Faraday Constant

Apa konstanta Faraday?

Itu Faraday Constant Ini adalah unit listrik kuantitatif yang sesuai dengan jumlah muatan listrik dalam mol elektron.

Konstanta ini juga diwakili dengan huruf f, yang disebut faraday. A f setara dengan 96.485 Coulomb/Mol. Dari sinar dalam badai, gagasan tentang jumlah listrik mewakili F dapat diekstraksi.

Coulomb (C) didefinisikan sebagai jumlah beban yang melewati titik tertentu dari pengemudi, ketika 1 ampasitas intensitas arus listrik mengalir satu detik. Juga, ampere saat ini setara dengan Coulomb per detik (C/S).

Saat ada aliran 6.022 · 10²³ elektron (nomor avogadro), Anda dapat menghitung jumlah muatan listrik yang sesuai. 

Mengetahui beban elektron individu (1.602 · 10^-19 Coulomb) dikalikan dengan na, nomor avogadro (f = n · e^-). Hasilnya adalah, sebagaimana didefinisikan di awal, 96.485.3365 c/mol e^-, biasanya bulat di 96.500c/mol.

Aspek Eksperimental dari Faraday Constant

Anda dapat mengetahui jumlah mol elektron yang diproduksi atau dikonsumsi dalam elektroda, menentukan jumlah elemen yang diendapkan dalam katoda atau dalam anoda selama elektrolisis.

Nilai konstan Faraday diperoleh dengan mengenakan jumlah perak yang disimpan dalam elektrolisis oleh arus listrik tertentu. Katoda ditimbang sebelum dan sesudah elektrolisis.

Jika berat atom elemen diketahui, jumlah mol logam yang diendapkan dalam elektroda dapat dihitung.

Karena hubungan antara jumlah mol logam yang diendapkan dalam katoda selama elektrolisis, dan jumlah elektron yang ditransfer dalam proses diketahui, hubungan antara beban listrik yang dipasok dan jumlahnya dapat dibuat dari mol dari elektron yang ditransfer.

Hubungan yang disebutkan di atas memberikan nilai konstan (96.485). Selanjutnya, nilai ini disebut, untuk menghormati peneliti Inggris Michael Faraday, Faraday Constant.

Hubungan antara mol elektron dan konstanta Faraday

Contoh -contoh berikut menggambarkan hubungan antara mol elektron yang ditransfer dan konstanta Faraday.

- Na⁺ Dalam larutan berair itu memenangkan elektron dalam katoda dan menyimpan 1 mol NA logam, mengonsumsi 1 mol elektron yang sesuai dengan beban 96.500 Coulomb (1 f).

- Mg²⁺ Dalam larutan air, ia memenangkan dua elektron dalam katoda dan menyimpan 1 mol Mg logam, mengonsumsi 2 mol elektron yang sesuai dengan beban 2 × 96.500 Coulomb (2 f).

- Al³⁺ Dalam larutan berair itu memenangkan tiga elektron dalam katoda dan diendapkan 1 mol logam, mengonsumsi 3 mol elektron yang sesuai dengan beban 3 × 96.500 Coulomb (3 f).

Contoh numerik elektrolisis

Hitung massa tembaga (Cu) yang disimpan dalam katoda selama proses elektrolisis, dengan intensitas arus 2,5 amp (C/S atau A) diterapkan selama 50 menit. Arus beredar melalui solusi tembaga (II). Berat atom Cu = 63,5 g/mol.

Persamaan pengurangan ion tembaga (ii) menjadi tembaga logam adalah sebagai berikut:

Cu²⁺    +     2 e^-=> Cu

63,5 g Cu (berat atom) diendapkan dalam katoda untuk setiap 2 mol elektron yang setara dengan 2 (9,65 · 10⁴ Coulomb/mol). Yaitu, 2 faraday.

Pada bagian pertama, nomor Coulomb yang melewati sel elektrolitik ditentukan. 1 Ampere setara dengan 1 coulomb/detik.

C = 50 menit x 60 s/mnt x 2,5 c/s

7.5 x 10³ C

Jadi, untuk menghitung massa tembaga yang disimpan oleh arus listrik yang memasok 7,5 x 10³ Konstanta C Faraday digunakan:

G Cu = 7.5 · 10³C x 1 mol e^-/9.65 · 10⁴ C x 63.5 g Cu/2 mol E^-

2.47 g Cu

Hukum Faraday untuk Elektrolisis

Hukum Pertama

Massa zat yang disimpan dalam elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang ditransfer ke elektroda. Ini adalah pernyataan yang diterima dari hukum pertama Faraday, yang ada, di antara pernyataan lainnya, berikut ini:

Jumlah zat yang mengalami oksidasi atau pengurangan dalam setiap elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang melewati sel.

Hukum pertama Faraday dapat dinyatakan secara matematis sebagai berikut:

m = (q/f) x (m/z)

M = massa zat yang disimpan dalam elektroda (gram).

Q = muatan listrik yang melewati solusi di Coulomb.

F = faraday constant.

M = berat atom elemen

Z = Valencia Nomor elemen.

M/z mewakili bobot yang setara.

Hukum Kedua

Jumlah bahan kimia yang dikurangi atau teroksidasi pada elektroda sebanding dengan berat setara.

Hukum kedua Faraday dapat ditulis sebagai berikut:

m = (q/f) x peq

Gunakan dalam estimasi potensi keseimbangan elektrokimia dari suatu ion

Pengetahuan tentang potensi keseimbangan elektrokimia dari ion yang berbeda adalah penting dalam elektrofisiologi. Itu dapat dihitung dengan menerapkan formula berikut:

Vion = (rt/zf) ln (c1/c2)

Vion = potensi keseimbangan elektrokimia

R = konstanta gas, dinyatakan sebagai: 8.31 j.mol^-1. K

T = suhu yang dinyatakan dalam derajat Kelvin

Ln = logaritma alami atau neperian

Z = Valencia del ion

F = faraday constant

C1 dan C2 adalah konsentrasi dari ion yang sama. C1 dapat, misalnya, konsentrasi ion di luar negeri, dan C2, konsentrasinya di dalam seluler.

Ini adalah contoh penggunaan konstan Faraday dan karena pendiriannya sangat berguna dalam berbagai bidang penelitian dan pengetahuan.

Referensi

1. Faraday Constant. Diterima dari.Wikipedia.org
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley (2008). Kimia (8.ª ed.). Pembelajaran Cengage.
3. Giunta c. (2003). Electochemistry Faraday. Web pulih.Lemoyne.Edu