Tabla de Contenidos
Faradays konstant , repræsenteret ved symbolet F , er en af de grundlæggende konstanter i fysik og kemi og repræsenterer den absolutte værdi eller størrelsen af den elektriske ladning af et mol elektroner . Konstanten er opkaldt efter fysikeren og kemikeren Michael Faraday, som udførte vigtige undersøgelser af elektromagnetisme og elektrokemi, især om elektrolyseprocessen. Det er en konstant, der ofte bruges i fysiske og kemiske beregninger, der involverer et stort antal ladningsbærere, såsom ioner eller elektroner.
Faradays konstante ligning
Fordi det repræsenterer værdien af ladningen på et mol elektroner, kan Faradays konstant udtrykkes i form af ladningen på hver elektron og antallet af elektroner i et mol elektroner. Ladningen af hver elektron er intet andet end den elementære ladning, e , en af de vigtigste universelle konstanter i fysik. På den anden side er antallet af elektroner til stede i et mol elektroner givet af Avogadros tal, N A , så Faradays konstant kan udtrykkes som:
Værdien af Faradays konstant
Som enhver konstant, der ikke er dimensionsløs, afhænger værdien af Faradays konstant af de enheder, den er udtrykt i. Værdien af denne konstant, som i øjeblikket accepteres af United States National Institute of Standards and Technology (NIST) i det internationale system af enheder (SI), er:
Det er dog almindeligt at bruge denne konstant i andre enheder for at undgå behovet 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-ækvivalent -1 |
| F = | 96,48533212 kJ.V -1 . gramækvivalent -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 .gram-ækvivalent -1 |
| F = | 23,06054783 kcal.V -1 . gramækvivalent -1 |
Brug af Faradays konstant
i elektrolyse
Den første anvendelse, der blev givet til Faradays konstant, er inden for elektrolyse. I den tillader Faradays konstant at bestemme mængden af elektrisk ladning, der skal overføres for at producere en given masse af et stof ved elektrolyse, eller massen eller antallet af producerede mol stof, givet mængden af elektricitet, der passerer gennem cellen. Dette gøres gennem følgende forhold:
Hvor I repræsenterer strømintensiteten i ampere (A), t er køretiden i sekunder (s), n e er antallet af overførte mol af elektroner, og F er Faradays konstant. Antallet af mol elektroner kan bestemmes ved støkiometri eller blot ved hjælp af metallets masse divideret med dets ækvivalentvægt:
Denne eller den foregående ligning kan løses for at finde den ønskede variabel.
Nernts ligning
Et andet tilfælde, hvor Faradays konstant bruges, er i elektrokemi, specifikt i brugen af Nernst-ligningen. Denne ligning gør det muligt at beregne reduktionspotentialet for en elektrode, der findes under ikke-standardforhold (andre koncentrationer end 1M og/eller andre gastryk end 1 atm.).
Denne ligning er:
hvor Q er reaktionskvotienten, E0 er standardreaktionspotentialet, n er antallet af elektroner, der overføres i reaktionen, T er den absolutte temperatur, R er den ideelle gaskonstant, og F er Faradays konstant.
Reaktionskvotienten for en reaktion af typen aA + bB → cC + dD, er givet ved kvotienten af produktet af koncentrationerne af produkterne hævet til deres støkiometriske koefficienter og produktet af koncentrationerne af reaktanterne hævet til deres:
Beregning af ligevægtspotentialet for en ion i cellemembranen
Nernst-ligningen kan også bruges til at bestemme potentialet for koncentrationsceller, som indeholder de samme opløste stoffer, men i forskellige koncentrationer. En særlig anvendelse af denne anvendelse er i beregningen af ligevægtspotentialet for en ion, der findes i forskellige koncentrationer på begge sider af cellemembranen.
I dette tilfælde er standardreaktionspotentialet nul (da ingen kemisk reaktion forekommer), så ligevægtspotentialet er givet ved:
hvor z repræsenterer ionens elektriske ladning (med hele dens fortegn), og C inde og C udenfor er koncentrationen af ionen i og uden for cellen, alle andre faktorer er de samme som før.
Gibbs gratis energiberegning
Endelig er en anden anvendelse af Faradays konstant i beregningen af Gibbs frie energivariation af en oxidations-reduktionsreaktion, der forekommer i en elektrokemisk celle. Dette forhold er givet af:
Hvor E- celle er potentialet for den elektrokemiske celle, n antallet af udvekslede elektroner og F er Faradays konstant.
Det er værd at nævne, at dette blot er nogle få eksempler på brugen af Faradays konstant i kemi. Der er andre ligninger, hvor denne konstant kommer frem.
Bemærk om faraday og farad
Ved udførelse af beregninger inden for elektrokemi og andre områder optræder Faradays konstant, F, hyppigt, som vi lige har set. Men der er også en afgiftsenhed kaldet en faraday (med et lille f). Man skal passe på ikke at forveksle faraday med Faradays konstante, da de ikke er ens.
Faradagen er en dimensionsløs enhed af elektrisk ladning, der er lig med ladningen frigivet af en gram-ækvivalent stof involveret i en elektrokemisk reaktion.
Michale Faraday udførte også undersøgelser af elektromagnetisme, herunder undersøgelser af kapacitans. Til ære for den fremtrædende engelske videnskabsmand blev den grundlæggende enhed for elektrisk kapacitans kaldt farad og har intet at gøre med faraday eller Faradays konstant.
Referencer
NIST, Fundamental Physical Constants
Bolívar, G. (2019, 31. juli). Faradays konstant: Eksperimentelle aspekter, eksempel, anvendelser . livsvarigt. https://www.lifeder.com/faraday-constant/
Chang, R. (2008). Fysisk kemi for de kemiske og biologiske videnskaber (3. udg.). MCGRAW HILL UDDANNELSE.
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Kemi (11. udgave). McGraw-Hill Interamericana de España SL
González, M. (2010, 16. november). Faradays konstant . Kemiguiden. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-de-faraday
Chemistry.ES. (n.d.). Faradays konstant . https://www.quimica.es/enciclopedia/Constante_de_Faraday.html
