KONSTANTA FARADAY: ASPEK EKSPERIMENTAL, CONTOH, KEGUNAAN - KIMIA - 2025

The Faraday yang konstan adalah unit kuantitatif listrik yang sesuai dengan keuntungan atau kerugian dari satu mol elektron oleh elektroda; dan oleh karena itu, pada pelepasan 6,022 · 10 ²³ elektron.

Konstanta ini juga diwakili oleh huruf F, yang disebut Faraday. Satu F sama dengan 96.485 coulomb / mol. Dari kilat di langit badai, Anda mendapat gambaran tentang jumlah listrik dan F.

Sumber: Pixnio

Coulomb (c) didefinisikan sebagai jumlah muatan yang melewati titik tertentu pada sebuah konduktor, ketika 1 ampere arus listrik mengalir selama satu detik. Juga, satu ampere arus sama dengan satu coulomb per detik (C / s).

Ketika ada aliran 6,022 · 10 ²³ elektron (bilangan Avogadro), jumlah muatan listrik yang sesuai dapat dihitung. Bagaimana?

Mengetahui muatan elektron individu (1.602 · 10 ^-19 coulomb) dan mengalikannya dengan NA, bilangan Avogadro (F = Na · e ^- ). Hasilnya, seperti yang dijelaskan di awal, 96.485.3365 C / mol e ^- , biasanya dibulatkan menjadi 96.500C / mol.

Aspek eksperimental konstanta Faraday

Jumlah mol elektron yang dihasilkan atau dikonsumsi dalam suatu elektroda dapat diketahui dengan menentukan jumlah unsur yang diendapkan pada katoda atau anoda selama elektrolisis.

Nilai konstanta Faraday diperoleh dengan menimbang jumlah perak yang disimpan dalam elektrolisis dengan arus listrik tertentu; menimbang katoda sebelum dan sesudah elektrolisis. Juga, jika berat atom unsur tersebut diketahui, jumlah mol logam yang diendapkan pada elektroda dapat dihitung.

Karena hubungan antara jumlah mol logam yang diendapkan pada katoda selama elektrolisis dan jumlah mol elektron yang ditransfer dalam proses tersebut diketahui, hubungan dapat dibuat antara muatan listrik yang disuplai dan jumlahnya. jumlah mol elektron yang ditransfer.

Relasi yang ditunjukkan memberikan nilai konstan (96.485). Belakangan, nilai ini disebut, untuk menghormati peneliti Inggris, konstanta Faraday.

Michael Faraday

Michael Faraday, seorang peneliti Inggris, lahir di Newington, pada tanggal 22 September 1791. Ia meninggal di Hampton, pada tanggal 25 Agustus 1867, pada usia 75 tahun.

Ia mempelajari elektromagnetisme dan elektrokimia. Penemuannya meliputi induksi elektromagnetik, diamagnetisme, dan elektrolisis.

Hubungan antara mol elektron dan konstanta Faraday

Tiga contoh di bawah ini menggambarkan hubungan antara mol elektron yang ditransfer dan konstanta Faraday.

Na ⁺ dalam larutan air memperoleh satu elektron di katoda dan 1 mol logam Na diendapkan, mengkonsumsi 1 mol elektron yang sesuai dengan muatan 96.500 coulomb (1 F).

Mg ²⁺ dalam larutan air memperoleh dua elektron di katoda dan 1 mol logam Mg diendapkan, mengkonsumsi 2 mol elektron yang sesuai dengan muatan 2 × 96.500 coulomb (2 F).

Al ³⁺ dalam larutan air memperoleh tiga elektron di katoda dan 1 mol logam Al diendapkan, mengkonsumsi 3 mol elektron yang sesuai dengan muatan 3 × 96.500 coulomb (3 F).

Contoh numerik elektrolisis

Hitung massa tembaga (Cu) yang diendapkan pada katoda selama proses elektrolisis, dengan intensitas arus 2,5 ampere (C / s atau A) diterapkan selama 50 menit. Arus mengalir melalui larutan tembaga (II). Berat atom Cu = 63,5 g / mol.

Persamaan reduksi ion tembaga (II) menjadi logam tembaga adalah sebagai berikut:

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

63,5 g Cu (berat atom) disimpan di katoda untuk setiap 2 mol elektron yang setara dengan 2 (9,65 · 10 ⁴ coulomb / mol). Yaitu, 2 Faraday.

Pada bagian pertama, ditentukan jumlah coulomb yang melewati sel elektrolitik. 1 ampere sama dengan 1 coulomb / detik.

C = 50 menit x 60 detik / menit x 2,5 C / detik

7,5 x 10 ³ C.

Kemudian, untuk menghitung massa tembaga yang diendapkan oleh arus listrik yang mensuplai 7,5 x 10 ³ C digunakan konstanta Faraday:

g Cu = 7,5 10 ³ C x 1 mol e ^- / 9,65 10 ⁴ C x 63,5 g Cu / 2 mol e ^-

2,47 g Cu

Hukum Faraday untuk elektrolisis

Hukum Pertama

Massa zat yang diendapkan pada elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang ditransfer ke elektroda. Ini adalah pernyataan yang diterima dari hukum pertama Faraday, yang ada, di antara pernyataan lain, sebagai berikut:

Jumlah zat yang mengalami oksidasi atau reduksi pada setiap elektroda berbanding lurus dengan jumlah listrik yang melewati sel.

Hukum pertama Faraday dapat diungkapkan secara matematis sebagai berikut:

m = (Q / F) x (M / z)

m = massa zat yang diendapkan pada elektroda (gram).

Q = muatan listrik yang melewati larutan dalam coulomb.

F = Konstanta Faraday.

M = berat atom unsur

Z = nomor valensi elemen.

M / z melambangkan bobot ekuivalen.

Hukum kedua

Jumlah bahan kimia yang tereduksi atau teroksidasi pada elektroda sebanding dengan berat ekuivalennya.

Hukum kedua Faraday dapat ditulis sebagai berikut:

m = (Q / F) x PEq

Gunakan untuk memperkirakan potensial kesetimbangan elektrokimia sebuah ion

Pengetahuan tentang potensial kesetimbangan elektrokimia dari ion yang berbeda penting dalam elektrofisiologi. Itu dapat dihitung dengan menerapkan rumus berikut:

Vion = (RT / zF) Ln (C1 / C2)

Vion = potensial kesetimbangan elektrokimia sebuah ion

R = konstanta gas, dinyatakan sebagai: 8,31 J.mol ^-1 . K

T = suhu dinyatakan dalam derajat Kelvin

Ln = logaritma natural atau natural

z = valensi ion

F = Konstanta Faraday

C1 dan C2 adalah konsentrasi ion yang sama. C1 dapat berupa, misalnya, konsentrasi ion di luar sel, dan C2, konsentrasinya di dalam sel.

Ini adalah contoh penggunaan konstanta Faraday dan bagaimana pembentukannya sangat bermanfaat dalam banyak bidang penelitian dan pengetahuan.

Referensi

1. Wikipedia. (2018). Konstanta Faraday. Dipulihkan dari: en.wikipedia.org
2. Praktek Sains. (27 Maret 2013). Elektrolisis Faraday. Diperoleh dari: prakticaciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Manual Fisiologi dan Biofisika. 2 ^memberikan Edisi. Editorial Clemente Editor CA
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Kimia. (Edisi ke-8). CENGAGE Learning.
5. Giunta C. (2003). Elektrokimia Faraday. Diperoleh dari: web.lemoyne.edu