Care este constanta lui Faraday?

Artículo revisado y aprobado por nuestro equipo editorial, siguiendo los criterios de redacción y edición de YuBrain.


Constanta lui Faraday , reprezentată de simbolul F , este una dintre constantele fundamentale din fizică și chimie și reprezintă valoarea sau mărimea absolută a sarcinii electrice a unui mol de electroni . Constanta este numită după fizicianul și chimistul Michael Faraday, care a efectuat studii importante asupra electromagnetismului și electrochimiei, în special asupra procesului de electroliză. Este o constantă care este frecvent utilizată în calculele fizice și chimice care implică un număr mare de purtători de sarcină, cum ar fi ionii sau electronii.

Ecuația constantă a lui Faraday

Deoarece reprezintă valoarea sarcinii pe un mol de electroni, constanta lui Faraday poate fi exprimată în termeni de sarcină pe fiecare electron și numărul de electroni dintr-un mol de electroni. Sarcina fiecărui electron nu este altceva decât sarcina elementară, e , una dintre cele mai importante constante universale din fizică. Pe de altă parte, numărul de electroni prezenți într-un mol de electroni este dat de numărul lui Avogadro, N A , astfel încât constanta lui Faraday poate fi exprimată astfel:

Care este ecuația constantă a lui Faraday

Valoarea constantei lui Faraday

Ca orice constantă care nu este adimensională, valoarea constantei lui Faraday depinde de unitățile în care este exprimată. Valoarea acestei constante acceptată în prezent de Institutul Național de Standarde și Tehnologie al Statelor Unite (NIST) în sistemul internațional de unități (SI) este:

Care este valoarea constantă a lui Faraday în coulombi pe mol

Cu toate acestea, este obișnuit să folosiți această constantă în alte unități pentru a evita necesitatea conversiilor în timpul calculelor:

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 .echivalent gram -1
F =  96,48533212 kJ.V -1 . echivalent gram -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 .echivalent gram -1
F =  23,06054783 kcal.V -1 . echivalent gram -1

Utilizări ale constantei lui Faraday

în electroliză

Prima utilizare care a fost dată constantei lui Faraday este în domeniul electrolizei. În ea, constanta lui Faraday permite determinarea cantității de sarcină electrică care trebuie transferată pentru a produce o anumită masă a unei substanțe prin electroliză, sau masa sau numărul de moli de substanță produși, având în vedere cantitatea de electricitate trecută prin celulă. Acest lucru se realizează prin următoarea relație:

ecuația electrolizei și constanta lui Faraday

Unde I reprezintă intensitatea curentului în amperi (A), t este timpul de rulare în secunde (s), n e este numărul de moli de electroni transferați și F este constanta lui Faraday. Numărul de moli de electroni poate fi determinat prin stoichiometrie sau pur și simplu prin intermediul masei metalului împărțit la greutatea sa echivalentă:

ecuația electrolizei și constanta lui Faraday

Această ecuație sau cea anterioară poate fi rezolvată pentru a găsi variabila dorită.

Ecuația Nernts

Un alt caz în care este folosită constanta lui Faraday este în electrochimie, în special în utilizarea ecuației Nernst. Această ecuație face posibilă calcularea potențialului de reducere al unui electrod care se găsește în condiții nestandard (concentrații altele decât 1M și/sau presiuni ale gazului altele decât 1 atm.).

Această ecuație este:

Ecuația lui Nernts și constanta lui Faraday

unde Q este coeficientul de reacție, E0 este potențialul de reacție standard, n este numărul de electroni transferați în reacție, T este temperatura absolută, R este constanta gazului ideal și F este constanta lui Faraday.

Coeficientul de reacție pentru o reacție de tip aA + bB → cC + dD, este dat de câtul dintre produsul concentrațiilor produselor ridicate la coeficienții lor stoichiometrici și produsul concentrațiilor reactanților ridicați la ai lor:

Ecuația lui Nernts și constanta lui Faraday

Calculul potențialului de echilibru al unui ion din membrana celulară

Ecuația Nernst poate fi folosită și pentru a determina potențialul celulelor de concentrare, care conțin aceleași substanțe dizolvate, dar la concentrații diferite. O aplicație specială a acestei utilizări este în calcularea potențialului de echilibru al unui ion care se găsește la concentrații diferite pe ambele părți ale membranei celulare.

În acest caz, potențialul de reacție standard este zero (deoarece nu are loc nicio reacție chimică), astfel încât potențialul de echilibru este dat de:

celulele de echilibru și concentrație ale membranei și constanta lui Faraday

unde z reprezintă sarcina electrică a ionului (cu tot semnul său), iar C în interior și C în exterior sunt concentrațiile ionului în interiorul și în afara celulei, toți ceilalți factori fiind la fel ca înainte.

Calculul energiei libere Gibbs

În cele din urmă, o altă aplicație a constantei lui Faraday este în calculul variației de energie liberă Gibbs a unei reacții de oxidare-reducere care are loc într-o celulă electrochimică. Această relație este dată de:

Energia liberă Gibbs și constanta lui Faraday

Unde celula E este potențialul celulei electrochimice, n numărul de electroni schimbați și F este constanta lui Faraday.

Merită menționat că acestea sunt doar câteva exemple de utilizare a constantei lui Faraday în chimie. Există și alte ecuații în care această constantă iese la lumină.

Notă despre faraday și farad

În efectuarea calculelor în electrochimie și în alte domenii, constanta lui Faraday, F, apare frecvent, așa cum tocmai am văzut. Dar există și o unitate de încărcare numită faraday (cu f mic). Trebuie avut grijă să nu confundați faraday cu constanta lui Faraday, deoarece acestea nu sunt la fel.

Faraday este o unitate adimensională de sarcină electrică care este egală cu sarcina eliberată de un echivalent-gram de substanță implicată într-o reacție electrochimică.

Michale Faraday a realizat și studii despre electromagnetism, inclusiv studii despre capacitate. În onoarea proeminentului om de știință englez, unitatea fundamentală a capacității electrice a fost numită farad și nu are nimic de-a face cu faraday sau constanta lui Faraday.

Referințe

NIST, Constante fizice fundamentale

Bolívar, G. (2019, 31 iulie). Constanta lui Faraday: aspecte experimentale, exemplu, utilizări . pe viaţă. https://www.lifeder.com/faraday-constant/

Chang, R. (2008). Chimie fizică pentru științe chimice și biologice (ed. a III-a). MCGRAW HILL EDUCAȚIE.

Chang, R. și Goldsby, K. (2013). Chimie (ed. a 11-a). McGraw-Hill Interamericana de España SL

González, M. (2010, 16 noiembrie). constanta lui Faraday . Ghidul de chimie. https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-de-faraday

Chimie.ES. (n.d.). constanta lui Faraday . https://www.quimica.es/enciclopedia/Constante_de_Faraday.html

-Publicitate-

mm
Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

Artículos relacionados