فاراداي الجوانب التجريبية المستمرة ، على سبيل المثال ، الاستخدامات

ال ثابت فاراداي إنها وحدة كمية من الكهرباء تتوافق مع ربح أو فقدان مول واحد من الإلكترونات لكل قطب واحد ؛ وبالتالي ، بمعدل 6.022 · 10²³ الإلكترونات.

ويمثل هذا الثابت أيضًا بالحرف F ، المسمى فاراداي. و F يساوي 96485 كولوم / مول. من الأشعة في السماء العاصفة ، يتم استخراج فكرة عن كمية الكهرباء التي تمثل F.

يتم تعريف كولوم (ج) بأنه مقدار الشحنة التي تمر عبر نقطة معينة من الموصل ، عندما 1 أمبير من تيار التيار الكهربائي يتدفق لمدة ثانية. أيضا ، واحد أمبير من التيار يساوي كولوم واحد في الثانية (C / s).

عندما يكون هناك تدفق 6،022 · 10²³ الإلكترونات (رقم Avogadro) ، يمكنك حساب مقدار الشحنة الكهربائية التي تتوافق معها. كيف?

معرفة شحنة الإلكترون الفردي (1،602 · 10^-19 coulomb) واضربها في NA ، رقم Avogadro (F = Na · e^-). والنتيجة ، على النحو المحدد في البداية ، 96،485،3365 C / mol e^-, تقريب عادة إلى 96،500C / مول.

مؤشر

• 1 الجوانب التجريبية لثابت فاراداي
  • 1.1 مايكل فاراداي
• 2 العلاقة بين الشامات الإلكترونية وثابتة فاراداي
• 3 مثال عددي للتحليل الكهربائي
• 4 قوانين فاراداي للتحليل الكهربائي
  • 4.1 القانون الأول
  • 4.2 القانون الثاني
• 5 استخدم في تقدير إمكانات التوازن الكهروكيميائي لأيون
• 6 المراجع

الجوانب التجريبية من ثابت فاراداي

من الممكن معرفة عدد مولات الإلكترونات التي يتم إنتاجها أو استهلاكها في قطب كهربائي ، من خلال تحديد مقدار العنصر الذي يتم ترسبه في الكاثود أو في القطب الموجب أثناء التحليل الكهربائي..

تم الحصول على قيمة ثابت فاراداي عن طريق وزن كمية الفضة المودعة في التحليل الكهربائي بواسطة تيار كهربائي معين ؛ وزن الكاثود قبل وبعد التحليل الكهربائي. بالإضافة إلى ذلك ، إذا كان الوزن الذري للعنصر معروفًا ، فيمكن حساب عدد مولات المعدن المودعة على القطب..

كما هو معروف العلاقة بين عدد مولات المعدن التي يتم ترسبها في الكاثود أثناء التحليل الكهربائي ، وعدد الإلكترونات التي يتم نقلها في العملية ، يمكن إنشاء علاقة بين الشحنة الكهربائية الموردة والرقم. من الشامات من الإلكترونات المنقولة.

تعطي النسبة المشار إليها قيمة ثابتة (96،485). في وقت لاحق ، تم تسمية هذه القيمة ، تكريما للباحث الإنجليزي ، ثابت فاراداي.

مايكل فاراداي

وُلد مايكل فاراداي ، باحث بريطاني ، في نيونجتون في 22 سبتمبر 1791. توفي في هامبتون ، في 25 أغسطس 1867 ، عن عمر يناهز 75 عامًا..

درس الكهرومغناطيسية والكيمياء الكهربائية. وتشمل اكتشافاته الاستقراء الكهرومغناطيسي ، والقوة المغناطيسية ، والتحليل الكهربائي.

العلاقة بين الشامات الإلكترونية وثابت فاراداي

توضح الأمثلة الثلاثة الموضحة أدناه العلاقة بين إلكترونات الإلكترونات المنقولة وثابت فاراداي.

نا⁺ في محلول مائي يكسب إلكترون في الكاثود ويودع 1 مول من Na المعدني ، ويستهلك 1 مول من الإلكترونات المقابلة لحمولة قدرها 96،500 كولوم (1 F).

المغنيسيوم²⁺ في محلول مائي ، يكسب إلكترونين في الكاثود ويودع 1 مول من المغنيسيوم المعدني ، ويستهلك 2 مول من الإلكترونات المقابلة لحمل 2 × 96،500 كولوم (2 F).

ال³⁺ في محلول مائي ، يكتسب ثلاثة إلكترونات في الكاثود ويودع 1 مول من Al المعدني ، ويستهلك 3 مولات من الإلكترونات المقابلة لشحنة تبلغ 3 × 96،500 كولوم (3 F).

مثال عددي للتحليل الكهربائي

احسب كتلة النحاس (Cu) التي يتم ترسبها في الكاثود أثناء عملية التحليل الكهربائي ، مع شدة التيار البالغة 2.5 أمبير (C / s أو A) المطبقة لمدة 50 دقيقة. يدور التيار عبر محلول نحاسي (II). الوزن الذري للنحاس = 63.5 جم / مول.

معادلة اختزال أيونات النحاس (II) بالنحاس المعدني هي كما يلي:

النحاس²⁺    +     2 هـ^-=> النحاس

يتم ترسيب 63.5 جم من النحاس (الوزن الذري) في الكاثود لكل 2 مول من الإلكترونات يعادل 2 (9.65 · 10)⁴ كولوم / مول. هذا هو ، 2 فاراداي.

في الجزء الأول ، يتم تحديد عدد كولوم التي تمر عبر الخلية كهربائيا. 1 أمبير يساوي 1 كولوم / ثانية.

C = 50 دقيقة × 60 ثانية / دقيقة × 2.5 درجة مئوية / ثانية

7.5 × 10³ C

ثم ، لحساب كتلة النحاس المودعة بواسطة التيار الكهربائي الذي يوفر 7.5 × 10³  C فاراداي ثابت يستخدم:

g Cu = 7.5 · 10³ج × 1 مول ه^-/ 9.65 · 10⁴ C x 63.5 جم Cu / 2 mol e^-

2.47 جم مكعب

قوانين فاراداي للتحليل الكهربائي

القانون الاول

تتناسب كتلة المادة المودعة على قطب كهربائي بشكل مباشر مع كمية الكهرباء المنقولة إلى القطب. هذا بيان مقبول لقانون فاراداي الأول ، الموجود ، من بين بيانات أخرى ، ما يلي:

تتناسب كمية المادة التي تخضع للأكسدة أو الاختزال في كل قطب بشكل مباشر مع كمية الكهرباء التي تمر عبر الخلية.

يمكن التعبير عن قانون فاراداي الأول رياضياً بالطريقة التالية:

م = (Q / F) × (م / ض)

م = كتلة المادة المودعة في القطب (غرام).

س = الشحنة الكهربائية التي مرت عبر الحل في كولوم.

F = فاراداي ثابت.

M = عنصر الوزن الذري

Z = رقم التكافؤ في العنصر.

يمثل M / z الوزن المكافئ.

القانون الثاني

تتناسب الكمية المخفضة أو المؤكسدة لمادة كيميائية على قطب مع وزنها المكافئ.

يمكن كتابة قانون فاراداي الثاني على النحو التالي:

م = (Q / F) × PEq

استخدم في تقدير إمكانات التوازن الكهروكيميائي لأيون

معرفة إمكانات التوازن الكهروكيميائي للأيونات المختلفة مهمة في الفيزيولوجيا الكهربية. يمكن حسابه من خلال تطبيق الصيغة التالية:

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

Vion = توازن التوازن الكهروكيميائي لأيون

R = ثابت الغاز ، معبراً عنه: 8.31 J.mol^-1. K

T = درجة الحرارة المعبر عنها في درجات كلفن

Ln = لوغاريتم طبيعي أو نيبيري

ض = أيون التكافؤ

F = فاراداي ثابت

C1 و C2 هي تركيزات نفس الأيون. قد يكون C1 ، على سبيل المثال ، تركيز أيون في السطح الخارجي للخلية ، و C2 ، تركيزه في داخل الخلية.

هذا مثال على استخدام ثابت فاراداي وكيف كان إنشائه مفيدًا جدًا في العديد من مجالات البحث والمعرفة.

مراجع

1. ويكيبيديا. (2018). فاراداي ثابت. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
2. ممارسة العلوم. (27 مارس 2013). التحليل الكهربائي لفاراداي. تعافى من: practicaciencia.blogspot.com
3. Montoreano، R. (1995). دليل علم وظائف الأعضاء والفيزياء الحيوية. 2^دا طبعة. محرر كليمنتي الافتتاحية.
4. بياض ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). الكيمياء. (الطبعة الثامنة). CENGAGE التعلم.
5. جونتا (2003). فاراداي الكيمياء الكهربائية. تم الاسترجاع من: web.lemoyne.edu