Tabla de Contenidos
Faradays konstant , representert ved symbolet F , er en av de grunnleggende konstantene i fysikk og kjemi og representerer den absolutte verdien eller størrelsen på den elektriske ladningen til ett mol elektroner . Konstanten er oppkalt etter fysikeren og kjemikeren Michael Faraday, som utførte viktige studier på elektromagnetisme og elektrokjemi, spesielt på elektrolyseprosessen. Det er en konstant som ofte brukes i fysiske og kjemiske beregninger som involverer et stort antall ladningsbærere, som ioner eller elektroner.
Faradays konstante ligning
Fordi den representerer verdien av ladningen på ett mol elektroner, kan Faradays konstant uttrykkes i form av ladningen på hvert elektron og antall elektroner i ett mol elektroner. Ladningen til hvert elektron er ikke noe mer enn den elementære ladningen, e , en av de viktigste universelle konstantene i fysikk. På den annen side er antallet elektroner som er tilstede i et mol elektroner gitt av Avogadros tall, N A , så Faradays konstant kan uttrykkes som:
Verdien av Faradays konstant
Som enhver konstant som ikke er dimensjonsløs, avhenger verdien av Faradays konstant av enhetene den er uttrykt i. Verdien av denne konstanten som for tiden er akseptert av United States National Institute of Standards and Technology (NIST) i det internasjonale enhetssystemet (SI) er:
Det er imidlertid vanlig å bruke denne konstanten i andre enheter for å unngå behov for konverteringer under beregninger:
| 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-ekvivalent -1 |
| F = | 96,48533212 kJ.V -1 . gram-ekvivalent -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-ekvivalent -1 |
| F = | 23,06054783 kcal.V -1 . gram-ekvivalent -1 |
Bruk av Faradays konstant
i elektrolyse
Den første bruken som ble gitt til Faradays konstant er innen elektrolyse. I den tillater Faradays konstant å bestemme mengden elektrisk ladning som må overføres for å produsere en gitt masse av et stoff ved elektrolyse, eller massen eller antall mol stoff som produseres, gitt mengden elektrisitet som passerer gjennom cellen. Dette gjøres gjennom følgende forhold:
Der I representerer strømintensiteten i ampere (A), t er kjøretiden i sekunder (s), n e er antall mol elektroner som overføres og F er Faradays konstant. Antallet mol elektroner kan bestemmes ved støkiometri eller ganske enkelt ved hjelp av metallets masse delt på dets ekvivalente vekt:
Denne ligningen eller den forrige kan løses for å finne ønsket variabel.
Nernts ligning
Et annet tilfelle der Faradays konstant brukes er i elektrokjemi, spesielt i bruken av Nernst-ligningen. Denne ligningen gjør det mulig å beregne reduksjonspotensialet til en elektrode som finnes under ikke-standard forhold (andre konsentrasjoner enn 1M og/eller andre gasstrykk enn 1 atm.).
Denne ligningen er:
hvor Q er reaksjonskvotienten, E0 er standard reaksjonspotensial, n er antall elektroner som overføres i reaksjonen, T er den absolutte temperaturen, R er den ideelle gasskonstanten og F er Faradays konstant.
Reaksjonskvotienten for en reaksjon av type aA + bB → cC + dD, er gitt av kvotienten av produktet av konsentrasjonene av produktene hevet til deres støkiometriske koeffisienter og produktet av konsentrasjonene av reaktantene hevet til deres:
Beregning av likevektspotensialet til et ion i cellemembranen
Nernst-ligningen kan også brukes til å bestemme potensialet til konsentrasjonsceller, som inneholder de samme oppløste stoffene, men i forskjellige konsentrasjoner. En spesiell anvendelse av denne bruken er i beregningen av likevektspotensialet til et ion som finnes i forskjellige konsentrasjoner på begge sider av cellemembranen.
I dette tilfellet er standard reaksjonspotensial null (siden ingen kjemisk reaksjon skjer), så likevektspotensialet er gitt av:
der z representerer den elektriske ladningen til ionet (med alt dets fortegn), og C innenfor og C utenfor er konsentrasjonene av ionet i og utenfor cellen, alle andre faktorer er de samme som før.
Gibbs gratis energiberegning
Til slutt er en annen anvendelse av Faradays konstant i beregningen av Gibbs frie energivariasjon av en oksidasjons-reduksjonsreaksjon som skjer i en elektrokjemisk celle. Dette forholdet er gitt av:
Der E- celle er potensialet til den elektrokjemiske cellen, n antall utvekslede elektroner og F er Faradays konstant.
Det er verdt å nevne at dette bare er noen få eksempler på bruken av Faradays konstant i kjemi. Det er andre ligninger der denne konstanten kommer til syne.
Merknad om faraday og farad
Ved utførelse av beregninger innen elektrokjemi og andre områder dukker Faradays konstant, F, ofte opp, som vi nettopp har sett. Men det er også en kostnadsenhet som kalles en faraday (med en liten f). Man må passe på å ikke forveksle faraday med Faradays konstante, da de ikke er de samme.
Faradagen er en dimensjonsløs enhet av elektrisk ladning som er lik ladningen som frigjøres av én gram-ekvivalent stoff som er involvert i en elektrokjemisk reaksjon.
Michale Faraday utførte også studier på elektromagnetisme, inkludert studier på kapasitans. Til ære for den fremtredende engelske vitenskapsmannen ble den grunnleggende enheten for elektrisk kapasitans kalt farad og har ingenting å gjøre med faraday eller Faradays konstant.
Referanser
NIST, Fundamental Physical Constants
Bolívar, G. (2019, 31. juli). Faradays konstant: Eksperimentelle aspekter, eksempel, bruk . livsvarig. https://www.lifeder.com/faraday-constant/
Chang, R. (2008). Fysisk kjemi for kjemiske og biologiske vitenskaper (3. utgave). MCGRAW HILL UTDANNING.
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kjemi (11. utgave). McGraw-Hill Interamericana de España SL
González, M. (2010, 16. november). Faradays konstant . Kjemiguiden. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-de-faraday
Chemistry.ES. (n.d.). Faradays konstant . https://www.quimica.es/enciclopedia/Constante_de_Faraday.html
