ค่าคงที่ของฟาราเดย์: ด้านการทดลองตัวอย่างการใช้งาน - เคมี - 2026

เดย์คงเป็นหน่วยเชิงปริมาณของกระแสไฟฟ้าที่สอดคล้องกับกำไรหรือขาดทุนของหนึ่งโมลของอิเล็กตรอนโดยขั้ว; ดังนั้นเมื่อผ่าน 6.022 · 10 ²³อิเล็กตรอน

ค่าคงที่นี้แสดงด้วยตัวอักษร F เรียกว่า Faraday F หนึ่งตัวเท่ากับ 96,485 คูลอมบ์ / โมล จากฟ้าผ่าในท้องฟ้าที่มีพายุคุณจะได้ทราบถึงปริมาณไฟฟ้าที่ F

ที่มา: Pixnio

คูลอมบ์ (c) หมายถึงจำนวนประจุที่ผ่านจุดที่กำหนดบนตัวนำเมื่อกระแสไฟฟ้า 1 แอมแปร์ไหลเป็นเวลาหนึ่งวินาที หนึ่งแอมแปร์ของกระแสไฟฟ้าเท่ากับหนึ่งคูลอมบ์ต่อวินาที (C / s)

เมื่อมีการไหลของ 6.022 · 10 ²³อิเล็กตรอน (จำนวนของ Avogadro) สามารถคำนวณปริมาณประจุไฟฟ้าที่สอดคล้องกันได้ อย่างไร?

รู้ประจุของอิเล็กตรอนแต่ละตัว (1,602 · 10 ^-19คูลอมบ์) และคูณด้วย NA จำนวนของ Avogadro (F = Na · e ^- ) ผลลัพธ์คือตามที่กำหนดไว้ที่จุดเริ่มต้นคือ 96,485.3365 C / mol e ^-โดยปกติจะปัดเศษเป็น 96,500C / mol

ลักษณะการทดลองของค่าคงที่ของฟาราเดย์

จำนวนโมลของอิเล็กตรอนที่ผลิตหรือบริโภคในอิเล็กโทรดสามารถทราบได้โดยการกำหนดปริมาณขององค์ประกอบที่ทับถมบนแคโทดหรือแอโนดในระหว่างการอิเล็กโทรลิซิส

ค่าของค่าคงที่ของฟาราเดย์ได้มาจากการชั่งน้ำหนักของเงินที่สะสมในกระแสไฟฟ้าด้วยกระแสไฟฟ้า ชั่งแคโทดก่อนและหลังอิเล็กโทรลิซิส นอกจากนี้หากทราบน้ำหนักอะตอมขององค์ประกอบสามารถคำนวณจำนวนโมลของโลหะที่ทับถมบนอิเล็กโทรดได้

เนื่องจากความสัมพันธ์ระหว่างจำนวนโมลของโลหะที่ทับถมบนแคโทดในระหว่างการอิเล็กโทรลิซิสและจำนวนโมลของอิเล็กตรอนที่ถ่ายโอนในกระบวนการจึงเป็นที่ทราบกันดีว่าสามารถสร้างความสัมพันธ์ระหว่างประจุไฟฟ้าที่จ่ายและจำนวนได้ ของโมลของอิเล็กตรอนที่ถ่ายโอน

ความสัมพันธ์ที่ระบุให้ค่าคงที่ (96,485) ต่อมาค่านี้ถูกเรียกเพื่อเป็นเกียรติแก่นักวิจัยชาวอังกฤษว่าค่าคงที่ของฟาราเดย์

ไมเคิลฟาราเดย์

Michael Faraday นักวิจัยชาวอังกฤษเกิดที่เมือง Newington เมื่อวันที่ 22 กันยายน พ.ศ. 2334 เขาเสียชีวิตในเมืองแฮมป์ตันเมื่อวันที่ 25 สิงหาคม พ.ศ. 2410 ขณะอายุ 75 ปี

เขาศึกษาเรื่องแม่เหล็กไฟฟ้าและเคมีไฟฟ้า การค้นพบของเขา ได้แก่ การเหนี่ยวนำแม่เหล็กไฟฟ้าแม่เหล็กไฟฟ้าและกระแสไฟฟ้า

ความสัมพันธ์ระหว่างโมลของอิเล็กตรอนและค่าคงที่ของฟาราเดย์

ตัวอย่างทั้งสามด้านล่างแสดงให้เห็นถึงความสัมพันธ์ระหว่างโมลของอิเล็กตรอนที่ถ่ายโอนและค่าคงที่ฟาราเดย์

Na ⁺ในสารละลายจะได้รับอิเล็กตรอนหนึ่งตัวที่แคโทดและมี Na โลหะ 1 โมลสะสมโดยใช้อิเล็กตรอน 1 โมลที่มีประจุ 96,500 คูลอมบ์ (1 F)

Mg ²⁺ในสารละลายจะได้รับอิเล็กตรอน 2 ตัวที่แคโทดและมีการสะสมของโลหะ 1 โมลโดยใช้อิเล็กตรอน 2 โมลที่สอดคล้องกับประจุ 2 × 96,500 คูลอมบ์ (2 F)

Al ³⁺ในสารละลายจะได้รับอิเล็กตรอน 3 ตัวที่แคโทดและมีโลหะ Al 1 โมลสะสมอยู่โดยใช้อิเล็กตรอน 3 โมลที่มีประจุ 3 × 96,500 คูลอมบ์ (3 F)

ตัวอย่างตัวเลขของกระแสไฟฟ้า

คำนวณมวลของทองแดง (Cu) ที่ทับถมบนแคโทดระหว่างกระบวนการอิเล็กโทรลิซิสโดยใช้ความเข้มกระแส 2.5 แอมป์ (C / s หรือ A) เป็นเวลา 50 นาที กระแสไหลผ่านสารละลายทองแดง (II) น้ำหนักอะตอมของ Cu = 63.5 g / mol

สมการสำหรับการลดไอออนของทองแดง (II) เป็นโลหะทองแดงมีดังนี้:

Cu ²⁺ + 2 จ^- => Cu

63.5 กรัมของ Cu (น้ำหนักอะตอม) วางบนแคโทดสำหรับทุกๆ 2 โมลของอิเล็กตรอนที่เทียบเท่ากับ 2 (9.65 · 10 ⁴คูลอมบ์ / โมล) นั่นคือ 2 ฟาราเดย์

ในส่วนแรกจะมีการกำหนดจำนวนคูลอมบ์ที่ผ่านเซลล์อิเล็กโทรไลต์ 1 แอมแปร์เท่ากับ 1 คูลอมบ์ / วินาที

C = 50 นาที x 60 วินาที / นาที x 2.5 C / s

7.5 x 10 ³ C

จากนั้นในการคำนวณมวลของทองแดงที่ฝากด้วยกระแสไฟฟ้าที่จ่าย 7.5 x 10 ³ C จะใช้ค่าคงที่ของฟาราเดย์:

g Cu = 7.5 10 ³ C x 1 โมล e ^- / 9.65 10 ⁴ C x 63.5 ก. Cu / 2 โมล e ^-

2.47 ก

กฎของฟาราเดย์สำหรับกระแสไฟฟ้า

กฎหมายฉบับแรก

มวลของสารที่ทับถมบนอิเล็กโทรดเป็นสัดส่วนโดยตรงกับปริมาณไฟฟ้าที่ถ่ายโอนไปยังอิเล็กโทรด นี่เป็นคำแถลงที่เป็นที่ยอมรับของกฎหมายฉบับแรกของฟาราเดย์ที่มีอยู่ท่ามกลางข้อความอื่น ๆ ดังต่อไปนี้:

ปริมาณของสารที่ผ่านการออกซิเดชั่นหรือรีดิวซ์ที่ขั้วไฟฟ้าแต่ละขั้วจะแปรผันตรงกับปริมาณกระแสไฟฟ้าที่ผ่านเซลล์

กฎข้อแรกของฟาราเดย์สามารถแสดงทางคณิตศาสตร์ได้ดังนี้:

ม = (Q / F) x (M / z)

m = มวลของสารที่วางบนอิเล็กโทรด (กรัม)

Q = ประจุไฟฟ้าที่ผ่านสารละลายในคูลอมบ์

F = ค่าคงที่ของฟาราเดย์

M = น้ำหนักอะตอมของธาตุ

Z = จำนวนความจุขององค์ประกอบ

M / z แสดงถึงน้ำหนักที่เท่ากัน

กฎข้อที่สอง

ปริมาณสารเคมีที่ลดลงหรือออกซิไดซ์บนอิเล็กโทรดเป็นสัดส่วนกับน้ำหนักที่เท่ากัน

กฎข้อที่สองของฟาราเดย์สามารถเขียนได้ดังนี้:

ม = (Q / F) x PEq

ใช้ในการประมาณค่าศักย์ไฟฟ้าเคมีของไอออน

ความรู้เกี่ยวกับศักยภาพสมดุลทางเคมีไฟฟ้าของไอออนที่แตกต่างกันมีความสำคัญในด้านไฟฟ้าวิทยา สามารถคำนวณได้โดยใช้สูตรต่อไปนี้:

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

Vion = ศักย์ไฟฟ้าเคมีของไอออน

R = แก๊สคงแสดงเป็น: 8.31 J.mol -1 K

T = อุณหภูมิแสดงเป็นองศาเคลวิน

Ln = ลอการิทึมธรรมชาติหรือธรรมชาติ

z = ความจุของไอออน

F = ค่าคงที่ของฟาราเดย์

C1 และ C2 คือความเข้มข้นของไอออนเดียวกัน C1 อาจเป็นตัวอย่างเช่นความเข้มข้นของไอออนภายนอกเซลล์และ C2 ความเข้มข้นภายในเซลล์

นี่คือตัวอย่างของการใช้ค่าคงที่ของฟาราเดย์และวิธีการก่อตั้งของมันได้รับประโยชน์อย่างมากในการวิจัยและความรู้หลายสาขา

อ้างอิง

1. วิกิพีเดีย (2018) ค่าคงที่ของฟาราเดย์ สืบค้นจาก: en.wikipedia.org
2. วิทยาศาสตร์การปฏิบัติ (27 มีนาคม 2556). กระแสไฟฟ้าของฟาราเดย์ สืบค้นจาก: Practicaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). คู่มือสรีรวิทยาและชีวฟิสิกส์. 2 ^ให้ Edition กองบรรณาธิการ Clemente Editores CA
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley (2008) เคมี. (ฉบับที่ 8) CENGAGE การเรียนรู้
5. Giunta C. (2003). เคมีไฟฟ้าฟาราเดย์ ดึงมาจาก: web.lemoyne.edu