Định Luật điện Phân Faraday – Wikipedia Tiếng Việt

Định luật điện phân Faraday là một định luật điện phân cơ bản do Michael Faraday đưa ra năm 1833.[1] Định luật này chỉ ra rằng khối lượng m của chất bị phân li tỉ lệ thuận với điện lượng q chuyển qua chất điện phân (định luật F thứ nhất) và với đương lượng hoá học A (xt. Đương lượng hóa học) của chất (định luật F thứ 2). Định luật F được biểu thị bằng phương trình: m=A.q/F

trong đó, F là hằng số [nếu m tính bằng g; q tính bằng culông (C) thì F = 96.521,9 C]; K=A/F là đương lượng điện hoá. Định luật được Farađây M. (M. Faraday) xác minh bằng thực nghiệm (1833 - 34).

Công thức

[sửa | sửa mã nguồn]

Định luật Faraday tóm tắt bằng công thức:

m   =   ( Q F ) ( M z ) {\displaystyle m\ =\ \left({Q \over F}\right)\left({M \over z}\right)}

trong đó

m khối lượng của chất bị phân li Q điện lượng chuyển qua chất điện phân F = 96485 C mol−1 là hằng số Faraday M là khối lượng mol của chất tham gia điện phân z là số đương lượng của các ion của chất điện phân

Chú ý M / z là trọng lượng tương đương của chất bị phân giải.

Theo định luật Faraday thứ nhất, M, F, và z là số bất biến, Q tỉ lệ thuận với m.

Theo định luật Faraday thứ nhì, Q, F, và z là số bất biến, M / z (trọng lương tương đương) tỉ lệ thuận với m.

Trong trường hợp đơn giản, dòng điện điện phân (I) không đổi, Q = I t {\displaystyle Q=It} thì

m   =   ( I t F ) ( M z ) {\displaystyle m\ =\ \left({It \over F}\right)\left({M \over z}\right)}

và

n   =   ( I t F ) ( 1 z ) {\displaystyle n\ =\ \left({It \over F}\right)\left({1 \over z}\right)}

với

n là số mol chất bị thay thế: n = m / M t là tổng thời gian cho dòng điện không đổi chạy qua.

Trong trường hợp phức tạp hơn nếu dòng điện biến thiên, tổng Q là tích phân của dòng điện I( τ {\displaystyle \tau } )theo thời gian τ {\displaystyle \tau } :

Q = ∫ 0 t I ( τ )   d τ {\displaystyle Q=\int _{0}^{t}I(\tau )\ d\tau }

Với t là tổng thời gian điện phân. I( τ {\displaystyle \tau } ) là một hàm dòng điện phụ thuộc thời gian, τ {\displaystyle \tau } .[2]

Tham khảo

[sửa | sửa mã nguồn]

1. ^ Ehl, Rosemary Gene (1954). Ihde, Aaron. “Faraday's Electrochemical Laws and the Determination of Equivalent Weights”. Journal of Chemical Education. 31 (May): 226–232. Bibcode:1954JChEd..31..226E. doi:10.1021/ed031p226.
2. ^ For a similar treatment, see Strong, F. C. (1961). “Faraday's Laws in One Equation”. Journal of Chemical Education. 38: 98.