PEMALAR FARADAY: ASPEK EKSPERIMEN, CONTOHNYA, PENGGUNAAN - KIMIA - 2025

The Faraday malar ialah unit kuantitatif elektrik yang sepadan dengan keuntungan atau kerugian daripada satu mol elektron oleh elektrod; dan oleh itu, pada lorong 6.022 · 10 ²³ elektron.

Pemalar ini juga dilambangkan dengan huruf F, yang disebut Faraday. One F sama dengan 96,485 coulomb / mol. Dari kilat di langit ribut, anda mendapat idea mengenai jumlah elektrik F.

Sumber: Pixnio

Coulomb (c) ditakrifkan sebagai jumlah cas yang melewati titik tertentu pada konduktor, apabila 1 ampere arus elektrik mengalir selama satu saat. Juga, satu ampere arus sama dengan satu coulomb sesaat (C / s).

Apabila terdapat aliran 6.022 · 10 ²³ elektron (nombor Avogadro), jumlah cas elektrik yang sesuai dengannya dapat dikira. Bagaimana?

Mengetahui cas elektron individu (1,602 · 10 ^-19 coulomb) dan mengalikannya dengan NA, nombor Avogadro (F = Na · e ^- ). Hasilnya, seperti yang ditentukan pada awal, 96,485.3365 C / mol e ^- , biasanya dibulatkan menjadi 96,500C / mol.

Aspek eksperimental pemalar Faraday

Bilangan mol elektron yang dihasilkan atau dimakan dalam elektrod dapat diketahui dengan menentukan jumlah unsur yang disimpan pada katod atau anod semasa elektrolisis.

Nilai pemalar Faraday diperoleh dengan menimbang jumlah perak yang disimpan dalam elektrolisis oleh arus elektrik tertentu; menimbang katod sebelum dan selepas elektrolisis. Jika berat atom unsur itu diketahui, bilangan mol logam yang tersimpan pada elektrod dapat dikira.

Oleh kerana hubungan antara bilangan mol logam yang disimpan pada katod semasa elektrolisis dan bilangan mol elektron yang dipindahkan dalam proses diketahui, hubungan dapat dijalin antara cas elektrik yang dibekalkan dan bilangan mol elektron dipindahkan.

Hubungan yang ditunjukkan memberikan nilai tetap (96,485). Kemudian, nilai ini dipanggil, untuk menghormati penyelidik Inggeris, Faraday's tetap.

Michael Faraday

Michael Faraday, seorang penyelidik Inggeris, dilahirkan di Newington, pada 22 September 1791. Dia meninggal di Hampton, pada 25 Ogos 1867, pada usia 75 tahun.

Dia belajar elektromagnetisme dan elektrokimia. Penemuannya merangkumi aruhan elektromagnetik, diamagnetisme, dan elektrolisis.

Hubungan antara mol elektron dan pemalar Faraday

Ketiga-tiga contoh di bawah menggambarkan hubungan antara mol elektron yang dipindahkan dan pemalar Faraday.

Na ⁺ dalam larutan berair memperoleh satu elektron pada katod dan 1 mol logam Na disimpan, memakan 1 mol elektron sepadan dengan muatan 96,500 coulomb (1 F).

Mg ²⁺ dalam larutan berair memperoleh dua elektron pada katod dan 1 mol logam Mg didepositkan, memakan 2 mol elektron yang sesuai dengan cas 2 × 96,500 coulomb (2 F).

Al ³⁺ dalam larutan berair memperoleh tiga elektron pada katod dan 1 mol logam Al disimpan, memakan 3 mol elektron sepadan dengan cas 3 × 96,500 coulomb (3 F).

Contoh berangka elektrolisis

Hitung jisim tembaga (Cu) yang didepositkan pada katod semasa proses elektrolisis, dengan intensiti arus 2.5 ampere (C / s atau A) digunakan selama 50 minit. Arus mengalir melalui larutan kuprum (II). Berat atom Cu = 63.5 g / mol.

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

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

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

Pada bahagian pertama, bilangan coulomb yang melalui sel elektrolitik ditentukan. 1 ampere sama dengan 1 coulomb / saat.

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

7.5 x 10 ³ C

Kemudian, untuk mengira jisim tembaga yang disimpan oleh arus elektrik yang membekalkan 7.5 x 10 ³ C, pemalar Faraday digunakan:

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

Undang-undang Faraday untuk elektrolisis

Undang-undang Pertama

Jisim bahan yang disimpan pada elektrod berkadar terus dengan jumlah elektrik yang dipindahkan ke elektrod. Ini adalah pernyataan yang diterima mengenai undang-undang pertama Faraday, yang ada, antara lain, dengan pernyataan berikut:

Jumlah zat yang mengalami pengoksidaan atau pengurangan pada setiap elektrod berkadar terus dengan jumlah elektrik yang melewati sel.

Undang-undang pertama Faraday dapat dinyatakan secara matematik seperti berikut:

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

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

Q = cas elektrik yang melalui larutan dalam coulomb.

F = pemalar Faraday.

M = berat atom unsur

Z = bilangan valensi unsur.

M / z mewakili berat yang setara.

Undang-undang kedua

Jumlah bahan kimia yang dikurangkan atau dioksidakan pada elektrod berkadar dengan berat yang setara.

Undang-undang 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 dinyatakan dalam darjah Kelvin

Ln = logaritma semula jadi atau semula jadi

z = valensi ion

F = Pemalar Faraday

C1 dan C2 adalah kepekatan ion yang sama. C1 boleh, misalnya, kepekatan ion di luar sel, dan C2, kepekatannya di dalam sel.

Ini adalah contoh penggunaan pemalar Faraday dan bagaimana penubuhannya telah banyak digunakan dalam banyak bidang penyelidikan dan pengetahuan.

Rujukan

1. Wikipedia. (2018). Pemalar Faraday. Dipulihkan dari: en.wikipedia.org
2. Mempraktikkan Sains. (27 Mac 2013). Elektrolisis Faraday. Dipulihkan dari: prakticaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Manual Fisiologi dan Biofizik. 2 ^memberikan Edisi. Editor Clemente Editores CA
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia. (Edisi ke-8.) Pembelajaran CENGAGE.
5. Giunta C. (2003). Elektrokimia Faraday. Dipulihkan dari: web.lemoyne.edu