CONSTANTE DE FARADAY: ASPECTOS EXPERIMENTAIS, EXEMPLO, USOS - QUÍMICA - 2024

A constante de Faraday é uma unidade quantitativa de eletricidade que corresponde ao ganho ou perda de um mol de elétrons por um eletrodo; e, portanto, na passagem de 6.022 · 10 ²³ elétrons.

Essa constante também é representada pela letra F, chamada de Faraday. Um F é igual a 96.485 coulomb / mole. Dos raios em céus tempestuosos, você tem uma ideia da quantidade de eletricidade e F.

Fonte: Pixnio

O coulomb (c) é definido como a quantidade de carga que passa por um determinado ponto de um condutor, quando 1 ampere de corrente elétrica flui por um segundo. Além disso, um ampere de corrente é igual a um coulomb por segundo (C / s).

Quando há um fluxo de 6,022 · 10 ²³ elétrons (número de Avogadro), pode-se calcular a quantidade de carga elétrica a que corresponde. Quão?

Conhecer a carga de um elétron individual (1.602 · ^10-19 coulomb) e multiplicá-la por NA, o número de Avogadro (F = Na · e ^-). O resultado é, conforme definido no início, 96.485,3365 C / mol e ^-, geralmente arredondado para 96.500 C / mol.

Aspectos experimentais da constante de Faraday

O número de moles de elétrons que são produzidos ou consumidos em um eletrodo pode ser conhecido determinando a quantidade de um elemento que é depositado no cátodo ou ânodo durante a eletrólise.

O valor da constante de Faraday foi obtido pela pesagem da quantidade de prata depositada na eletrólise por uma determinada corrente elétrica; pesagem do cátodo antes e depois da eletrólise. Além disso, se o peso atômico do elemento for conhecido, o número de moles do metal depositado no eletrodo pode ser calculado.

Uma vez que a relação entre o número de moles de um metal que é depositado no cátodo durante a eletrólise e o número de moles de elétrons que são transferidos no processo é conhecida, uma relação pode ser estabelecida entre a carga elétrica fornecida e o número de moles de elétrons transferidos.

A relação indicada fornece um valor constante (96.485). Posteriormente, esse valor foi chamado, em homenagem ao pesquisador inglês, de constante de Faraday.

Michael Faraday

Michael Faraday, um pesquisador britânico, nasceu em Newington, em 22 de setembro de 1791. Ele morreu em Hampton, em 25 de agosto de 1867, aos 75 anos.

Ele estudou eletromagnetismo e eletroquímica. Suas descobertas incluem indução eletromagnética, diamagnetismo e eletrólise.

Relação entre os moles de elétrons e a constante de Faraday

Os três exemplos abaixo ilustram a relação entre os moles de elétrons transferidos e a constante de Faraday.

O Na ⁺ em solução aquosa ganha um elétron no cátodo e 1 mol de Na metálico é depositado, consumindo 1 mol de elétrons correspondendo a uma carga de 96.500 coulomb (1 F).

O Mg ²⁺ em solução aquosa ganha dois elétrons no cátodo e 1 mol de Mg metálico é depositado, consumindo 2 moles de elétrons que correspondem a uma carga de 2 × 96.500 coulomb (2 F).

O Al ³⁺ em solução aquosa ganha três elétrons no cátodo e 1 mol de Al metálico é depositado, consumindo 3 moles de elétrons correspondendo a uma carga de 3 × 96.500 coulomb (3 F).

Exemplo numérico de eletrólise

Calcule a massa de cobre (Cu) que é depositada no cátodo durante um processo de eletrólise, com intensidade de corrente de 2,5 amperes (C / s ou A) aplicada por 50 minutos. A corrente flui por uma solução de cobre (II). Peso atômico de Cu = 63,5 g / mol.

A equação para a redução de íons cobre (II) em cobre metálico é a seguinte:

Cu ²⁺ + 2 e ^- => Cu

63,5 g de Cu (peso atômico) são depositados no cátodo para cada 2 moles de elétrons equivalentes a 2 (9,65 · 10 ⁴ coulomb / mol). Ou seja, 2 Faraday.

Na primeira parte, é determinado o número de coulombs que passam pela célula eletrolítica. 1 ampere é igual a 1 coulomb / segundo.

C = 50 min x 60 s / min x 2,5 C / s

7,5 x 10 ³ C

Então, para calcular a massa de cobre depositada por uma corrente elétrica que fornece 7,5 x 10 ³ C, a constante de Faraday é usada:

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

Leis de Faraday para eletrólise

Primeira Lei

A massa de uma substância depositada em um eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade transferida para o eletrodo. Esta é uma declaração aceita pela primeira lei de Faraday, existindo, entre outras declarações, a seguinte:

A quantidade de uma substância que sofre oxidação ou redução em cada eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela célula.

A primeira lei de Faraday pode ser expressa matematicamente da seguinte forma:

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

m = massa da substância depositada no eletrodo (gramas).

Q = carga elétrica que passou pela solução em coulombs.

F = constante de Faraday.

M = peso atômico do elemento

Z = número de valência do elemento.

M / z representa o peso equivalente.

Segunda lei

A quantidade reduzida ou oxidada de um produto químico em um eletrodo é proporcional ao seu peso equivalente.

A segunda lei de Faraday pode ser escrita da seguinte forma:

m = (Q / F) x PEq

Use na estimativa do potencial de equilíbrio eletroquímico de um íon

O conhecimento do potencial de equilíbrio eletroquímico dos diferentes íons é importante na eletrofisiologia. Pode ser calculado aplicando a seguinte fórmula:

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

Vion = potencial de equilíbrio eletroquímico de um íon

R = constante de gás, expresso como: 8,31 J.mol ^-1. K

T = temperatura expressa em graus Kelvin

Ln = logaritmo natural ou natural

z = valência do íon

F = Constante de Faraday

C1 e C2 são as concentrações do mesmo íon. C1 pode ser, por exemplo, a concentração do íon fora da célula e C2, sua concentração dentro da célula.

Este é um exemplo da utilização da constante de Faraday e como seu estabelecimento tem sido de grande utilidade em diversos campos da pesquisa e do conhecimento.

Referências

1. Wikipedia. (2018). Constante de Faraday. Recuperado de: en.wikipedia.org
2. Ciência da Prática. (27 de março de 2013). Eletrólise de Faraday. Recuperado de: prataciencia.blogspot.com
3. Montoreano, R. (1995). Manual de Fisiologia e Biofísica. 2 ^dá Edição. Editorial Clemente Editores CA
4. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
5. Giunta C. (2003). Eletroquímica de Faraday. Recuperado de: web.lemoyne.edu