- Aspectes experimentals de la constant de Faraday
- Michael Faraday
- Relació entre els mols d'electrons i la constant de Faraday
- Exemple numèric d'electròlisi
- Lleis de Faraday per l'electròlisi
- primera Llei
- segona Llei
- Ús en l'estimació de l'potencial d'equilibri electroquímic d'un ió
- referències
La constant de Faraday és una unitat quantitativa d'electricitat que correspon al guany o pèrdua d'un mol d'electrons per un elèctrode; i per tant, a el pas de 6,022 · 10 23 electrons.
Aquesta constant també es representa amb la lletra F, cridada un Faraday. Un F equival a 96.485 coulomb / mol. Dels raigs en el cel tempestuosos s'extreuen una idea de la quantitat d'electricitat que representa un F.
Font: Pixnio
El coulomb (c) es defineix com la quantitat de càrrega que passa per un punt donat d'un conductor, quan 1 ampere d'intensitat de corrent elèctric flueix per un segon. Així mateix, 1 ampere de corrent equival a un coulomb per segon (C / s).
Quan hi ha un flux de 6,022 · 10 23 electrons (el nombre d'Avogadro), es pot calcular la quantitat de càrrega elèctrica a la qual correspon. Com?
Sabent la càrrega d'un electró individual (1,602 · 10 -19 coulomb) i multiplicar-la per NA, nombre d'Avogadro (F = Na · i -). El resultat és, com definit a l'inici, 96.485,3365 C / mol i -, arrodonit usualment a 96.500C / mol.
Aspectes experimentals de la constant de Faraday
Es pot conèixer el nombre de mols d'electrons que es produeixen o es consumeixen en un elèctrode, mitjançant la determinació de la quantitat d'un element que es diposita al càtode o al ànode durant l'electròlisi.
El valor de la constant de Faraday es va obtenir pesant la quantitat de plata dipositada en l'electròlisi per una determinada corrent elèctric; pesant el càtode abans i després de l'electròlisi. A més, si es coneix el pes atòmic de l'element, es pot calcular el nombre de mols de el metall dipositat en l'elèctrode.
Com es coneix la relació existent entre el nombre de mols d'un metall que es diposita al càtode durant l'electròlisi, i el nombre de mols electrons que es transfereixen en el procés, es pot establir una relació entre la càrrega elèctrica subministrada i el nombre de mols d'electrons transferits.
La relació assenyalada dóna un valor constant (96.485). Posteriorment, a aquest valor es va denominar, en honor a l'investigador anglès, constant de Faraday.
Michael Faraday
Michael Faraday, investigador britànic, va néixer a Newington, el 22 de setembre de 1791. Va morir a Hampton, el 25 d'agost de 1867, a l'edat de 75 anys.
Va estudiar l'electromagnetisme i l'electroquímica. Els seus descobriments inclouen la inducció electromagnètica, el diamagnetisme i l'electròlisi.
Relació entre els mols d'electrons i la constant de Faraday
Els tres exemples baix mostrats, il·lustren la relació entre els mols d'electrons transferits i la constant de Faraday.
El Na + en dissolució aquosa guanya un electró en el càtode i es diposita 1 mol de Na metàl·lic, consumint-1 mol d'electrons que corresponen a una càrrega de 96.500 coulomb (1 F).
El Mg 2+ en dissolució aquosa guanya dos electrons en el càtode i es diposita 1 mol de Mg metàl·lic, consumint-2 mols d'electrons que corresponen a una càrrega de 2 × 96.500 coulomb (2 F).
El A l' 3+ en dissolució aquosa guanya tres electrons en el càtode i es diposita 1 mol d'A l'metàl·lic, consumint-3 mols d'electrons que corresponen a una càrrega de 3 × 96.500 coulomb (3 F).
Exemple numèric d'electròlisi
Calcular la massa de coure (Cu) que es diposita al càtode durant un procés d'electròlisi, amb intensitat de corrent és de 2,5 ampere (C / so A) aplicada per 50 minuts. El corrent circula per una dissolució de coure (II). Pes atòmic de el Cu = 63,5 g / mol.
L'equació de la reducció dels ions coure (II) a coure metàl·lic és la següent:
Cu 2+ + 2 i - => Cu
63,5 g de Cu (pes atòmic) es dipositen en el càtode per cada 2 mols d'electrons que equivalen a 2 (9,65 · 10 4 coulomb / mol). És a dir, 2 Faraday.
A la primera part es determina el nombre de coulomb que passen a través de la cel·la electrolítica. 1 ampere equival a 1 coulomb / segon.
C = 50 min x 60 s / min x 2,5 C / s
7,5 x 10 3 C
Llavors, per calcular de la massa de coure dipositada per un corrent elèctric que subministra 7,5 x 10 3 C es recorre a la constant de Faraday:
g Cu = 7,5 · 10 3 C x 1 mol i - / 9,65 · 10 4 C x 63,5 g Cu / 2 mol i -
2,47 g Cu
Lleis de Faraday per l'electròlisi
primera Llei
La massa d'una substància dipositada en un elèctrode és directament proporcional a la quantitat d'electricitat transferida a l'elèctrode. Aquest és un enunciat acceptat de la primera llei de Faraday, existint, entre d'altres enunciats, el següent:
La quantitat d'una substància que experimenta oxidació o reducció en cada elèctrode és directament proporcional a la quantitat d'electricitat que passa per la cel·la.
La primera llei de Faraday es pot expressar matemàticament de la forma següent:
m = (Q / F) x (M / z)
m = massa de la substància dipositada en l'elèctrode (grams).
Q = càrrega elèctrica que va passar per la solució en coulomb.
F = constant de Faraday.
M = pes atòmic de l'element
Z = nombre de valència de l'element.
M / z representa el pes equivalent.
segona Llei
La quantitat reduïda o rovellada d'una substància química sobre un elèctrode és proporcional al seu pes equivalent.
La segona llei de Faraday es pot escriure de la forma següent:
m = (Q / F) x pet
Ús en l'estimació de l'potencial d'equilibri electroquímic d'un ió
El coneixement de l'potencial d'equilibri electroquímic dels diferents ions té importància en electrofisiologia. Pot ser calculat mitjançant l'aplicació de la fórmula següent:
Vion = (RT / ZF) L n (C1 / C2)
Vion = potencial d'equilibri electroquímic d'un ió
R = constant dels gasos, expressada com: 8,31 J.mol -1. K
T = temperatura expressada en graus Kelvin
L n = logaritme natural o neperià
z = valència de l'ió
F = constant de Faraday
C1 i C2 són les concentracions d'un mateix ió. C1 pot ser, per exemple, la concentració de l'ió a l'exterior cel·lular, i C2, la seva concentració a l'interior cel·lular.
Aquest és un exemple de l'ús de la constant de Faraday i com el seu establiment ha estat de gran utilitat en nombrosos camps de la recerca i el coneixement.
referències
- Wikipedia. (2018). Faraday constant. Recuperat de: en.wikipedia.org
- Pràctica Ciència. (27 de març de 2013). L'electròlisi de Faraday. Recuperat de: practicaciencia.blogspot.com
- Montoreano, R. (1995). Manual de Fisiologia i Biofísica. 2 dóna Edició. Editorial Clemente Editors CA
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
- Giunta C. (2003). Faraday Electrochemistry. Recuperat de: web.lemoyne.edu