Aspek eksperimental Faraday konstan, misalnya, menggunakan



itu konstanta Faraday itu adalah satuan kuantitatif listrik yang berhubungan dengan perolehan atau kehilangan satu mol elektron per satu elektroda; dan karenanya, pada tingkat 6,022 · 1023 elektron.

Konstanta ini juga diwakili oleh huruf F, yang disebut Faraday. F sama dengan 96.485 coulomb / mol. Dari sinar di langit ganas gagasan tentang jumlah listrik yang mewakili F diekstraksi.

Coulomb (c) didefinisikan sebagai jumlah muatan yang melewati titik tertentu dari konduktor, ketika 1 ampere arus arus listrik mengalir selama satu detik. Juga, satu ampere arus sama dengan satu coulomb per detik (C / s).

Ketika ada aliran 6.022 · 1023 elektron (nomor Avogadro), Anda dapat menghitung jumlah muatan listrik yang sesuai dengannya. Bagaimana bisa?

Mengetahui muatan elektron individu (1,602 · 10-19 coulomb) dan kalikan dengan NA, angka Avogadro (F = Na · e-). Hasilnya adalah, sebagaimana didefinisikan di awal, 96.485.3365 C / mol e-, dibulatkan ke 96,500C / mol.

Indeks

  • 1 Aspek eksperimental dari konstanta Faraday
    • 1.1 Michael Faraday
  • 2 Hubungan antara mol elektron dan konstanta Faraday
  • 3 Contoh elektrolisis secara numerik
  • 4 Hukum Faraday untuk elektrolisis
    • 4.1 Hukum Pertama
    • 4.2 Hukum Kedua
  • 5 Gunakan dalam memperkirakan potensi kesetimbangan elektrokimia ion
  • 6 Referensi

Aspek eksperimental dari konstanta Faraday

Adalah mungkin untuk mengetahui jumlah mol elektron yang diproduksi atau dikonsumsi dalam suatu elektroda, dengan menentukan jumlah elemen yang disimpan dalam katoda atau dalam anoda selama elektrolisis..

Nilai konstanta Faraday diperoleh dengan menimbang jumlah perak yang disimpan dalam elektrolisis oleh arus listrik tertentu; menimbang katoda sebelum dan sesudah elektrolisis. Selain itu, jika berat atom unsur diketahui, jumlah mol logam yang disimpan pada elektroda dapat dihitung..

Seperti diketahui hubungan antara jumlah mol logam yang disimpan dalam katoda selama elektrolisis, dan jumlah elektron yang ditransfer dalam proses tersebut, hubungan antara muatan listrik yang disuplai dan jumlahnya dapat ditentukan. mol elektron yang ditransfer.

Rasio yang ditunjukkan memberikan nilai konstan (96.485). Selanjutnya, nilai ini dinamai, untuk menghormati peneliti bahasa Inggris, konstanta Faraday.

Michael Faraday

Michael Faraday, peneliti Inggris, lahir di Newington, pada 22 September 1791. Dia meninggal di Hampton, pada 25 Agustus 1867, pada usia 75..

Ia belajar elektromagnetisme dan elektrokimia. Penemuannya meliputi induksi elektromagnetik, diamagnetisme, dan elektrolisis.

Hubungan antara mol elektron dan konstanta Faraday

Tiga contoh yang ditunjukkan di bawah ini menggambarkan hubungan antara elektron dari elektron yang ditransfer dan konstanta Faraday.

Na+ dalam larutan berair, mendapatkan satu elektron dalam katoda dan 1 mol Na logam diendapkan, dengan mengkonsumsi 1 mol elektron sesuai dengan beban 96.500 coulomb (1 F).

Mg2+ dalam larutan berair ia memperoleh dua elektron dalam katoda dan 1 mol Mg logam diendapkan, dengan mengkonsumsi 2 mol elektron yang sesuai dengan beban 2 × 96.500 coulomb (2 F).

Al3+ dalam larutan air, ia memperoleh tiga elektron dalam katoda dan 1 mol logam Al diendapkan, mengonsumsi 3 mol elektron sesuai dengan muatan 3 × 96.500 coulomb (3 F).

Contoh numerik dari elektrolisis

Hitung massa tembaga (Cu) yang diendapkan dalam katoda selama proses elektrolisis, dengan intensitas arus 2,5 ampere (C / s atau A) diterapkan selama 50 menit. Arus bersirkulasi melalui larutan tembaga (II). Berat atom Cu = 63,5 g / mol.

Persamaan untuk reduksi ion tembaga (II) menjadi logam tembaga adalah sebagai berikut:

Cu2+    +     2 e-=> Cu

63,5 g Cu (berat atom) diendapkan di katoda untuk setiap 2 mol elektron yang setara dengan 2 (9,65 · 10)4 coulomb / mol). Yaitu, 2 Faraday.

Pada bagian pertama, jumlah coulomb yang melewati sel elektrolitik ditentukan. 1 ampere sama dengan 1 coulomb / detik.

C = 50 mnt 60 s / mnt 2.5 C / dt

7,5 x 103 C

Kemudian, untuk menghitung massa tembaga yang diendapkan oleh arus listrik yang memasok 7,5 x 103  C Faraday constant 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 pada 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 reduksi pada setiap elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang melewati sel..

Hukum pertama Faraday dapat diekspresikan secara matematis dengan cara berikut:

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

m = massa zat yang disimpan di elektroda (gram).

Q = muatan listrik yang melewati solusi dalam coulomb.

F = Konstanta Faraday.

M = berat atom unsur

Z = angka valensi elemen.

M / z mewakili bobot yang setara.

Hukum Kedua

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

Hukum Faraday kedua dapat ditulis sebagai berikut:

m = (Q / F) x PEq

Gunakan dalam memperkirakan potensi kesetimbangan elektrokimia ion

Pengetahuan tentang potensi kesetimbangan elektrokimia ion yang berbeda penting dalam elektrofisiologi. Itu dapat dihitung dengan menerapkan rumus berikut:

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

Vion = potensi kesetimbangan elektrokimia ion

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

T = suhu dinyatakan dalam derajat Kelvin

Ln = logaritma natural atau neperian

z = valensi ion

F = Konstanta Faraday

C1 dan C2 adalah konsentrasi ion yang sama. C1 mungkin, misalnya, konsentrasi ion di bagian luar sel, dan C2, konsentrasinya di bagian dalam sel.

Ini adalah contoh penggunaan konstanta Faraday dan bagaimana pendiriannya sangat berguna dalam banyak bidang penelitian dan pengetahuan.

Referensi

  1. Wikipedia. (2018). Faraday konstan. Diperoleh dari: en.wikipedia.org
  2. Praktekkan Ilmu Pengetahuan. (27 Maret 2013). Elektrolisis Faraday. Dipulihkan dari: practicaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Manual Fisiologi dan Biofisika. 2da Edisi Editorial Clemente Editores C.A.
  4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia (Edisi ke-8). CENGAGE Learning.
  5. Giunta C. (2003). Elektrokimia Faraday. Diperoleh dari: web.lemoyne.edu