Faraday: kimyada tanımı
Faraday: Bir mol elektronun taşıdığı elektrik yükü, yaklaşık 96.485 kulomb. Bu değere Faraday sabiti (F) denir.
Faraday sabiti, bir hücreden geçen elektrik yükünü, bir elektrotta tepkimeye giren madde miktarına bağlar. Avogadro sayısı ile bir elektronun yükünün çarpımına eşittir ve adını, elektroliz yasalarını 1830'larda ortaya koyan Michael Faraday'dan alır. Kimyacılar bir akımın ne kadar metal biriktireceğini hesaplamak ve bir hücrenin gerilimini tepkimesinin enerjisiyle ilişkilendirmek için onu kullanır.
Örnekler
- Ag⁺ iyonlarından 1 mol gümüş biriktirmek yaklaşık 96.485 C gerektirir
- Cu²⁺ iyonlarından 1 mol bakır biriktirmek iki kat yük gerektirir
- Al³⁺ iyonlarından 1 mol alüminyum elde etmek yaklaşık 289.000 C gerektirir
- 96.485 C iletmek için 1 amperlik akımın yaklaşık 26,8 saat akması gerekir
Periyodik tabloda
Birçok metal için gruptan çıkarılabilen iyon yükü, her molün ne kadar yüke ihtiyaç duyacağını belirler: Na⁺ bir mol, Mg²⁺ iki mol, Al³⁺ üç mol elektron gerektirir.