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La constante de Faraday , représentée par le symbole F , est l’une des constantes fondamentales de la physique et de la chimie et représente la valeur absolue ou l’amplitude de la charge électrique d’une mole d’électrons . La constante porte le nom du physicien et chimiste Michael Faraday, qui a réalisé d’importantes études sur l’électromagnétisme et l’électrochimie, en particulier sur le processus d’électrolyse. C’est une constante fréquemment utilisée dans les calculs physiques et chimiques impliquant un grand nombre de porteurs de charge, tels que des ions ou des électrons.
L’équation constante de Faraday
Parce qu’elle représente la valeur de la charge sur une mole d’électrons, la constante de Faraday peut être exprimée en termes de charge sur chaque électron et de nombre d’électrons dans une mole d’électrons. La charge de chaque électron n’est rien de plus que la charge élémentaire, e , l’une des constantes universelles les plus importantes en physique. D’autre part, le nombre d’électrons présents dans une mole d’électrons est donné par le nombre d’Avogadro, N A , donc la constante de Faraday peut être exprimée comme suit :
Valeur de la constante de Faraday
Comme toute constante qui n’est pas sans dimension, la valeur de la constante de Faraday dépend des unités dans lesquelles elle est exprimée. La valeur de cette constante actuellement acceptée par le National Institute of Standards and Technology (NIST) des États-Unis dans le système international d’unités (SI) est :
Cependant, il est courant d’utiliser cette constante dans d’autres unités pour éviter d’avoir à faire des conversions lors des calculs :
| 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 .gramme-équivalent -1 |
| F = | 96,48533212 kJ.V -1 . gramme équivalent -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 .gramme-équivalent -1 |
| F = | 23,06054783 kcal.V -1 . gramme équivalent -1 |
Utilisations de la constante de Faraday
en électrolyse
La première utilisation qui a été donnée à la constante de Faraday est dans le domaine de l’électrolyse. Dans celui-ci, la constante de Faraday permet de déterminer la quantité de charge électrique qui doit être transférée pour produire une masse donnée d’une substance par électrolyse, ou la masse ou le nombre de moles de substance produite, compte tenu de la quantité d’électricité passée à travers la cellule. Cela se fait par la relation suivante :
Où I représente l’intensité du courant en ampères (A), t est le temps de fonctionnement en secondes (s), n e est le nombre de moles d’électrons transférés et F est la constante de Faraday. Le nombre de moles d’électrons peut être déterminé par stoechiométrie ou simplement au moyen de la masse du métal divisée par son poids équivalent :
Cette équation ou la précédente peut être résolue pour trouver la variable recherchée.
Équation de Nernts
Un autre cas dans lequel la constante de Faraday est utilisée est en électrochimie, en particulier dans l’utilisation de l’équation de Nernst. Cette équation permet de calculer le potentiel de réduction d’une électrode qui se trouve dans des conditions non standard (concentrations autres que 1M et/ou pressions de gaz autres que 1 atm.).
Cette équation est :
où Q est le quotient de réaction, E0 est le potentiel de réaction standard, n est le nombre d’électrons transférés dans la réaction, T est la température absolue, R est la constante des gaz parfaits et F est la constante de Faraday.
Le quotient réactionnel pour une réaction de type aA + bB → cC + dD, est donné par le quotient du produit des concentrations des produits portés à leurs coefficients stoechiométriques et du produit des concentrations des réactifs portés aux leurs :
Calcul du potentiel d’équilibre d’un ion dans la membrane cellulaire
L’équation de Nernst peut également être utilisée pour déterminer le potentiel des cellules de concentration, qui contiennent les mêmes solutés, mais à des concentrations différentes. Une application particulière de cette utilisation est dans le calcul du potentiel d’équilibre d’un ion qui se trouve à différentes concentrations des deux côtés de la membrane cellulaire.
Dans ce cas, le potentiel de réaction standard est nul (puisqu’aucune réaction chimique ne se produit) donc le potentiel d’équilibre est donné par :
où z représente la charge électrique de l’ion (avec tout son signe), et C à l’intérieur et C à l’extérieur sont les concentrations de l’ion à l’intérieur et à l’extérieur de la cellule, tous les autres facteurs étant les mêmes qu’auparavant.
Calcul de l’énergie libre de Gibbs
Enfin, une autre application de la constante de Faraday est dans le calcul de la variation d’énergie libre de Gibbs d’une réaction d’oxydo-réduction qui se produit dans une cellule électrochimique. Cette relation est donnée par :
Où E cellule est le potentiel de la cellule électrochimique, n le nombre d’électrons échangés et F est la constante de Faraday.
Il convient de mentionner que ce ne sont que quelques exemples de l’utilisation de la constante de Faraday en chimie. Il existe d’autres équations dans lesquelles cette constante apparaît.
Remarque sur faraday et farad
En effectuant des calculs en électrochimie et dans d’autres domaines, la constante de Faraday, F, apparaît fréquemment, comme nous venons de le voir. Mais il existe aussi une unité de charge appelée faraday (avec un petit f). Il faut veiller à ne pas confondre faraday avec la constante de Faraday car ils ne sont pas identiques.
Le faraday est une unité de charge électrique sans dimension qui est égale à la charge libérée par un gramme équivalent de substance impliquée dans une réaction électrochimique.
Michale Faraday a également réalisé des études sur l’électromagnétisme, y compris des études sur la capacité. En l’honneur de l’éminent scientifique anglais, l’unité fondamentale de la capacité électrique s’appelait le farad et n’a rien à voir avec le faraday ou la constante de Faraday.
Les références
NIST, Constantes physiques fondamentales
Bolívar, G. (2019, 31 juillet). Constante de Faraday : aspects expérimentaux, exemple, utilisations . condamné à perpétuité. https://www.lifeder.com/faraday-constant/
En ligneChang, R. (2008). Chimie physique pour les sciences chimiques et biologiques (3e éd.). ÉDUCATION DE MCGRAW HILL.
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chimie (11e éd.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
González, M. (2010, 16 novembre). Constante de Faraday . Le guide de la chimie. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-de-faraday
Chimie.ES. (s.d.). Constante de Faraday . https://www.quimica.es/enciclopedia/Constante_de_Faraday.html
