Tabla de Contenidos
A Faraday-állandó , amelyet az F szimbólum képvisel , a fizika és a kémia egyik alapvető állandója, és egy mól elektron elektromos töltésének abszolút értékét vagy nagyságát jelenti . Az állandó nevét Michael Faraday fizikusról és vegyészről kapta, aki fontos tanulmányokat végzett az elektromágnesességről és az elektrokémiáról, különösen az elektrolízis folyamatáról. Ez egy olyan állandó, amelyet gyakran használnak nagyszámú töltéshordozót, például ionokat vagy elektronokat érintő fizikai és kémiai számításokban.
Faraday konstans egyenlete
Mivel ez egy mól elektron töltésének értékét jelenti, a Faraday-állandó kifejezhető az egyes elektronok töltése és az egy mól elektronban lévő elektronok számával. Az egyes elektronok töltése nem más, mint az elemi töltés, e , a fizika egyik legfontosabb univerzális állandója. Másrészt az egy mól elektronban jelenlévő elektronok számát Avogadro N A száma adja meg , így a Faraday-állandó a következőképpen fejezhető ki:
Faraday állandó értéke
Mint minden olyan állandó, amely nem dimenzió nélküli, a Faraday-állandó értéke attól függ, hogy milyen egységekben van kifejezve. Ennek az állandónak az Egyesült Államok Nemzeti Szabványügyi és Technológiai Intézete (NIST) által a nemzetközi mértékegységrendszerben (SI) jelenleg elfogadott értéke:
Azonban gyakran használják ezt az állandót más mértékegységekben, hogy elkerüljék az átalakítások szükségességét a számítások során:
| 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 .gram-egyenérték -1 |
| F = | 96,48533212 kJ.V -1 . gramm egyenértékű -1 |
| F = | 23 060,54783 kal.V -1 .mol -1 |
| F = | 23,06054783 kcal.V -1 .mol -1 |
| F = | 23 060.54783 cal.V -1 .gram-egyenérték -1 |
| F = | 23,06054783 kcal.V -1 . gramm egyenértékű -1 |
A Faraday-konstans felhasználása
az elektrolízisben
A Faraday-állandót először az elektrolízis területén használták fel. Ebben a Faraday-állandó lehetővé teszi annak meghatározását, hogy mekkora elektromos töltést kell átvinni egy adott tömegű anyag elektrolízissel történő előállításához, vagy az előállított anyag tömegét vagy mólszámát, figyelembe véve a cellán áthaladó elektromosság mennyiségét. Ez a következő kapcsolaton keresztül történik:
Ahol I az áram intenzitása amperben (A), t a futási idő másodpercben (s), n e az átvitt elektronok móljainak száma, F pedig Faraday-állandó. Az elektronok móljainak számát sztöchiometriával vagy egyszerűen úgy határozhatjuk meg, hogy a fém tömegét elosztjuk egyenértékű tömegével:
Ez az egyenlet vagy az előző egyenlet megoldható a kívánt változó megtalálásához.
Nernts egyenlet
Egy másik eset, amikor a Faraday-állandót használják, az elektrokémia, különösen a Nernst-egyenlet alkalmazása. Ez az egyenlet lehetővé teszi egy olyan elektróda redukciós potenciáljának kiszámítását, amely nem szabványos körülmények között található (1M-tól eltérő koncentráció és/vagy 1 atm-től eltérő gáznyomás).
Ez az egyenlet:
ahol Q a reakcióhányados, E0 a standard reakciópotenciál, n a reakcióban átvitt elektronok száma, T az abszolút hőmérséklet, R az ideális gázállandó és F a Faraday-állandó.
Az aA + bB → cC + dD típusú reakció reakcióhányadosát a termékek sztöchiometrikus együtthatóira emelt koncentrációinak és a reaktánsok a sajátjukra emelt koncentrációinak szorzatának a hányadosa adja:
Egy ion egyensúlyi potenciáljának kiszámítása a sejtmembránban
A Nernst-egyenlet felhasználható azon koncentrációsejtek potenciáljának meghatározására is, amelyek azonos oldott anyagokat tartalmaznak, de eltérő koncentrációban. Ennek a felhasználásnak egy speciális alkalmazása egy olyan ion egyensúlyi potenciáljának kiszámítása, amely a sejtmembrán mindkét oldalán különböző koncentrációkban található.
Ebben az esetben a standard reakciópotenciál nulla (mivel kémiai reakció nem megy végbe), így az egyensúlyi potenciált a következő képlet adja:
ahol z az ion elektromos töltése (minden előjelével), C belül és C kívül pedig az ion sejten belüli és kívüli koncentrációja, minden más tényező ugyanaz, mint korábban.
Gibbs ingyenes energia számítás
Végül a Faraday-állandó egy másik alkalmazása egy elektrokémiai cellában végbemenő oxidációs-redukciós reakció Gibbs-szabadenergia-változatának kiszámításában. Ezt a kapcsolatot a következő adja:
Ahol E cella az elektrokémiai cella potenciálja, n a kicserélt elektronok száma és F a Faraday-állandó.
Érdemes megemlíteni, hogy ez csak néhány példa a Faraday-konstans kémiában való használatára. Vannak más egyenletek is, amelyekben ez az állandó napvilágra kerül.
Megjegyzés a faradayról és a faradról
Az elektrokémiai és más területeken végzett számítások során gyakran megjelenik a Faraday-állandó, az F, amint azt az imént láttuk. De létezik egy faraday nevű töltési egység is (kis f-vel). Ügyelni kell arra, hogy ne keverjük össze a faraday-t a Faraday-állandóval, mivel ezek nem ugyanazok.
A faraday az elektromos töltés dimenzió nélküli egysége, amely egyenlő az elektrokémiai reakcióban részt vevő egy gramm-ekvivalens anyag által felszabaduló töltéssel.
Michale Faraday elektromágnesességgel kapcsolatos tanulmányokat is végzett, beleértve a kapacitás vizsgálatait is. A kiemelkedő angol tudós tiszteletére az elektromos kapacitás alapegységét faradnak nevezték, és semmi köze a faraday-állandóhoz vagy a Faraday-állandóhoz.
Hivatkozások
NIST, Fundamental Physical Constants
Bolívar, G. (2019, július 31.). Faraday-konstans: Kísérleti szempontok, példa, felhasználás . életfogytiglani büntetés. https://www.lifeder.com/faraday-constant/
Chang, R. (2008). Fizikai kémia a kémiai és biológiai tudományok számára (3. kiadás). MCGRAW HILL OKTATÁS.
Chang, R. és Goldsby, K. (2013). Kémia (11. kiadás). McGraw-Hill Interamericana de España SL
González, M. (2010, november 16.). Faraday állandó . A kémia útmutató. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-de-faraday
Kémia.ES. (n.d.). Faraday állandó . https://www.quimica.es/enciclopedia/Constante_de_Faraday.html
