- Aspetti sperimentali della costante di Faraday
- Michael Faraday
- Relazione tra le moli degli elettroni e la costante di Faraday
- Esempio numerico di elettrolisi
- Le leggi di Faraday per l'elettrolisi
- Prima legge
- Seconda legge
- Utilizzare nella stima del potenziale di equilibrio elettrochimico di uno ione
- Riferimenti
La costante di Faraday è un'unità quantitativa di elettricità che corrisponde al guadagno o alla perdita di una mole di elettroni da parte di un elettrodo; e quindi, al passaggio di 6.022 · 10 23 elettroni.
Questa costante è anche rappresentata dalla lettera F, chiamata Faraday. Una F è uguale a 96.485 coulomb / mole. Dai fulmini nei cieli tempestosi si ha un'idea della quantità di elettricità che una F.
Fonte: Pixnio
Il coulomb (c) è definito come la quantità di carica che passa attraverso un dato punto su un conduttore, quando 1 ampere di corrente elettrica scorre per un secondo. Inoltre, un ampere di corrente è uguale a un coulomb al secondo (C / s).
Quando c'è un flusso di 6.022 · 10 23 elettroni (numero di Avogadro), è possibile calcolare la quantità di carica elettrica a cui corrisponde. Come?
Conoscere la carica di un singolo elettrone (1.602 · 10 -19 coulomb) e moltiplicarla per NA, numero di Avogadro (F = Na · e - ). Il risultato è, come definito all'inizio, 96.485.3365 C / mol e - , solitamente arrotondato a 96.500C / mol.
Aspetti sperimentali della costante di Faraday
Il numero di moli di elettroni che vengono prodotti o consumati in un elettrodo può essere noto determinando la quantità di un elemento che viene depositato sul catodo o sull'anodo durante l'elettrolisi.
Il valore della costante di Faraday è stato ottenuto pesando la quantità di argento depositato nell'elettrolisi da una certa corrente elettrica; pesare il catodo prima e dopo l'elettrolisi. Inoltre, se il peso atomico dell'elemento è noto, è possibile calcolare il numero di moli del metallo depositato sull'elettrodo.
Poiché è nota la relazione tra il numero di moli di un metallo che si deposita sul catodo durante l'elettrolisi e il numero di moli di elettroni che vengono trasferiti nel processo, è possibile stabilire una relazione tra la carica elettrica fornita e il numero di moli di elettroni trasferiti.
La relazione indicata fornisce un valore costante (96,485). Successivamente, questo valore è stato chiamato, in onore del ricercatore inglese, costante di Faraday.
Michael Faraday
Michael Faraday, un ricercatore britannico, è nato a Newington, il 22 settembre 1791. Morì ad Hampton, il 25 agosto 1867, all'età di 75 anni.
Ha studiato elettromagnetismo ed elettrochimica. Le sue scoperte includono l'induzione elettromagnetica, il diamagnetismo e l'elettrolisi.
Relazione tra le moli degli elettroni e la costante di Faraday
I tre esempi seguenti illustrano la relazione tra le moli di elettroni trasferiti e la costante di Faraday.
Na + in soluzione acquosa guadagna un elettrone al catodo e 1 mole di Na metallico si deposita, consumando 1 mole di elettroni corrispondente a una carica di 96.500 coulomb (1 F).
Mg 2+ in soluzione acquosa guadagna due elettroni al catodo e 1 mole di Mg metallico si deposita, consumando 2 moli di elettroni che corrispondono a una carica di 2 × 96.500 coulomb (2 F).
Al 3+ in soluzione acquosa guadagna tre elettroni al catodo e 1 mole di Al metallico si deposita, consumando 3 moli di elettroni corrispondenti a una carica di 3 × 96.500 coulomb (3 F).
Esempio numerico di elettrolisi
Calcola la massa di rame (Cu) che si deposita sul catodo durante un processo di elettrolisi, con un'intensità di corrente di 2,5 ampere (C / so A) applicata per 50 minuti. La corrente scorre attraverso una soluzione di rame (II). Peso atomico di Cu = 63,5 g / mol.
L'equazione per la riduzione degli ioni rame (II) al rame metallico è la seguente:
Cu 2+ + 2 e - => Cu
Sul catodo si depositano 63,5 g di Cu (peso atomico) ogni 2 moli di elettroni che equivale a 2 (9,65 · 10 4 coulomb / mole). Cioè, 2 Faraday.
Nella prima parte viene determinato il numero di coulomb che passano attraverso la cella elettrolitica. 1 ampere equivale a 1 coulomb / secondo.
C = 50 min x 60 s / min x 2,5 C / s
7,5 x 10 3 C
Quindi, per calcolare la massa di rame depositata da una corrente elettrica che fornisce 7,5 x 10 3 C, viene utilizzata la costante di Faraday:
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
Le leggi di Faraday per l'elettrolisi
Prima legge
La massa di una sostanza depositata su un elettrodo è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità trasferita all'elettrodo. Questa è una dichiarazione accettata della prima legge di Faraday, esistente, tra le altre dichiarazioni, la seguente:
La quantità di una sostanza che subisce l'ossidazione o la riduzione ad ogni elettrodo è direttamente proporzionale alla quantità di elettricità che passa attraverso la cella.
La prima legge di Faraday può essere espressa matematicamente come segue:
m = (Q / F) x (M / z)
m = massa della sostanza depositata sull'elettrodo (grammi).
Q = carica elettrica che è passata attraverso la soluzione in coulomb.
F = costante di Faraday.
M = peso atomico dell'elemento
Z = numero di valenza dell'elemento.
M / z rappresenta il peso equivalente.
Seconda legge
La quantità ridotta o ossidata di una sostanza chimica su un elettrodo è proporzionale al suo peso equivalente.
La seconda legge di Faraday può essere scritta come segue:
m = (Q / F) x PEq
Utilizzare nella stima del potenziale di equilibrio elettrochimico di uno ione
La conoscenza del potenziale di equilibrio elettrochimico dei diversi ioni è importante in elettrofisiologia. Può essere calcolato applicando la seguente formula:
Vion = (RT / zF) Ln (C1 / C2)
Vion = potenziale di equilibrio elettrochimico di uno ione
R = costante dei gas, espressa come: 8,31 J.mol -1 . K
T = temperatura espressa in gradi Kelvin
Ln = logaritmo naturale o naturale
z = valenza dello ione
F = costante di Faraday
C1 e C2 sono le concentrazioni dello stesso ione. C1 può essere, ad esempio, la concentrazione dello ione all'esterno della cellula e C2 la sua concentrazione all'interno della cellula.
Questo è un esempio dell'uso della costante di Faraday e di come la sua costituzione sia stata di grande utilità in molti campi della ricerca e della conoscenza.
Riferimenti
- Wikipedia. (2018). Costante di Faraday. Estratto da: en.wikipedia.org
- Pratica la scienza. (27 marzo 2013). L'elettrolisi di Faraday. Estratto da: practicaciencia.blogspot.com
- Montoreano, R. (1995). Manuale di Fisiologia e Biofisica. 2 dà Edition. Editoriale Clemente Editore CA
- Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica. (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
- Giunta C. (2003). Elettrochimica di Faraday. Recupero da: web.lemoyne.edu