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Die Faraday-Konstante , dargestellt durch das Symbol F , ist eine der fundamentalen Konstanten in Physik und Chemie und repräsentiert den absoluten Wert oder die Größe der elektrischen Ladung von einem Mol Elektronen . Benannt ist die Konstante nach dem Physiker und Chemiker Michael Faraday, der wichtige Studien zum Elektromagnetismus und zur Elektrochemie, insbesondere zum Elektrolyseprozess, durchgeführt hat. Es ist eine Konstante, die häufig in physikalischen und chemischen Berechnungen mit einer großen Anzahl von Ladungsträgern wie Ionen oder Elektronen verwendet wird.
Faradaysche Konstantengleichung
Da sie den Wert der Ladung auf einem Mol Elektronen darstellt, kann die Faraday-Konstante in Bezug auf die Ladung auf jedem Elektron und die Anzahl der Elektronen in einem Mol Elektronen ausgedrückt werden. Die Ladung jedes Elektrons ist nichts anderes als die Elementarladung, e , eine der wichtigsten universellen Konstanten in der Physik. Andererseits wird die Anzahl der in einem Elektronenmol vorhandenen Elektronen durch die Avogadro-Zahl N A angegeben , sodass die Faraday-Konstante wie folgt ausgedrückt werden kann:
Wert der Faradayschen Konstante
Wie jede nicht dimensionslose Konstante hängt der Wert der Faradayschen Konstante von den Einheiten ab, in denen sie ausgedrückt wird. Der derzeit vom United States National Institute of Standards and Technology (NIST) akzeptierte Wert dieser Konstante im internationalen Einheitensystem (SI) ist:
Es ist jedoch üblich, diese Konstante in anderen Einheiten zu verwenden, um die Notwendigkeit von Umrechnungen während der Berechnungen zu vermeiden:
| F = | 96 485.33212 Asmol -1 |
| F = | 26.80148114 Ahmol -1 |
| F = | 96 485.33212 JV -1 .mol -1 |
| F = | 96,48533212 kJ.V -1 .mol -1 |
| F = | 96 485.33212 JV –1 Grammäquivalent –1 |
| F = | 96,48533212 kJ.V -1 . Grammäquivalent -1 |
| F = | 23 060.54783 cal.V -1 .mol -1 |
| F = | 23.06054783 kcal.V -1 .mol -1 |
| F = | 23 060.54783 cal.V -1 .Gramm-Äquivalent -1 |
| F = | 23.06054783 kcal.V -1 . Grammäquivalent -1 |
Verwendung der Faradayschen Konstante
bei der Elektrolyse
Die erste Anwendung, die der Faradayschen Konstante zuteil wurde, liegt auf dem Gebiet der Elektrolyse. Darin ermöglicht die Faradaysche Konstante die Bestimmung der Menge an elektrischer Ladung, die übertragen werden muss, um eine bestimmte Masse einer Substanz durch Elektrolyse zu erzeugen, oder die Masse oder Anzahl der Mole der produzierten Substanz, wenn die durch die Zelle geleitete Elektrizitätsmenge gegeben ist. Dies geschieht durch die folgende Beziehung:
Wobei I die Stromstärke in Ampere (A) darstellt, t die Laufzeit in Sekunden (s), n e die Anzahl der übertragenen Elektronenmole und F die Faraday-Konstante ist. Die Anzahl der Elektronenmole kann durch Stöchiometrie oder einfach durch die Masse des Metalls dividiert durch sein Äquivalentgewicht bestimmt werden:
Diese Gleichung oder die vorherige kann gelöst werden, um die gewünschte Variable zu finden.
Nernts-Gleichung
Ein weiterer Fall, in dem die Faraday-Konstante verwendet wird, ist die Elektrochemie, insbesondere bei der Verwendung der Nernst-Gleichung. Diese Gleichung ermöglicht die Berechnung des Reduktionspotentials einer Elektrode, die sich unter nicht standardmäßigen Bedingungen befindet (andere Konzentrationen als 1 M und/oder andere Gasdrücke als 1 atm).
Diese Gleichung lautet:
Dabei ist Q der Reaktionsquotient, E0 das Standardreaktionspotential, n die Anzahl der bei der Reaktion übertragenen Elektronen, T die absolute Temperatur, R die ideale Gaskonstante und F die Faraday-Konstante.
Der Reaktionsquotient für eine Reaktion vom Typ aA + bB → cC + dD ist gegeben durch den Quotienten aus dem Produkt der auf ihre stöchiometrischen Koeffizienten angehobenen Konzentrationen der Produkte und dem Produkt der auf ihre angehobenen Konzentrationen der Reaktanten:
Berechnung des Gleichgewichtspotentials eines Ions in der Zellmembran
Die Nernst-Gleichung kann auch verwendet werden, um das Potential von Konzentrationszellen zu bestimmen, die dieselben gelösten Stoffe enthalten, jedoch in unterschiedlichen Konzentrationen. Eine besondere Anwendung dieser Verwendung ist die Berechnung des Gleichgewichtspotentials eines Ions, das in unterschiedlichen Konzentrationen auf beiden Seiten der Zellmembran gefunden wird.
In diesem Fall ist das Standardreaktionspotential Null (da keine chemische Reaktion stattfindet), sodass das Gleichgewichtspotential gegeben ist durch:
wobei z die elektrische Ladung des Ions (mit allen Vorzeichen) darstellt und C innen und C außen die Konzentrationen des Ions innerhalb und außerhalb der Zelle sind, wobei alle anderen Faktoren die gleichen wie zuvor sind.
Berechnung der freien Energie nach Gibbs
Schließlich liegt eine weitere Anwendung der Faradayschen Konstante in der Berechnung der Variation der freien Gibbs-Energie einer Oxidations-Reduktions-Reaktion, die in einer elektrochemischen Zelle auftritt. Diese Beziehung ist gegeben durch:
Dabei ist E Zelle das Potential der elektrochemischen Zelle, n die Anzahl der ausgetauschten Elektronen und F die Faradaysche Konstante.
Es ist erwähnenswert, dass dies nur einige Beispiele für die Verwendung der Faradayschen Konstante in der Chemie sind. Es gibt andere Gleichungen, in denen diese Konstante zum Vorschein kommt.
Hinweis zu Faraday und Farad
Bei Berechnungen in der Elektrochemie und anderen Gebieten taucht die Faradaysche Konstante F häufig auf, wie wir gerade gesehen haben. Aber es gibt auch eine Ladungseinheit namens Faraday (mit einem kleinen f). Es muss darauf geachtet werden, Faraday nicht mit der Faraday-Konstante zu verwechseln, da sie nicht gleich sind.
Der Faraday ist eine dimensionslose Einheit der elektrischen Ladung, die der Ladung entspricht, die von einem Grammäquivalent einer an einer elektrochemischen Reaktion beteiligten Substanz freigesetzt wird.
Michale Faraday führte auch Studien zum Elektromagnetismus durch, darunter Studien zur Kapazität. Zu Ehren des prominenten englischen Wissenschaftlers wurde die grundlegende Einheit der elektrischen Kapazität Farad genannt und hat nichts mit Faraday oder der Faradayschen Konstante zu tun.
Verweise
NIST, Fundamentale physikalische Konstanten
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Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chemie (11. Aufl.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
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