Constante de Faraday: aspectos experimentais, exemplo, usos

A constante de Faraday é uma unidade quantitativa de electricidade correspondente ao ganho ou perda de um mole de electrões por um eléctrodo; e, por conseguinte, a passagem de 6,022 × 10 23 electrões.

Essa constante também é representada pela letra F, chamada Faraday. Um F é igual a 96.485 coulomb / mol. Dos raios nos céus tempestuosos é extraída uma idéia da quantidade de eletricidade que representa um F.

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Fonte: Pixnio

O coulomb (c) é definido como a quantidade de carga que passa através de um determinado ponto de um condutor, quando 1 ampere de corrente elétrica flui por um segundo. Além disso, um ampere de corrente é igual a um coulomb por segundo (C / s).

Quando não é um fluxo de 6.022 x 10 23 electrões (Número de Avogadro), pode-se calcular a quantidade de carga eléctrica que corresponde a. Como

Conhecendo a carga de um elétron individual (1.602 · 10 -19 coulomb) e multiplique-o por NA, número de Avogadro (F = Na · e ). O resultado é, como definido no início, 96.485.3365 C / mol e , geralmente arredondado para 96.500 C / mol.

Aspectos experimentais da constante de Faraday

O número de mols de elétrons produzidos ou consumidos em um eletrodo pode ser conhecido determinando a quantidade de um elemento que é depositado no cátodo ou no ânodo durante a eletrólise.

O valor constante de Faraday foi obtido pesando a quantidade de prata depositada na eletrólise por uma certa corrente elétrica; pesagem do cátodo antes e depois da eletrólise. Além disso, se o peso atômico do elemento for conhecido, o número de mols do metal depositado no eletrodo pode ser calculado.

Como é conhecida a relação entre o número de mols de um metal que é depositado no cátodo durante a eletrólise e o número de moles de elétrons que são transferidos no processo, uma relação entre a carga elétrica fornecida e o número pode ser estabelecida. moles de elétrons transferidos.

A proporção indicada fornece um valor constante (96.485). Posteriormente, esse valor foi nomeado, em homenagem ao pesquisador inglês, a constante de Faraday.

Michael Faraday

Michael Faraday, um pesquisador britânico, nasceu em Newington, em 22 de setembro de 1791. Ele morreu em Hampton, em 25 de agosto de 1867, aos 75 anos de idade.

Ele estudou eletromagnetismo e eletroquímica. Suas descobertas incluem indução eletromagnética, diamagnetismo e eletrólise.

Relação entre as toupeiras de elétrons e a constante de Faraday

Os três exemplos mostrados abaixo ilustram a relação entre as moles de elétrons transferidos e a constante de Faraday.

O Na + em solução aquosa ganha um elétron no cátodo e 1 mol de Na metálico é depositado, consumindo 1 mol de elétrons correspondendo a uma carga de 96.500 coulomb (1 F).

O Mg 2+ em solução aquosa ganha dois elétrons no cátodo e 1 mol de Mg metálico é depositado, consumindo 2 moles de elétrons correspondentes a uma carga de 2 × 96.500 coulomb (2 F).

Al 3+ em solução aquosa ganha três elétrons no cátodo e 1 mol de Al metálico é depositado, consumindo 3 moles de elétrons correspondentes a uma carga de 3 × 96.500 coulomb (3 F).

Exemplo numérico de eletrólise

Calcule a massa de cobre (Cu) depositada no cátodo durante um processo de eletrólise, com intensidade de corrente de 2,5 amperes (C / s ou A) aplicada por 50 minutos. A corrente flui através de uma solução de cobre (II). Peso atômico de Cu = 63,5 g / mol.

A equação para a redução de íons cobre (II) em cobre metálico é a seguinte:

Cu 2+ + 2 e => Cu

63,5 g de Cu (peso atômico) são depositados no cátodo para cada 2 moles de elétrons equivalentes a 2 (9,65 · 10 4 coulomb / mol). Ou seja, 2 Faraday.

Na primeira parte, é determinado o número de coulombs que passam através da célula eletrolítica. 1 ampere é igual a 1 coulomb / segundo.

C = 50 min x 60 s / min x 2,5 C / s

7,5 x 10 3 C

Então, para calcular a massa de cobre depositada por uma corrente elétrica que fornece 7,5 x 10 3 C, a constante de Faraday é usada:

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

Leis de Faraday para eletrólise

Primeira lei

A massa de uma substância depositada em um eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade transferida para o eletrodo. Esta é uma declaração aceita da primeira lei de Faraday, havendo, entre outras declarações, o seguinte:

A quantidade de uma substância que sofre oxidação ou redução em cada eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa através da célula.

A primeira lei de Faraday pode ser expressa matematicamente da seguinte maneira:

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

m = massa da substância depositada no eletrodo (gramas).

Q = carga elétrica que passou pela solução em coulomb.

F = Faraday constante.

M = peso atômico do elemento

Z = número de valência do elemento.

M / z representa o peso equivalente.

Segunda lei

A quantidade reduzida ou oxidada de um produto químico em um eletrodo é proporcional ao seu peso equivalente.

A segunda lei de Faraday pode ser escrita da seguinte forma:

m = (Q / F) x PEq

Use na estimativa do potencial de equilíbrio eletroquímico de um íon

O conhecimento do potencial de equilíbrio eletroquímico de diferentes íons é importante em eletrofisiologia. Pode ser calculado aplicando a seguinte fórmula:

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

Vion = potencial de equilíbrio eletroquímico de um íon

R = constante de gás, expressa em: 8,31 J.mol -1 . K

T = temperatura expressa em graus Kelvin

Ln = logaritmo natural ou neperiano

z = valência do íon

F = constante de Faraday

C1 e C2 são as concentrações do mesmo íon. C1 pode ser, por exemplo, a concentração do íon no exterior da célula e C2, sua concentração no interior da célula.

Este é um exemplo do uso da constante de Faraday e como seu estabelecimento tem sido muito útil em vários campos de pesquisa e conhecimento.

Referências

  1. Wikipedia (2018). Faraday constante. Recuperado de: en.wikipedia.org
  2. Prática científica. (27 de março de 2013). Eletrólise de Faraday. Recuperado de: practiceaciencia.blogspot.com
  3. Montoreano, R. (1995). Manual de Fisiologia e Biofísica. 2 Edition. Editorial Clemente Editores CA
  4. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
  5. Giunta C. (2003). Eletroquímica de Faraday. Recuperado de: web.lemoyne.edu

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