Faraday sabiti, bir mol elektronun elektrik yükünü temsil eden fiziksel bir sabittir. Elektrokimyada temel bir öneme sahiptir ve Avogadro sayısı ve temel yük ile yakından ilişkilidir. Faraday sabiti, elektroliz, piller ve elektrokimyasal hücrelerle ilgili deney ve hesaplamalarda yaygın olarak kullanılır. Bu makalede, Faraday sabitinin deneysel yönlerini inceleyecek, hesaplamasına pratik bir örnek sunacak ve bu önemli sabitin bilim ve teknolojideki temel kullanımlarından bazılarını tartışacağız.
Faraday sabitinin elektrokimya ve endüstriyel proseslerde uygulama alanları.
Faraday sabiti, elektrokimya ve elektrokimyasal reaksiyonları içeren endüstriyel proseslerde temel bir sabittir. Harfle gösterilir. F ve yaklaşık 96.485 C/mol değerine sahiptir. Faraday sabiti, bir elektrokimyasal reaksiyonda yer alan elektrik yükü miktarının belirlenmesinde önemli bir rol oynar.
Elektrokimyada Faraday sabiti, bir redoks reaksiyonunda oluşan veya tüketilen ürün miktarını hesaplamak için kullanılır. Bir elektrokimyasal hücrenin verimliliğinin belirlenmesi ve belirli bir reaksiyon için gereken elektrik akımı miktarının tahmin edilmesi için önemlidir.
Endüstriyel süreçlerde Faraday sabiti, metal üretimi, kimyasal bileşiklerin elektrolizi ve pil üretimi gibi çeşitli alanlarda kullanılır. Örneğin, kimya endüstrisinde Faraday sabiti, elektroliz yoluyla belirli kimyasalların üretimi için gereken elektrik miktarını hesaplamak için kullanılır.
Kısacası, Faraday sabiti, elektrokimya ve elektrokimyasal reaksiyonları içeren endüstriyel proseslerde temel bir araçtır. Kullanımı, bir reaksiyonda yer alan elektrik yükü miktarının hassas bir şekilde hesaplanmasını sağlayarak, kimyasal ve endüstriyel proseslerin geliştirilmesi ve optimizasyonu için vazgeçilmezdir.
Faraday sabitinin elektrokimyadaki rolü nedir?
Faraday sabiti, elektrokimya alanında temel bir fiziksel sabittir. Bir mol elektronun elektrik yükünü temsil eder ve elektrokimyasal sistemlerdeki hesaplamalar ve ölçümler için son derece önemlidir. Başlıca işlevi, bir elektrokimyasal reaksiyona dahil olan madde miktarını sistemden geçen elektrik akımıyla ilişkilendirmektir.
Uygulamada Faraday sabiti, bir elektrokimyasal reaksiyonda elektrik akımını ölçülebilir bir madde miktarına dönüştürmek için kullanılır. Örneğin, bir elektrokimyasal sistemden geçen elektrik akımını ve bu akımın süresini biliyorsak, bu süre zarfında dönüştürülen malzeme miktarını belirlemek için Faraday sabitini kullanabiliriz.
Ayrıca, Faraday sabiti, elektrik akımı ile bir elektrot üzerine biriken veya tüketilen malzeme miktarı arasındaki ilişkiyi anlamak için de önemlidir. Bu, biriken malzeme miktarının uygulanan elektrik akımıyla doğrudan ilişkili olduğu metal elektrokaplama gibi işlemlerde kritik öneme sahiptir.
Kısacası, Faraday sabiti elektrokimyada temel bir araçtır ve elektrokimyasal reaksiyonlarda elektrik akımı ile bir maddenin miktarı arasında dönüşüm sağlar. Önemi, kimyanın bu alanındaki sayısız deney ve pratik uygulamada açıkça görülmektedir.
Faraday'ın elektromanyetizma yasasının farklı güncel endüstriyel ve teknolojik bağlamlardaki uygulamaları.
Faraday Yasası, elektromanyetik indüksiyonu (bir devreden geçen manyetik akının değişimi nedeniyle elektrik akımının oluşması) tanımlayan önemli bir fizik yasasıdır. Bu yasanın günümüzde çeşitli endüstriyel ve teknolojik bağlamlarda sayısız uygulaması bulunmaktadır.
Faraday yasasının pratik bir uygulaması, hidroelektrik santrallerinde elektrik üretimidir. Bu santrallerde, hareket eden su, elektrik jeneratörlerine bağlı türbinleri döndürür. Türbinlerin hareketinden kaynaklanan manyetik akıdaki değişim, daha sonra enerji üretmek için kullanılan bir elektrik akımı oluşturur.
Ayrıca, Faraday yasası transformatörlerde, elektrik motorlarında, güç jeneratörlerinde ve hatta elektrikli arabalar gibi daha modern teknolojilerde kullanılır. Tüm bu durumlarda, Faraday yasasıyla tanımlanan elektromanyetik indüksiyon temel bir rol oynar.
Kısacası, Faraday Yasası, her gün kullandığımız birçok cihaz ve teknolojinin işleyişi için olmazsa olmazdır. Bu yasayı anlamak ve uygulamak, çeşitli alanlardaki endüstri ve teknolojinin ilerlemesi için temel öneme sahiptir.
Faraday'ın elektrik ve manyetizmayı araştırmak için yaptığı önemli deneyler.
Michael Faraday, 19. yüzyılın en önemli bilim insanlarından biriydi ve elektrik ve manyetizma alanlarında önemli keşiflere imza attı. Bu olguları araştırmak için, modern fiziğin gelişiminde temel oluşturan bir dizi deney gerçekleştirdi.
Faraday'ın en ünlü deneylerinden biri elektromanyetik indüksiyon deneyiydi. Bu deneyde, değişken bir manyetik alanın kapalı bir devrede elektrik akımı üretebileceğini gösterdi. Bu keşif, bugün kullandığımız elektrik jeneratörlerinin ve transformatörlerin geliştirilmesinin temelini oluşturdu.
Faraday'ın gerçekleştirdiği bir diğer önemli deney de elektrolizdi. Bu deneyde, elektrik akımının kimyasal maddeleri bileşenlerine ayrıştırabileceğini gösterdi. Bu deney, elektrik ve kimya arasındaki ilişkiyi anlamak için temel teşkil ediyordu.
Faraday, bu deneylere ek olarak, elektrik ve manyetizma arasındaki ilişki üzerine de çalışmalar yürütmüş ve manyetik alanın elektrik yüklerinin hareketini etkileyebileceğini göstermiştir. Bu keşifler, Maxwell'in elektromanyetik teorisinin geliştirilmesinde temel teşkil etmiştir.
Kısacası, Faraday'ın deneyleri bilim ve teknolojinin ilerlemesi için hayati önem taşıyordu. Keşifleri, elektrik ve manyetizmayı anlamada yeni yollar açtı ve katkıları, bu alandaki araştırmaları bugün de etkilemeye devam ediyor.
Faraday sabiti: deneysel yönleri, örneği, kullanımları
A Faraday sabiti bir elektrot tarafından bir mol elektronun kazanılması veya kaybına karşılık gelen nicel bir elektrik birimidir; ve dolayısıyla 6,022 × 10'un geçişi 23 elektronlar.
Bu sabit, Faraday adı verilen F harfiyle de temsil edilir. Bir F, 96.485 coulomb/mol'e eşittir. Fırtınalı gökyüzündeki şimşekler, bir F'nin temsil ettiği elektrik miktarı hakkında fikir verir.
Coulomb (c), bir iletkendeki belirli bir noktadan bir saniye boyunca 1 amper elektrik akımı geçtiğinde geçen yük miktarı olarak tanımlanır. Ayrıca, bir amper akım, saniyede bir coulomb'a (C/s) eşittir.
6.022 x 10 akış olmadığında 23 elektronlara (Avogadro Sayısı) karşılık gelen elektrik yükü miktarını hesaplayabiliriz.
Bireysel bir elektronun yükünü bilmek (1.602 · 10 -19 coulomb) ve bunu NA, Avogadro sayısı (F = Na · e) ile çarpın - ). Sonuç, başlangıçta tanımlandığı gibi 96.485.3365 C/mol'dür ve - , genellikle 96.500 C/mol'e yuvarlanır.
Faraday sabitinin deneysel yönleri
Elektroliz sırasında katot veya anotta biriken element miktarının belirlenmesiyle, bir elektrotta üretilen veya tüketilen elektronların mol sayısı bilinebilir.
Faraday sabiti, belirli bir elektrik akımıyla elektrolizde biriken gümüş miktarının tartılması ve elektrolizden önce ve sonra katodun tartılmasıyla elde edilmiştir. Ayrıca, elementin atom ağırlığı biliniyorsa, elektrot üzerine biriken metal mol sayısı hesaplanabilir.
Elektroliz sırasında katot üzerine biriktirilen metalin mol sayısı ile bu işlem sırasında transfer edilen elektronların mol sayısı arasındaki ilişki bilindiğinden, verilen elektrik yükü ile transfer edilen elektronların mol sayısı arasında bir ilişki kurulabilir.
Belirtilen oran sabit bir değer (96.485) vermektedir. Bu değer daha sonra İngiliz araştırmacının onuruna Faraday sabiti olarak adlandırılmıştır.
Michael Faraday
İngiliz araştırmacı Michael Faraday, 22 Eylül 1791'de Newington'da doğdu. 25 Ağustos 1867'de 75 yaşında Hampton'da öldü.
Elektromanyetizma ve elektrokimya alanında eğitim aldı. Keşifleri arasında elektromanyetik indüksiyon, diyamanyetizma ve elektroliz yer alıyor.
Elektron molleri ile Faraday sabiti arasındaki ilişki
Aşağıda gösterilen üç örnek, transfer edilen elektron mol sayısı ile Faraday sabiti arasındaki ilişkiyi göstermektedir.
İçinde + Sulu çözeltide katotta bir elektron kazanır ve 1 mol metalik Na biriktirilir, 1 coulomb (96.500 F) yüke karşılık gelen 1 mol elektron tüketilir.
Aman tanrım 2+ Sulu çözeltide katotta iki elektron kazanır ve 1 × 2 coulomb (2 F) yüke karşılık gelen 96.500 mol elektron tüketerek 2 mol metalik Mg biriktirilir.
Al 3+ Sulu çözeltide katotta üç elektron kazanır ve 1 × 3 coulomb (3 F) yüke karşılık gelen 96.500 mol elektron tüketerek 3 mol metalik Al biriktirilir.
Elektrolizin sayısal örneği
2,5 amperlik (C/s veya A) akım şiddetinin 50 dakika boyunca uygulandığı bir elektroliz işlemi sırasında katot üzerine biriken bakır (Cu) kütlesini hesaplayın. Akım, bir bakır (II) çözeltisinden geçmektedir. Cu'nun atom ağırlığı = 63,5 g/mol'dür.
Bakır(II) iyonlarının metalik bakıra indirgenmesinin denklemi aşağıdaki gibidir:
Cu 2+ + 2 e - => Cu
63,5 mol elektronun 2'ye eşdeğeri için katot üzerine 2 g Cu (atom ağırlığı) biriktirilir (9,65 · 10 4 (coulomb/mol) yani 2 Faraday.
Birinci bölümde elektrolitik hücreden geçen coulomb sayısı belirlenir. 1 amper, 1 coulomb/saniyeye eşittir.
C = 50 dk x 60 sn/dk x 2,5 C/s
X 7,5 10 3 C
Yani, 7,5 x 10 elektrik akımıyla biriken bakırın kütlesini hesaplamak için 3 C, Faraday sabiti kullanılır:
g Cu = 7,5 · 10 3 C x 1 mol ve - / 9,65 · 10 4 C x 63,5 g Cu / 2 mol e -
2,47 g Cu
Elektroliz İçin Faraday Yasaları
Birinci yasa
Elektrot üzerine biriktirilen bir maddenin kütlesi, elektroda aktarılan elektrik miktarıyla doğru orantılıdır. Bu, Faraday'ın birinci yasasının kabul görmüş bir ifadesidir ve diğer ifadelerin yanı sıra şunları da içerir:
Her elektrotta oksidasyona veya redüksiyona uğrayan madde miktarı, hücreden geçen elektrik miktarıyla doğru orantılıdır.
Faraday'ın birinci yasası matematiksel olarak şu şekilde ifade edilebilir:
m = (Q / F) x (M / z)
m = Elektrot üzerine biriktirilen maddenin kütlesi (gram).
Q = çözeltiden geçen elektrik yükü (coulomb).
F = Faraday sabiti.
M = elementin atom ağırlığı
Z = elementin valans numarası.
M / z eşdeğer ağırlığı ifade eder.
İkinci yasa
Bir elektrotta indirgenen veya oksitlenen kimyasalın miktarı eşdeğer ağırlığıyla orantılıdır.
Faraday'ın ikinci yasası şu şekilde yazılabilir:
m = (Q / F) x PEq
Bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyelinin tahmininde kullanılır
Farklı iyonların elektrokimyasal denge potansiyelinin bilinmesi elektrofizyolojide önemlidir. Bu potansiyel, aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanabilir:
Vion = (RT / zF) Ln (C1 / C2)
Vion = bir iyonun elektrokimyasal denge potansiyeli
R = gaz sabiti, şu şekilde ifade edilir: 8,31 J.mol -1 . KİME
T = Kelvin derecesiyle ifade edilen sıcaklık
Ln = doğal veya Neperian logaritması
z = iyonun değerliği
F = Faraday sabiti
C1 ve C2 aynı iyonun konsantrasyonlarıdır. Örneğin, C1 iyonun hücre dışındaki konsantrasyonu, C2 ise hücre içindeki konsantrasyonu olabilir.
Bu, Faraday sabitinin kullanımına ve bu sabitin bulunmasının çeşitli araştırma ve bilgi alanlarında ne kadar yararlı olduğuna dair bir örnektir.
Referanslar
- Wikipedia (2018). Constant Faraday. Kaynak: en.wikipedia.org
- Bilimsel Uygulama. (27 Mart 2013). Faraday Elektrolizi. Kaynak: practiceaciencia.blogspot.com
- Montoreano, R. (1995). Fizyoloji ve Biyofizik El Kitabı. 2 verir Sürüm. Editoryal Clemente Editores CA
- Whitten, Davis, Peck ve Stanley. (2008). Kimya (8. basım). CENGAGE Öğrenme.
- Giunta C. (2003). Faraday'ın Elektrokimyası. Kaynak: web.lemoyne.edu