Faraday constante

O que é constante de Faraday?

O Faraday constante É uma unidade quantitativa de eletricidade que corresponde à quantidade de carga elétrica em um mol de elétrons.

Esta constante também está representada com a letra F, chamada de Faraday. A f é equivalente a 96.485 Coulomb/mol. Dos raios em tempestades, uma idéia da quantidade de eletricidade representa um f pode ser extraída.

O Coulomb (c) é definido como a quantidade de carga que passa por um determinado ponto de um motorista, quando 1 ampere de intensidade de corrente elétrica flui por um segundo. Além disso, uma ampere atual é equivalente a um Coulomb por segundo (c/s).

Quando há um fluxo de 6.022 · 10²³ elétrons (o número Avogadro), você pode calcular a quantidade de carga elétrica à qual corresponde. 

Conhecendo o ônus de um elétron individual (1.602 · 10^-19 Coulomb) é multiplicado por NA, número Avogadro (f = n · e^-). O resultado é, conforme definido no início, 96.485.3365 C/mol E^-, geralmente arredondado em 96.500C/mol.

Aspectos experimentais de Faraday Constant

Você pode saber o número de moles de elétrons que são produzidos ou consumidos em um eletrodo, determinando a quantidade de um elemento que é depositado no cátodo ou no ânodo durante a eletrólise.

O valor constante de Faraday foi obtido usando a quantidade de prata depositada em eletrólise por uma determinada corrente elétrica. O cátodo pesava antes e depois da eletrólise.

Se o peso atômico do elemento for conhecido, o número de moles do metal depositado no eletrodo poderá ser calculado.

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

O relacionamento acima mencionado fornece um valor constante (96.485). Posteriormente, esse valor foi chamado, em homenagem ao pesquisador inglês Michael Faraday, Faraday Constant.

Relação entre as moles dos elétrons e a constante de Faraday

Os exemplos a seguir ilustram a relação entre as moles de elétrons transferidos e a constante de Faraday.

- Então uma⁺ Em solução aquosa, ganha um elétron no cátodo e depositado 1 mole de Na metálico, consumindo 1 mol de elétrons que correspondem a uma carga de 96.500 Coulomb (1 f).

- O mg²⁺ Em solução aquosa, ganha dois elétrons no cátodo e depositou 1 mole de mg metálico, consumindo 2 moles de elétrons que correspondem a uma carga 2 × 96.500 Coulomb (2 F).

- Al³⁺ Em solução aquosa, ganha três elétrons no cátodo e depositou 1 mol do metálico, consumindo 3 moles de elétrons que correspondem a uma carga de 3 × 96.500 Coulomb (3 F).

Exemplo numérico de eletrólise

Calcule a massa de cobre (Cu) que é 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 circula através de uma solução de cobre (ii). Peso atômico de Cu = 63,5 g/mol.

A equação da redução dos íons de cobre (ii) em cobre metálico é a seguinte:

Cu²⁺    +     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 · 10⁴ Coulomb/mol). Isto é, 2 Faraday.

Na primeira parte, o número Coulomb que passa pela célula eletrolítico é determinado. 1 ampere é equivalente a 1 coulomb/segundo.

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

7,5 x 10³ C

Portanto, calcular a massa de cobre depositada por uma corrente elétrica que fornece 7,5 x 10³ É usado a constante de Faraday:

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

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, existente, entre outras declarações, a seguinte:

A quantidade de uma substância que experimenta oxidação ou redução em cada eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela 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 Valencia 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 maneira:

M = (q/f) x peq

Uso na estimativa do potencial de equilíbrio eletroquímico de um íon

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

Vion = (RT/ZF) LN (C1/C2)

Vion = potencial de equilíbrio eletroquímico

R = constante de gás, expresso como: 8.31 J.mol^-1. K

T = temperatura expressa em graus de Kelvin

Ln = logaritmo natural ou neperiano

Z = Valencia del Ion

F = Faraday constante

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

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. Faraday constante. Recuperado de.Wikipedia.org
2. Whitten, Davis, Peck e Stanley (2008). Química (8.ª Ed.). Cengage Learning.
3. Giunta c. (2003). FARADAY ELECTOCHEMOTION. Web recuperado.Lemoyne.Edu