A Faraday-állandó egy fizikai állandó, amely egy mól elektron elektromos töltését jelenti. Alapvető az elektrokémiában, és szorosan kapcsolódik az Avogadro-számhoz és az elemi töltéshez. A Faraday-állandót széles körben használják az elektrolízissel, akkumulátorokkal és elektrokémiai cellákkal kapcsolatos kísérletekben és számításokban. Ebben a cikkben megvizsgáljuk a Faraday-állandó kísérleti vonatkozásait, bemutatunk egy gyakorlati példát a kiszámítására, és megvitatjuk ennek a fontos állandónak néhány főbb felhasználási módját a tudományban és a technológiában.
A Faraday-állandó alkalmazási helye az elektrokémiában és az ipari folyamatokban.
A Faraday-állandó az elektrokémiában és az elektrokémiai reakciókat magában foglaló ipari folyamatokban használt alapvető állandó. A következő betűvel jelölik: F és értéke körülbelül 96.485 XNUMX C/mol. A Faraday-állandó kulcsszerepet játszik az elektrokémiai reakcióban részt vevő elektromos töltés mennyiségének meghatározásában.
Az elektrokémiában a Faraday-állandót a redoxireakció során képződő vagy felhasznált termék mennyiségének kiszámítására használják. Alapvető fontosságú egy elektrokémiai cella hatékonyságának meghatározásához, valamint egy adott reakcióhoz szükséges elektromos áram mennyiségének előrejelzéséhez.
Az ipari folyamatokban a Faraday-állandót számos területen alkalmazzák, például a fémgyártásban, a kémiai vegyületek elektrolízisében és az akkumulátorgyártásban. Például a vegyiparban a Faraday-állandót használják bizonyos vegyi anyagok elektrolízissel történő előállításához szükséges villamos energia mennyiségének kiszámítására.
Röviden, a Faraday-állandó alapvető eszköz az elektrokémiában és az elektrokémiai reakciókat magában foglaló ipari folyamatokban. Használata lehetővé teszi a reakcióban részt vevő elektromos töltés mennyiségének pontos kiszámítását, így elengedhetetlen a kémiai és ipari folyamatok fejlesztéséhez és optimalizálásához.
Mi a Faraday-állandó szerepe az elektrokémiában?
A Faraday-állandó az elektrokémia területén használt alapvető fizikai állandó. Egy mól elektron elektromos töltését jelenti, és rendkívül fontos az elektrokémiai rendszerekben végzett számítások és mérések során. Fő funkciója az elektrokémiai reakcióban részt vevő anyag mennyiségének és a rendszeren áthaladó elektromos áramnak az összefüggésbe hozása.
A gyakorlatban a Faraday-állandót arra használják, hogy az elektromos áramot mérhető mennyiségű anyaggá alakítsák át egy elektrokémiai reakcióban. Például, ha ismerjük az elektrokémiai rendszeren áthaladó elektromos áram erősségét és az áram időtartamát, akkor a Faraday-állandó segítségével meghatározhatjuk az ez idő alatt átalakult anyag mennyiségét.
Továbbá a Faraday-állandó elengedhetetlen az elektromos áram és az elektródára lerakódott vagy elfogyasztott anyag mennyisége közötti kapcsolat megértéséhez is. Ez kulcsfontosságú olyan folyamatokban, mint a fémgalvanizálás, ahol a lerakódott anyag mennyisége közvetlenül összefügg az alkalmazott elektromos árammal.
Röviden, a Faraday-állandó az elektrokémia alapvető eszköze, amely lehetővé teszi az elektromos áram és az anyag mennyiségének átváltását elektrokémiai reakciókban. Jelentősége számos kísérletben és gyakorlati alkalmazásban nyilvánvaló a kémia ezen területén.
Faraday elektromágnesesség-törvényének alkalmazásai a jelenlegi ipari és technológiai környezetben.
Faraday törvénye a fizika fontos törvénye, amely az elektromágneses indukciót írja le – az áramkörben keletkező elektromos áramot a rajta áthaladó mágneses fluxus változása miatt. Ennek a törvénynek számos alkalmazása van ma már különböző ipari és technológiai környezetben.
A Faraday-törvény alkalmazásának egy gyakorlati példája az elektromos áram termelése vízerőművekben. Ezekben az erőművekben a mozgó víz megforgatja az elektromos generátorokhoz csatlakoztatott turbinákat. A turbinák mozgása miatti mágneses fluxus változása elektromos áramot indukál, amelyet aztán energia előállítására használnak fel.
Továbbá Faraday törvényét transzformátorokban, villanymotorokban, áramfejlesztőkben és még modernebb technológiákban, például elektromos autókban is alkalmazzák. Mindezen esetekben az elektromágneses indukció, ahogyan azt Faraday törvénye leírja, alapvető szerepet játszik.
Röviden, Faraday törvénye elengedhetetlen számos, általunk nap mint nap használt eszköz és technológia működéséhez. Megértése és alkalmazása alapvető fontosságú az ipar és a technológia fejlődéséhez a különböző területeken.
Faraday jelentős kísérleteket végzett az elektromosság és a mágnesesség vizsgálatára.
Michael Faraday a 19. század egyik legfontosabb tudósa volt, aki fontos felfedezéseket tett az elektromosság és a mágnesesség területén. E jelenségek vizsgálata érdekében kísérletsorozatot végzett, amely alapvetővé vált a modern fizika fejlődése szempontjából.
Faraday egyik leghíresebb kísérlete az elektromágneses indukció volt. Ebben a kísérletben bebizonyította, hogy egy változtatható mágneses mező zárt áramkörben elektromos áramot képes létrehozni. Ez a felfedezés képezte az alapját a ma használt elektromos generátorok és transzformátorok kifejlesztésének.
Faraday egy másik fontos kísérlete az elektrolízis volt. Ebben a kísérletben bebizonyította, hogy elektromos árammal kémiai anyagokat lehet bontani alkotóelemeikre. Ez a kísérlet alapvető fontosságú volt az elektromosság és a kémia közötti kapcsolat megértéséhez.
Ezen kísérletek mellett Faraday tanulmányokat végzett az elektromosság és a mágnesesség közötti kapcsolatról is, kimutatva, hogy a mágneses mező befolyásolhatja az elektromos töltések mozgását. Ezek a felfedezések alapvető fontosságúak voltak Maxwell elektromágneses elméletének kidolgozása szempontjából.
Röviden, Faraday kísérletei elengedhetetlenek voltak a tudomány és a technológia fejlődéséhez. Felfedezései új utakat nyitottak az elektromosság és a mágnesesség megértése felé, és hozzájárulásai a mai napig befolyásolják a terület kutatásait.
Faraday-állandó: kísérleti szempontok, példa, felhasználások
A Faraday állandó az elektromosság egy mennyiségi egysége, amely egy mól elektron elektróda általi nyerésének vagy elvesztésének felel meg; és így 6,022 × 10 áthaladását jelenti. 23 elektronok.
Ezt az állandót az F betű is jelöli, amelyet Faradaynak neveznek. Egy F egyenlő 96.485 XNUMX coulomb/mol-lal. A viharos égbolton lecsapó villámlás képet ad az egy F által képviselt elektromosság mennyiségéről.
A coulomb (c) az a töltésmennyiség, amely egy vezető egy adott pontján áthalad, amikor 1 ampernyi elektromos áram folyik át egy másodpercig. Továbbá egy ampernyi áram egy coulomb/másodpercnek (C/s) felel meg.
Amikor nem egy 6.022 x 10-es adatfolyamról van szó 23 elektronok (Avogadro-szám), kiszámítható a megfelelő elektromos töltés mennyisége. Ahogy
Egyetlen elektron töltésének ismerete (1.602 · 10 -19 Coulomb) és szorozzuk meg NA-val, Avogadro-számmal (F = Na · e - ). Az eredmény, a kezdeti definíció szerint, 96.485.3365 XNUMX XNUMX C/mol és - , általában 96.500 XNUMX C/mol-ra kerekítve.
Faraday-állandó kísérleti vonatkozásai
Az elektródon keletkező vagy elfogyasztott elektronok móljainak száma az elektrolízis során a katódon vagy anódon lerakódott elem mennyiségének meghatározásával határozható meg.
A Faraday-állandót úgy kaptuk meg, hogy megmértük az adott elektromos áram hatására az elektrolízis során lerakódott ezüst mennyiségét; a katódot pedig megmértük az elektrolízis előtt és után. Továbbá, ha az elem atomtömege ismert, kiszámítható az elektródára lerakódott fém móljainak száma.
Mivel ismert az elektrolízis során a katódra lerakódott fém móljainak száma és a folyamat során átvitt elektronok móljainak száma közötti összefüggés, megállapítható az összefüggés a betáplált elektromos töltés és az átvitt elektronok móljainak száma között.
A jelzett arány egy állandó értéket ad (96.485). Ezt az értéket később, az angol kutató tiszteletére, Faraday-állandónak nevezték el.
Michael Faraday
Michael Faraday brit kutató 22. szeptember 1791-én született Newingtonban. 25. augusztus 1867-én halt meg Hamptonban, 75 éves korában.
Elektromágnesességet és elektrokémiát tanult. Felfedezései közé tartozik az elektromágneses indukció, a diamágnesesség és az elektrolízis.
Az elektronok móljai és a Faraday-állandó közötti kapcsolat
Az alábbi három példa az átvitt elektronok móljainak száma és a Faraday-állandó közötti kapcsolatot szemlélteti.
A Belépés + vizes oldatban egy elektront vesz fel a katódon, és 1 mol fémes Na rakódik le, 1 mol elektront fogyaszt, ami 96.500 1 coulomb (XNUMX F) töltésnek felel meg.
Az Mg. 2+ vizes oldatban két elektront vesz fel a katódon, és 1 mol fémes Mg rakódik le, 2 mol elektront fogyasztva, ami 2 × 96.500 2 coulomb (XNUMX F) töltésnek felel meg.
Al 3+ vizes oldatban három elektront vesz fel a katódon, és 1 mol fémes Al lerakódik, 3 mol elektront fogyasztva, ami 3 × 96.500 3 coulomb (XNUMX F) töltésnek felel meg.
Az elektrolízis numerikus példája
Számítsd ki a katódra lerakódott réz (Cu) tömegét elektrolízis során, 2,5 amperes (C/s vagy A) áramerősség mellett 50 percig. Az áram réz(II)-oldaton folyik át. A Cu atomtömege = 63,5 g/mol.
A réz(II)ionok fémes rézzé redukciójának egyenlete a következő:
Cu 2+ + 2 - => Cu
63,5 elektronnak megfelelő 2 mól elektronra 2 g réz (atomtömeg) rakódik le a katódon (9,65 · 10 4 coulomb / mol). Azaz 2 Faraday.
Az első részben meghatározzák az elektrolizáló cellán áthaladó coulombok számát. 1 amper egyenlő 1 coulomb/másodperc értékkel.
C = 50 perc x 60 s/perc x 2,5 C/s
X 7,5 10 3 C
Tehát a 7,5 x 10⁻¹-t leadó elektromos áram által lerakódott réz tömegének kiszámításához 3 C, Faraday-állandót használunk:
g Cu = 7,5 · 10 3 C × 1 mol és - / 9,65 · 10 4 C × 63,5 g Cu / 2 mol e -
2,47 g réz
Faraday elektrolízis törvényei
Első törvény
Az elektródára lerakódott anyag tömege egyenesen arányos az elektródára átvitt elektromosság mennyiségével. Ez Faraday első törvényének elfogadott állítása, amely többek között a következőket tartalmazza:
Az egyes elektródákon oxidáción vagy redukción átesett anyag mennyisége egyenesen arányos a cellán áthaladó elektromos áram mennyiségével.
Faraday első törvénye matematikailag a következőképpen fejezhető ki:
m = (Q / F) × (M / z)
m = az elektródára lerakódott anyag tömege (gramm).
Q = az oldaton áthaladó elektromos töltés Coulombban.
F = Faraday-állandó.
M = az elem atomtömege
Z = az elem vegyértékszáma.
Az M / z az egyenértékű súlyt jelöli.
Második törvény
Az elektródon redukált vagy oxidált vegyi anyag mennyisége arányos az ekvivalens tömegével.
Faraday második törvénye a következőképpen írható fel:
m = (Q / F) × PEq
Használat egy ion elektrokémiai egyensúlyi potenciáljának becslésére
A különböző ionok elektrokémiai egyensúlyi potenciáljának ismerete fontos az elektrofiziológiában. Ez a következő képlettel számítható ki:
Vion = (RT / zF)Ln (C1 / C2)
Vion = egy ion elektrokémiai egyensúlyi potenciálja
R = gázállandó, 8,31 J/mol-ban kifejezve -1 . NAK NEK
T = hőmérséklet Kelvin fokban kifejezve
Ln = természetes vagy Neperi logaritmus
z = az ion vegyértéke
F = Faraday-állandó
A C1 és C2 ugyanazon ion koncentrációi. A C1 lehet például az ion sejten kívüli koncentrációja, a C2 pedig a sejten belüli koncentrációja.
Ez egy példa Faraday-állandó használatára és arra, hogy annak megállapítása milyen hasznosnak bizonyult a kutatás és a tudás különböző területein.
Hivatkozások
- Wikipédia (2018). Constant Faraday. Letöltve innen: en.wikipedia.org
- Tudományos Gyakorlat. (27. március 2013.). Faraday elektrolízise. Elérhető: practiceaciencia.blogspot.com
- Montoreano, R. (1995). Élettani és biofizikai kézikönyv. 2 képes Kiadás. Szerkesztői Clemente Editores CA
- Whitten, Davis, Peck és Stanley. (2008). Kémia (8. kiadás). CENGAGE Tanulás.
- Giunta C. (2003). Faraday elektrokémiája. Elérhető: web.lemoyne.edu