ثابت فاراداي: الجوانب التجريبية ، مثال ، الاستخدامات - كيمياء - 2026

و ثابت فاراداي هو وحدة الكمية من الكهرباء الذي يتوافق مع الربح أو الخسارة من مول واحد من الإلكترونات من القطب. وبالتالي ، عند مرور 6.022 × 10 ²³ إلكترونًا.

يتم تمثيل هذا الثابت أيضًا بالحرف F ، المسمى فاراداي. واحد F يساوي 96485 كولوم / مول. من البرق في سماء عاصفة تحصل على فكرة عن كمية الكهرباء F.

المصدر: Pixnio

يُعرَّف الكولوم (c) بأنه مقدار الشحنة التي تمر عبر نقطة معينة على الموصل ، عندما يتدفق 1 أمبير من التيار الكهربائي لمدة ثانية واحدة. أيضا ، أمبير واحد من التيار يساوي كولوم واحد في الثانية (C / s).

عندما يكون هناك تدفق 6.022 · 10 ²³ إلكترونًا (رقم أفوجادرو) ، يمكن حساب كمية الشحنة الكهربائية التي تقابلها. كيف؟

معرفة شحنة الإلكترون الفردي (1602 · 10 ^-19 كولوم) وضربها في NA ، رقم أفوجادرو (F = Na · e ^-). والنتيجة ، كما تم تعريفها في البداية ، هي 96،485.3365 C / mol e ^- ، وعادة ما يتم تقريبها إلى 96،500 درجة مئوية / مول.

الجوانب التجريبية لثابت فاراداي

يمكن معرفة عدد مولات الإلكترونات التي يتم إنتاجها أو استهلاكها في قطب كهربائي عن طريق تحديد كمية العنصر التي يتم ترسيبها على القطب السالب أو الأنود أثناء التحليل الكهربائي.

تم الحصول على قيمة ثابت فاراداي بوزن كمية الفضة المودعة في التحليل الكهربائي بواسطة تيار كهربائي معين ؛ وزن الكاثود قبل وبعد التحليل الكهربائي. أيضًا ، إذا كان الوزن الذري للعنصر معروفًا ، فيمكن حساب عدد مولات المعدن المترسب على القطب.

نظرًا لأن العلاقة بين عدد مولات المعدن التي يتم ترسيبها على الكاثود أثناء التحليل الكهربائي وعدد مولات الإلكترونات التي يتم نقلها في العملية معروفة ، يمكن إنشاء علاقة بين الشحنة الكهربائية الموردة والعدد من مولات الإلكترونات المنقولة.

العلاقة المشار إليها تعطي قيمة ثابتة (96485). في وقت لاحق ، سميت هذه القيمة ، تكريما للباحث الإنجليزي ، بثابت فاراداي.

مايكل فارادي

مايكل فاراداي ، باحث بريطاني ، ولد في نيوينجتون في 22 سبتمبر 1791. وتوفي في هامبتون في 25 أغسطس 1867 عن عمر يناهز 75 عامًا.

درس الكهرومغناطيسية والكيمياء الكهربائية. تشمل اكتشافاته الحث الكهرومغناطيسي ، والنفاذية المغناطيسية ، والتحليل الكهربائي.

العلاقة بين مولات الإلكترونات وثابت فاراداي

توضح الأمثلة الثلاثة أدناه العلاقة بين مولات الإلكترونات المنقولة وثابت فاراداي.

يكتسب Na ⁺ في محلول مائي إلكترونًا واحدًا عند الكاثود ويترسب مول واحد من Na المعدني ، ويستهلك 1 مول من الإلكترونات المقابلة لشحنة مقدارها 96500 كولوم (1 فهرنهايت).

يكتسب Mg ²⁺ في محلول مائي إلكترونين عند الكاثود ويترسب مول واحد من Mg المعدني ، ويستهلك 2 مول من الإلكترونات التي تتوافق مع شحنة 2 × 96500 كولوم (2 فهرنهايت).

يكتسب Al ³⁺ في محلول مائي ثلاثة إلكترونات عند الكاثود ويترسب مول واحد من Al المعدني ، ويستهلك 3 مولات من الإلكترونات المقابلة لشحنة تبلغ 3 × 96500 كولوم (3 فهرنهايت).

مثال رقمي للتحليل الكهربائي

احسب كتلة النحاس (Cu) التي تترسب على الكاثود أثناء عملية التحليل الكهربائي ، مع شدة تيار 2.5 أمبير (C / s أو A) مطبقة لمدة 50 دقيقة. يتدفق التيار عبر محلول من النحاس (II). الوزن الذري للنحاس = 63.5 جم / مول.

معادلة اختزال أيونات النحاس (II) إلى النحاس المعدني هي كما يلي:

نحاس ² + + 2 هـ ^- => نحاس

يتم ترسيب 63.5 جم من النحاس (الوزن الذري) على الكاثود لكل 2 مول من الإلكترونات وهو ما يعادل 2 (9.65 · 10 ⁴ كولوم / مول). هذا هو ، 2 فاراداي.

في الجزء الأول ، يتم تحديد عدد كولوم التي تمر عبر الخلية الإلكتروليتية. 1 أمبير يساوي 1 كولوم / ثانية.

C = 50 دقيقة × 60 ثانية / دقيقة × 2.5 درجة مئوية / ثانية

7.5 × 10 ³ درجة مئوية

بعد ذلك ، لحساب كتلة النحاس المودعة بواسطة تيار كهربائي يوفر 7.5 × 10 ³ درجة مئوية ، يتم استخدام ثابت فاراداي:

جم النحاس = 7.5 10 ³ سي × 1 مول e ^- / 9.65 10 ⁴ درجة مئوية × 63.5 جم نحاس / 2 جزيء جرامي ه ^-

2.47 جرام نحاس

قوانين فاراداي للتحليل الكهربائي

القانون الأول

تتناسب كتلة المادة المودعة على القطب بشكل مباشر مع كمية الكهرباء المنقولة إلى القطب. هذا بيان مقبول لقانون فاراداي الأول ، والذي يوجد ، من بين بيانات أخرى ، ما يلي:

تتناسب كمية المادة التي تخضع للأكسدة أو الاختزال عند كل قطب بشكل مباشر مع كمية الكهرباء التي تمر عبر الخلية.

يمكن التعبير عن قانون فاراداي الأول رياضيًا على النحو التالي:

م = (س / ف) س (م / ض)

م = كتلة المادة المترسبة على القطب (بالجرام).

Q = الشحنة الكهربائية التي مرت عبر المحلول في كولوم.

F = ثابت فاراداي.

M = الوزن الذري للعنصر

Z = رقم التكافؤ للعنصر.

تمثل M / z الوزن المكافئ.

القانون الثاني

تتناسب الكمية المخفضة أو المؤكسدة من مادة كيميائية على قطب كهربائي مع وزنها المكافئ.

يمكن كتابة قانون فاراداي الثاني على النحو التالي:

م = (Q / F) x PEq

تستخدم في تقدير إمكانات التوازن الكهروكيميائي لأيون

تعتبر معرفة إمكانات التوازن الكهروكيميائي للأيونات المختلفة مهمة في الفيزيولوجيا الكهربية. يمكن حسابها بتطبيق الصيغة التالية:

فيون = (RT / zF) Ln (C1 / C2)

Vion = جهد التوازن الكهروكيميائي لأيون

R = ثابت الغاز ، معبرًا عنه بـ: 8.31 Jmol ^-1. ك

T = درجة الحرارة معبرًا عنها بالدرجات كلفن

Ln = اللوغاريتم الطبيعي أو الطبيعي

ض = تكافؤ الأيون

F = ثابت فاراداي

C1 و C2 هي تركيزات نفس الأيون. يمكن أن يكون C1 ، على سبيل المثال ، تركيز الأيون خارج الخلية ، و C2 ، تركيزه داخل الخلية.

هذا مثال على استخدام ثابت فاراداي وكيف كان لتأسيسه فائدة كبيرة في العديد من مجالات البحث والمعرفة.

المراجع

1. ويكيبيديا. (2018). ثابت فاراداي. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
2. ممارسة العلوم. (27 مارس 2013). التحليل الكهربائي فاراداي. تم الاسترجاع من: Practiceicaciencia.blogspot.com
3. مونتوريانو ، ر. (1995). دليل علم وظائف الأعضاء والفيزياء الحيوية. 2 ^يعطي الطبعة. التحرير Clemente Editores CA
4. ويتن ، ديفيس ، بيك وستانلي. (2008). كيمياء. (الطبعة الثامنة). سينجاج ليرنينج.
5. جيونتا سي (2003). فاراداي للكيمياء الكهربائية. تم الاسترجاع من: web.lemoyne.edu