Contoh Faraday eksperimental yang berterusan, contoh, kegunaan



The malar Faraday ia adalah unit kuantitatif elektrik yang sepadan dengan keuntungan atau kehilangan satu tahi elektron setiap satu elektrod; dan oleh itu, pada kadar 6.022 · 1023 elektron.

Pemalar ini juga diwakili oleh huruf F, dipanggil Faraday. F adalah sama dengan 96,485 coulomb / mol. Dari sinaran di langit yang menggelora, idea mengenai jumlah tenaga elektrik yang mewakili F diekstrak.

Coulomb (c) ditakrifkan sebagai jumlah caj yang melepasi titik tertentu konduktor, apabila 1 ampere aliran arus elektrik untuk satu saat. Juga, satu ampere semasa adalah sama dengan satu coulomb sesaat (C / s).

Apabila terdapat aliran 6,022 · 1023 elektron (nombor Avogadro), anda boleh mengira jumlah cas elektrik yang mana ia sepadan. Bagaimana boleh?

Mengetahui pertuduhan satu elektron individu (1,602 · 10-19 coulomb) dan berlipat ganda dengan NA, nombor Avogadro (F = Na · e-). Hasilnya, seperti yang ditakrifkan pada mulanya, 96,485,3365 C / mol e-, bulat biasanya menjadi 96,500C / mol.

Indeks

  • Aspek eksperimen Faraday malar
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Hubungan antara mol elektron dan malar Faraday
  • 3 Contoh elektrolisis berangka
  • 4 Undang-undang Faraday untuk elektrolisis
    • 4.1 Undang-undang Pertama
    • 4.2 Undang-undang Kedua
  • 5 Penggunaan dalam menganggar potensi keseimbangan elektrokimia ion
  • 6 Rujukan

Aspek eksperimen dari malar Faraday

Anda boleh mengetahui bilangan mol elektron dihasilkan atau digunakan dalam elektrod, dengan menentukan jumlah unsur yang disimpan di katod atau anod semasa elektrolisis.

Nilai pemalar Faraday diperoleh dengan menimbang jumlah perak yang disimpan dalam elektrolisis oleh arus elektrik tertentu; berat katod sebelum dan selepas elektrolisis. Di samping itu, jika berat atom elemen diketahui, bilangan tahi lalat logam yang didepositkan pada elektrod boleh dikira.

Sebagai hubungan antara bilangan mol logam disimpan di katod semasa elektrolisis, dan bilangan mol elektron dipindahkan dalam proses itu, anda boleh mewujudkan hubungan antara caj elektrik dihantar dan jumlah dikenali daripada tahi lalat elektron yang dipindahkan.

Nisbah yang ditunjukkan memberikan nilai malar (96,485). Seterusnya, nilai ini dinamakan, sebagai penghormatan kepada penyelidik Inggeris, malahan Faraday.

Michael Faraday

Michael Faraday, penyelidik British, dilahirkan di Newington, pada 22 September 1791. Beliau meninggal dunia di Hampton, pada 25 Ogos 1867, pada usia 75 tahun.

Beliau belajar elektromagnetisme dan elektrokimia. Penemuannya termasuk induksi elektromagnetik, diamagnetisme dan elektrolisis.

Hubungan antara tahi elektron dan pemalar Faraday

Tiga contoh yang ditunjukkan di bawah ini menggambarkan hubungan antara elektron-elektron yang dipindahkan dan pemalar Faraday.

The Na+ dalam larutan akueus memperoleh elektron dalam katod dan 1 mol logam Na disimpan, memakan 1 molek elektron yang bersamaan dengan beban 96,500 coulomb (1 F).

The Mg2+ dalam larutan akueus memperoleh dua elektron pada katod dan 1 mol Mg logam diendapkan, memakan 2 mol elektron bersamaan dengan beban 2 × 96 500 coulomb (2 F).

Al3+ dalam larutan akueus memperoleh tiga elektron dalam katod dan 1 mol logam Al disimpan, memakan 3 mol elektron bersamaan dengan beban 3 × 96.500 coulombs (3 F).

Contoh berangka elektrolisis

Kirakan jisim tembaga (Cu) yang didepositkan dalam katod semasa proses elektrolisis, dengan intensiti semasa ialah 2.5 ampere (C / s atau A) yang digunakan selama 50 minit. Arus beredar melalui penyelesaian tembaga (II). Berat atom Cu = 63.5 g / mol.

Persamaan untuk pengurangan ion tembaga (II) kepada tembaga logam adalah seperti berikut:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

63.5 g Cu (berat atom) disimpan di katod untuk setiap 2 mol elektron bersamaan dengan 2 (9.65 · 10)4 coulomb / mol). Iaitu, 2 Faraday.

Di bahagian pertama, bilangan coulomb yang melalui sel elektrolisis ditentukan. 1 ampere sama dengan 1 coulomb / kedua.

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

7.5 x 103 C

Kemudian, untuk mengira jisim tembaga yang didepositkan oleh arus elektrik yang membekalkan 7.5 x 103  C Faraday malar digunakan:

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

Undang-undang Faraday untuk elektrolisis

Undang-undang Pertama

Jisim bahan yang didepositkan pada elektrod adalah berkadar terus dengan jumlah tenaga elektrik yang dipindahkan ke elektrod. Ini adalah kenyataan yang diterima dari undang-undang pertama Faraday, yang ada, di antara kenyataan lain, yang berikut:

Jumlah bahan yang mengalami pengoksidaan atau pengurangan pada setiap elektrod adalah berkadar terus dengan jumlah tenaga elektrik yang melalui sel.

Hukum pertama Faraday dapat dinyatakan secara matematik dengan cara berikut:

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

m = jisim bahan yang didepositkan pada elektrod (gram).

Q = caj elektrik yang melepasi larutan dalam coulomb.

F = Faraday tetap.

M = berat atom unsur

Z = nombor valence elemen.

M / z mewakili berat setara.

Undang-undang Kedua

Jumlah pengurangan atau pengoksidaan kimia pada elektrod adalah berkadar dengan berat badan yang setara.

Hukum kedua Faraday boleh ditulis seperti berikut:

m = (Q / F) x PEq

Gunakan dalam menganggar potensi keseimbangan elektrokimia ion

Pengetahuan mengenai potensi keseimbangan elektrokimia ion yang berbeza adalah penting dalam elektrofisiologi. Ia boleh dikira dengan menggunakan formula berikut:

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

Vion = potensi keseimbangan elektrokimia ion

R = pemalar gas, dinyatakan sebagai: 8.31 J.mol-1. K

T = suhu yang dinyatakan dalam darjah Kelvin

Ln = logaritma semulajadi atau nepri

z = ion valence

F = Faraday tetap

C1 dan C2 adalah kepekatan ion yang sama. C1 mungkin, sebagai contoh, kepekatan ion di luar sel, dan C2, kepekatannya di dalam sel sel.

Ini adalah contoh penggunaan malar Faraday dan bagaimana penubuhannya sangat berguna dalam pelbagai bidang penyelidikan dan pengetahuan.

Rujukan

  1. Wikipedia. (2018). Faraday tetap. Diperolehi daripada: en.wikipedia.org
  2. Sains Amalan. (27 Mac 2013). Elektrolisis Faraday. Pulih daripada: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Manual Fisiologi dan Biofisika. 2da Edisi Editorial Clemente Editorial C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia (Ed ed.). Pembelajaran CENGAGE.
  5. Giunta C. (2003). Elektrokimia Faraday. Diperolehi daripada: web.lemoyne.edu