada 27. marts). Faradejas elektrolīze. Atgūts no: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Fizioloģijas un biofizikas rokasgrāmata. 2da Izdevums Redakcijas Clemente Editores C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Ķīmija (8. izdevums). CENGAGE Learning.
  5. Giunta C. (2003). Faraday elektrokemija. Saturs iegūts no: web.lemoyne.edu