Постоя́нная Фараде́я (число Фарадея) 
— одна из фундаментальных физических постоянных, определяющая соотношение между электрохимическими и физическими свойствами вещества. Для постоянной Фарадея справедливо соотношение[1]:
где 
= 1,602 176 634 × 10−19 Кл (точно) — элементарный электрический заряд,
= 6,022 140 76 × 1023 моль−1 (точно) — постоянная Авогадро.
В единицах Международной системы единиц (СИ) постоянная Фарадея в точности равна F = 96 485,332 123 310 0184 Кл/моль[2]. Точное численное значение постоянной Фарадея следует из точно установленных (не измеренных в физическом эксперименте с конечной погрешностью, а определённых соглашением) численных значений заряда электрона и постоянной Авогадро. Это соглашение действует с 2019 года, после изменения определений основных единиц СИ, когда все определения стали привязаны только к значениям фундаментальных физических констант.
Постоянная Фарадея входит в качестве константы во второй закон Фарадея (закон электролиза), уравнение Нернста.
Физический смысл постоянной Фарадея: электрический заряд 1 моля электронов (или других однозарядных частиц, например ионов Na+).
Названа в честь английского физика Майкла Фарадея (1791—1867), внёсшего большой вклад в исследование электричества.
Коэффициент перехода между значениями таких единиц измерения, как один электрон-вольт на частицу (эВ/частица) и один джоуль на моль (Дж/моль), численно равен константе Фарадея, но имеет другую размерность. Причина этого состоит в том, что электрон-вольт определяется как энергия, необходимая для перемещения элементарного заряда вдоль пути с разностью потенциалов 1 В, а моль состоит из частиц в количестве, численно равном числу Авогадро. Поэтому
- 1 эВ/частица = 96 485,332 123 310 0184 Дж/моль.
См. также[править | править код]
- Майкл Фарадей
- Электролиз
- Фарадей (единица измерения)
Примечания[править | править код]
- ↑ Фарадея постоянная (Фарадея число) // Физическая энциклопедия / Гл. ред. А. М. Прохоров. — М.: Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. Стробоскопические приборы — Яркость. — С. 275. — 760 с. — ISBN 5-85270-101-7.
- ↑ Fundamental Physical Constants — Complete Listing. Дата обращения: 27 июня 2015. Архивировано 8 декабря 2013 года.
From Wikipedia, the free encyclopedia
Not to be confused with farad.
| Faraday constant | |
|---|---|
Michael Faraday, the constant’s namesake |
|
| Definition | The electric charge of one mole of elementary charges |
| Symbol | F |
| Value | 9.648533212…×104 C⋅mol−1[1] |
In physical chemistry, the Faraday constant, denoted by the symbol F and sometimes stylized as ℱ, is the electric charge per mole of elementary charges. It is named after the English scientist Michael Faraday. Since the 2019 redefinition of SI base units,[2] which took effect on 20 May 2019, the Faraday constant has the exactly defined value given by the product of the elementary charge e and Avogadro constant NA:
- F = e × NA
- = 1.602176634×10−19 C × 6.02214076×1023 mol−1
- = 9.64853321233100184×104 C⋅mol−1.
Derivation[edit]
The Faraday constant can be thought of as the conversion factor between the mole (used in chemistry) and the coulomb (used in physics and in practical electrical measurements), and is therefore of particular use in electrochemistry. Because 1 mole contains exactly 6.02214076×1023 entities,[2] and 1 coulomb contains exactly 1/e = 1019/1.602176634 elementary charges,[2] the Faraday constant is given by the quotient of these two quantities:
- F = NA/1/e = 9.64853321233100184×104 C⋅mol−1.
One common use of the Faraday constant is in electrolysis calculations. One can divide the amount of charge (the current integrated over time) by the Faraday constant in order to find the chemical amount of a substance (in moles) that has been electrolyzed.
The value of F was first determined by weighing the amount of silver deposited in an electrochemical reaction in which a measured current was passed for a measured time, and using Faraday’s law of electrolysis.[3]
Other common units[edit]
- 96.485 kJ per volt–gram-equivalent
- 23.061 kcal per volt–gram-equivalent
- 26.801 A·h/mol
Faraday – a unit of charge[edit]
Related to the Faraday constant is the “faraday”, a unit of electrical charge. It is much less common than the coulomb, but is sometimes used in electrochemistry.[4] One faraday of charge is the magnitude of the charge of one mole of electrons, i.e.,
- 1 faraday = F × 1 mol = 9.648533212…×104 C.
Conversely, the Faraday constant F equals 1 faraday per mole.
The faraday is not to be confused with the farad, an unrelated unit of capacitance (1 farad = 1 coulomb / 1 volt).
Popular media[edit]
The Simpsons episode “Dark Knight Court” has Mr. Burns asking Comic Book Guy how much he wants for his entire comic book inventory. He says “the speed of light expressed as dollars” and Mr. Burns tells Smithers to “just give him Faraday’s Constant”. The check is written for $96,485.34.
See also[edit]
- Faraday cage
- Faraday efficiency
- Faraday’s laws of electrolysis
- Faraday’s law of induction
- Faraday cup
References[edit]
- ^ “2018 CODATA Value: Faraday constant”. The NIST Reference on Constants, Units, and Uncertainty. NIST. 20 May 2019. Retrieved 2019-05-20.
- ^ a b c Newell, David B.; Tiesinga, Eite (2019). The International System of Units (SI). NIST Special Publication 330. Gaithersburg, Maryland: National Institute of Standards and Technology. doi:10.6028/nist.sp.330-2019. S2CID 242934226.
- ^ NIST Introduction to physical constants
- ^ Foundations of Physics, Volume 2, by R. S. Gambhir, 1993, p. 51
Что такое постоянная Фарадея и чему она равна
Содержание
- 1 Электролиз — что это такое
- 2 Открытие Фарадеем законов электролиза
- 3 Как рассчитывается число Фарадея
- 4 Школьная задачка с использованием постоянной Фарадея
- 5 Видео по теме
Постоянной Фарадея называют количество электрозаряда в моле электронов. Она определяется как результат умножения постоянной Авогадро (количество частиц в 1 моле вещества, равное 6.022×1023) на электрический заряд электрона (1.602×10-19 Кл). Следовательно, постоянная или число Фарадея имеет значение F = 6.022×1023 ´ 1.602×10-19 = 96 500 (Кл/моль). Это одна из фундаментальных физических констант. Ее называют постоянной Фарадея в честь английского физика-экспериментатора. В химии его заслуги также велики. В частности ученый открыл законы электролиза.
Электролиз — что это такое
Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, в ходе которого электроток пропускается через вещество для осуществления химических изменений. Данный процесс проходит в электролитической ячейке — аппарате, состоящем из положительного и отрицательного электродов, расположенных друг от друга на расстоянии и погруженных в раствор электролита, содержащего положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы соответственно).
Электролитом служит раствор или расплав, внутри которого перемещаются хаотично заряженные ионы. Когда на ионы воздействует электроток, они начинают двигаться: катионы — к катоду, анионы м к аноду. В ходе процесса либо растворяется один из электродов, либо на электродах из раствора осаждаются вещества.
Электролиз широко используется в металлургических процессах, например, при извлечении или очистке металлов из руд или соединений и при осаждении металлов из раствора (гальваника). Так, при электролизе расплавленного хлорида натрия (поваренной соли) образуются металлический натрий и газ хлор, а при электролизе воды — газообразные водород и кислород.
Открытие Фарадеем законов электролиза
Законы электролиза (их всего два), важные для понимания происходящих на электродах реакций, Фарадей открыл в 1833-1836 годах, исследуя природу электричества. Сформулировав законы электролиза, Фарадей стал одним из основоположников такой науки, как электрохимия. Первые проявления электролиза изучались и до Фарадея. Но количественно исследовать процессы электролиза, а затем сформулировать законы удалось только ему.
В настоящее время определение постоянной Фарадея — тема лабораторной работы, выполняемой студентами. Все, что надо для выполнения — ванна для электролиза с химическим раствором (электролитом) и электродами, весы, источник постоянного тока, амперметр, секундомер.
Фарадей в качестве источника постоянного тока использовал электрическую машину, вырабатывавшую электричество путем трения, а полученное количество электричества оценивал числом оборотов диска машины. Выработанное машиной электричество он накапливал лейденскими банками (в нашем понимании — конденсаторами), а напряжение на банках оценивал по отклонению стрелки градуированного в делениях электрометра.
Пользовался в качестве источника напряжения Фарадей и элементами питания из погруженных в раствор серной кислоты платиновой и цинковой пластин цилиндрической формы.
Количество электричества (что мы сейчас определяем, умножив измеренную амперметром силу тока на время пропускания тока) Фарадей определял по размеру пятна на пропитанной раствором йодистого калия фильтровальной бумаге при пропускании через индикатор тока.
Все это, а также проведение сотен опытов, результат электролиза 130 различных веществ и анализ этих результатов, позволило Фарадею сформулировать закон, названный его именем.
Работы Фарадея по окислению и восстановлению веществ электротоком открыли перспективы для дальнейших научных исследований, а также для химической и металлургической технологии. Еще при жизни Фарадея началось использование гальванопластики, был создан первый топливный элемент и изобретен свинцовый аккумулятор.
Как рассчитывается число Фарадея
Число Фарадея может быть оценено на основе количества твердого серебра Ag, осажденного в электрохимической реакции при пропускании через водный раствор нитрата серебра AgNO3 определенного электрического тока за определенное время.
При электролизе металлическое серебро выделяется на катоде (отрицательном электроде), а на аноде (положительном электроде) образуются азотная кислота 4HNO₃ и кислород O₂. Суммарное уравнение реакции: 4AgNO₃+2H₂O=4Ag+4HNO₃+O₂.
Значение этой константы также использовалось для расчета количества молекул в моле, т. е. числа Авогадро.
Наряду с кулоном (Кл) — системной единицей измерения электрозаряда, в электрохимии используется внесистемная единица, которая называется фарадей (Ф), соответствующая заряду 1 моля электронов или однозарядных ионов. Численно 1 Ф = 96 500 Кл.
Поскольку 1 кулон — это 1 ампер-секунда (А∙с), можно представить фарадеи в ампер-часах: 1 Ф = 96 500/3.600 = 26.8 А∙ч.
Чтобы выполнить расчеты с использованием константы Фарадея, необходимо принять во внимание следующие допущения:
- Зависимость между массой вещества, осажденного при электролизе и количеством электричества, пропущенного через химический раствор, является прямопропорциональной (первый закон Фарадея для электролиза).
- Количество электричества можно рассчитать по формуле:
Для расчета количества электричества, необходимого для осаждения при электролизе заданного количества металла, применяется следующая формула:
Школьная задачка с использованием постоянной Фарадея
В заключение приведем пример практического использования постоянной Фарадея. Рассчитаем, сколько времени потребуется для осаждения 20 граммов твердого серебра из раствора нитрата серебра при силе электротока 3.5 ампера.
Из периодической таблицы Менделеева следует, что атомная (молярная) масса серебра составляет 108 г/моль. Следовательно, 20 граммов серебра — это 20/108 = 0.185 моль. Для получения такого количества молей серебра необходимо такое же количество молей электронов, поэтому через раствор должно пройти количество электричества:
Q = 0.185 × 96 500 = 17 800 (Кл).
Тогда время, необходимое для осаждения 0.185 моль серебра, составит:
t = Q/I = 17 800/3.5 ампер=5 080 (секунд) или 5 080/3 600 = 1.4 (час).
Видео по теме
La Постоянная Фарадея это постоянная, широко используемая в области физики и химии. Он определяется как количество электрического заряда на моль электронов. Его название происходит от британского ученого Майкла Фарадея. Эта константа может использоваться в электрохимических системах для расчета массы элементов, образующихся в электроде.
Его можно обозначить буквой F, и определяется как молярный элементарный заряд, способный подсчитывать как:
являющийся F итоговое значение постоянной Фарде, e – электрический заряд элемента, Na – постоянная Авогадро:
- е = 1.602176634 × 10-19 C
- Na = 6.02214076 × 1023 моль-1
Согласно СИ эта постоянная Фарадея является точной, как и другие константы, и ее точное значение: 96485,3321233100184 Кл / моль. Как видите, он выражается в единицах Кл / моль, то есть кулонах на моль. И чтобы понять, что это за единицы, если вы еще не знаете, вы можете продолжить чтение следующих двух разделов …
Что такое родинка?
Un моль единица измерения количества вещества. В системе СИ единиц это одна из 7 основных величин. В любом веществе, будь то элемент или химическое соединение, есть ряд элементарных единиц, составляющих его. Один моль будет эквивалентен 6,022 140 76 × 1023 элементарные сущности, представляющие собой фиксированное числовое значение константы Авогадро.
Эти элементарные объекты могут быть атомом, молекулой, ионом, электроном, фотонами или любым другим типом элементарной частицы. Например, с помощью этого вы можете рассчитать количество атомов что находится в грамме данного вещества.
En la химия, моль имеет фундаментальное значение, поскольку позволяет проводить множество расчетов составов, химических реакций и т. д. Например, для воды (H2О), у вас есть реакция 2 H2 + О2 → 2 часа2O, то есть два моля водорода (H2) и один моль кислорода (O2) реагируют с образованием двух молей воды. Кроме того, они также могут использоваться для выражения концентрации (см. Молярность).
Что такое электрический заряд?
С другой стороны, из электрический заряд Мы уже говорили о других случаях, это внутреннее физическое свойство некоторых субатомных частиц, которые проявляют силы притяжения и отталкивания между собой из-за электромагнитных полей. Электромагнитное взаимодействие между зарядом и электрическим полем является одним из 4 фундаментальных взаимодействий в физике, наряду с сильным ядерным взаимодействием, слабым ядерным взаимодействием и гравитационной силой.
Чтобы измерить этот электрический заряд, Кулон (C) или Кулон, и определяется как количество заряда, переносимого за одну секунду электрическим током силой один ампер.
Определение заряда электрона
Зная постоянную Авогадро NA и постоянную Фарадея F, можно найти модуль заряда одновалентного иона, т. е. заряд электрона:
Любой двухвалентный ион переносит заряд в два раза больший, трехвалентный — в три раза больший и т. д. Но никогда не бывает, чтобы один ион переносил заряд, содержащий дробную часть заряда одновалентного иона.
Этот вывод, полученный из закона Фарадея, впервые в истории физики привел к мысли о том, что заряд одновалентного иона (e = 1,6 * 10-19 Кл) представляет собой наименьший (элементарный) заряд, существующий в природе. Любой электрический заряд состоит из целого числа элементарных зарядов.
Вывод о существовании в природе элементарного электрического заряда был сделан Гельмгольцем в конце прошлого века (1881), когда в науке еще не существовало представления об электроне. Значение элементарного заряда, вычисленное на основании закона электролиза, совпадает со значением заряда электрона, которое в дальнейшем было получено при исследовании других явлений.
Произведение силы тока на время определяет массу вещества, выделяемого при электролизе. Закон электролиза позволяет найти значение элементарного электрического заряда.
Связь молей электронов с постоянной Фарадея
Три приведенных ниже примера иллюстрируют взаимосвязь между молями перенесенных электронов и постоянной Фарадея.
Затем+ В водном растворе на катоде накапливается один электрон и осаждается 1 моль металлического Na, расходуя 1 моль электронов, что соответствует заряду 96 500 кулонов (1 Ф).
Mg2+ В водном растворе он получает два электрона на катоде и осаждается 1 моль металлического Mg, потребляя 2 моля электронов, что соответствует заряду 2 × 96 500 кулонов (2 Ф).
Аль3+ в водном растворе он получает три электрона на катоде и осаждается 1 моль металлического Al, потребляя 3 моля электронов, что соответствует заряду 3 × 96 500 кулонов (3 Ф).
Первый Закон
Масса вещества, нанесенного на электрод, прямо пропорциональна количеству электричества, переданного электроду. Это общепринятая формулировка первого закона Фарадея, содержащая, среди прочего, следующее:
Количество вещества, которое подвергается окислению или восстановлению на каждом электроде, прямо пропорционально количеству электричества, которое проходит через элемент.
Математически первый закон Фарадея можно выразить следующим образом:
т = (Q / F) х (M / z)
m = масса вещества, нанесенного на электрод (граммы).
Q = электрический заряд, прошедший через раствор в кулонах.
F = постоянная Фарадея.
M = атомный вес элемента
Z = число валентности элемента.
M / z представляет собой эквивалентный вес.
Второй закон
Уменьшенное или окисленное количество химического вещества на электроде пропорционально его эквивалентной массе.
Второй закон Фарадея можно записать следующим образом:
m = (Q / F) x PEq
Объединённый закон
Для определения количественных показателей электрохимических реакций на практике используется объединённый закон Фарадея.
Обобщенный закон можно представить в виде такой формулировки: отношение массы полученного вещества к его химическому эквиваленту равно отношению использованного заряда к тому, который надо потратить на извлечение одного моля вещества.
Связь между молями электрона и постоянной Фарадея
Три примера, показанные ниже, иллюстрируют взаимосвязь между электронами перенесенных электронов и постоянной Фарадея..
На+ в водном растворе приобретает электрон в катоде и осаждается 1 моль металлического Na, потребляя 1 моль электронов, соответствующих нагрузке 96 500 кулонов (1 F).
Mg2+ в водном растворе он получает два электрона на катоде и осаждается 1 моль металлического Mg, потребляя 2 моля электронов, соответствующих нагрузке 2 × 96 500 кулонов (2 F).
Аль3+ в водном растворе он получает три электрона на катоде и осаждается 1 моль металлического Al, потребляя 3 моль электронов, соответствующих заряду 3 × 96 500 кулонов (3 F).
Численный пример электролиза
Рассчитайте массу меди (Cu), которая осаждается на катоде в процессе электролиза, при этом сила тока составляет 2,5 А (с / с или А), подаваемой на 50 минут. Ток циркулирует через раствор меди (II). Атомная масса Cu = 63,5 г / моль.
Уравнение восстановления ионов меди (II) до металлической меди выглядит следующим образом:
Cu2+ + 2 е-=> Cu
63,5 г Cu (атомный вес) откладывается на катоде на каждые 2 моля электронов, эквивалентных 2 (9,65 · 10)4 кулон / моль). То есть 2 Фарадея.
В первой части определяется количество кулонов, проходящих через электролизер. 1 ампер равняется 1 кулону / секунду.
С = 50 мин х 60 с / мин х 2,5 С / с
7,5 х 103 С
Затем для расчета массы меди осаждается электрический ток, который подает 7,5 х 10.3 C постоянная Фарадея используется:
г Cu = 7,5 · 103C x 1 моль е-/ 9,65 · 104 C x 63,5 г Cu / 2 моль э-
2,47 г меди
Процесс электролиза
Чтобы ясно понять суть законов Фарадея, следует разобраться с процессом, для которого они применяются. Электролизом принято называть разложение соединений в их расплавах или растворах под действием проходящего электрического тока. Поскольку речь идет об электрохимическом процессе, то в его результате происходит два типа реакций: окисление и восстановление. Для их существования необходимо наличие двух электродов: катода и анода.
Два электрода
Если к отрицательной клемме электрической батареи присоединить электрод, то называться он будет катодом. Второй электрод, который подсоединяется к положительному полюсу батареи, — это анод. Оба слова имеют древнегреческие корни:
- Catha означает «вниз». Здесь имеется в виду движение электронов в сторону уменьшения свободной энергии системы.
- Anas — это «вверх».
Часто школьники и студенты путаются в знаке заряда этих электродов. Чтобы исключить ошибки, существует простой метод запоминания: катионы или положительные ионы вещества всегда движутся к катоду, то есть он является отрицательным электродом. В свою очередь, анионы или отрицательные ионы направляются под действием электрического поля к аниону, поэтому он является положительным.
Имеется еще один способ определения знака электродов. Поскольку на каждом из них проходит один из двух противоположных химических процессов (окисление или восстановление), то этот факт можно использовать таким образом:
- «Анод» и «окисление» — оба слова начинаются с гласных букв. Поскольку этот процесс сопровождается отдачей электронов электроду, значит, последний является положительным.
- «Катод» и «восстановление» — оба слова начинаются на букву согласную. Так как процесс восстановления сопровождается присоединением к иону электронов, значит, электрод должен их отдать, то есть он является носителем отрицательного заряда.
Окислительно-восстановительные реакции
Именно благодаря им происходит выделение или растворение веществ на электродах. Реакция окисления часто приводит к образованию пузырьков газов на аноде. Процессы же восстановления на катоде сопровождаются присоединением к катионам электронов и образованием твердых веществ из растворов и расплавов. Следует для ясности привести несколько примеров:
- Водный раствор поваренной соли (NaCl). Если через него пропускать ток с использованием углеродных электродов, то к аноду (+) будут идти анионы Cl-, на нем они будут окисляться до атомарного хлора, который будет образовывать пузырьки газа ядовитого Cl2. Катионы Na+ будут двигаться и оседать на электроде-катоде (-). Получая от него недостающие электроны для строительства внешней оболочки, будут образовываться в результате реакции восстановления атомы щелочного металла Na.
- Водный раствор медного купороса CuSO4. Здесь тип происходящих реакций будет зависеть от материала, из которого изготовлен электрод-анод. Реакция восстановления на катоде будет приводить к выделению меди на нем, однако, на аноде возможны разные варианты. Если этот электрод является платиновым, то на нем происходит выделение кислорода и образование H+ за счет окисления молекул H2O, а не анионов (SO4)2-. Если же анод будет медным, то происходит его собственное окисление и растворение.
Тип конкретной химической реакции на электродах определяется степенью «легкости» ее осуществления с энергетической точки зрения.
Применение в промышленности
Практически все активные химические элементы не содержатся в природе в чистом виде. Ввиду этого применение электролиза является достаточно полезным методом для получения многих металлов и газов:
- производство чистых алюминия, натрия, калия и магния;
- получение концентрированных растворов щелочей и кислот;
- производство водорода, например, с помощью разложения воды;
- анодирование — покрытие изделий тонкой пленкой различных соединений для их защиты от коррозии.
Экспериментальные аспекты постоянной Фарадея
Можно узнать количество молей электронов, которые производятся или потребляются в электроде, путем определения количества элемента, который осаждается в катоде или в аноде во время электролиза..
Значение постоянной Фарадея было получено путем взвешивания количества серебра, осажденного при электролизе, с помощью определенного электрического тока; взвешивание катода до и после электролиза. Кроме того, если известен атомный вес элемента, можно рассчитать число молей металла, нанесенного на электрод..
Как известно, соотношение между числом молей металла, который осаждается в катоде во время электролиза, и числом электронов, которые переносятся в процессе, может быть установлена связь между подаваемым электрическим зарядом и количеством. молей перенесенных электронов.
Указанное соотношение дает постоянное значение (96 485). Впоследствии это значение было названо в честь английского исследователя константой Фарадея..
Использование в оценке электрохимического равновесного потенциала иона
Знание электрохимического равновесного потенциала различных ионов важно в электрофизиологии. Это можно рассчитать, применяя следующую формулу:
Vion = (RT / zF) Ln (C1 / C2)
Vion = электрохимический равновесный потенциал иона
R = газовая постоянная, выраженная как: 8,31 Дж.моль-1. К
Т = температура, выраженная в градусах Кельвина
Ln = натуральный или неперианский логарифм
z = ионная валентность
F = постоянная Фарадея
С1 и С2 – концентрации одного и того же иона. С1 может представлять собой, например, концентрацию иона во внешней части ячейки, а С2 – его концентрацию во внутренней части ячейки..
Это пример использования постоянной Фарадея и того, как ее установление было очень полезным во многих областях исследований и знаний..
Практическое применение
Электролиз и поясняющие его законы Фарадея, имеют широкое практическое применение. Впервые в истории это явление использовал русский физик Якоби. Он создал оттиски фигур для оформления Исаакиевского собора в Санкт-Петербурге, применив метод, который носит название гальванопластики. Данный метод позволяет получать качественные копии металлических фигур.
Ещё одно направление использования электролиза в химии — получение металлов высокой степени чистоты. В частности, таким образом можно добывать магний, алюминий, натрий и кальций. Обычно электролизу подвергается расплав руды.
Применяя такую технологию, как гальваностегия можно покрывать металлическую деталь тонкой и равномерной оболочкой определённого вещества. Данным способом создают защитные покрытия.
С помощью электролиза можно проводить очищение металлов от примесей, повышая их степень чистоты. Также можно получать концентрированные щёлочи и кислоты.
Электролиз приносит пользу не только за счет того, что на электроде оседает вещество, но и за счет того, что на аноде выделяется газ. Такой технологический процесс позволяет получать, например, водород.
Электрохимия нашла своё применение и при очистке сточных вод. При помощи химического разложения загрязнения выводятся из жидкости, делая её пригодной для повторного использования.
Предыдущая
РазноеЧто такое однолинейная схема электроснабжения и какие требования для её проектирования?
Следующая
РазноеОтносительная диэлектрическая проницаемость
ФАРАДEЯ ПОСТОЯННАЯ,
F, фундам. физ. константа, равная произведению величины элементарного заряда
на Авогад-ро постояннуюNA : F= eNA
= 96484,56 Кл/моль. Фарадея постоянная может быть найдена двумя способами: 1) из приведенного
выше соотношения; 2) из ур-ния F= QM/zm, вытекающего из Фара-дея законов.
Здесь Q – кол-во электричества, пропущенного через кулонометр, т
– масса выделившегося при электролизе в-ва, M – его мол. м., z
– число элементарных зарядов, участвующих в образовании одной молекулы этого
в-ва. В пределах достигнутой точности измерений (
0,01
Кл/моль) оба способа дают совпадающие результаты. Б. Б. Дамаскин.
