Faraday-Konstante
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Die Faraday-Konstante wird dann benutzt, wenn man wissen will, welche elektrische Ladung eine bestimmte Stoffmenge an Ionen oder Elektronen trägt. Der Name der Naturkonstanten würdigt die grundlegenden Arbeiten von Michael Faraday, die ihre erste Bestimmung ermöglicht haben. Der aktuelle Wert der Konstanten ist 96485.3383 C/mol, wobei dieser Wert mit einer Standardabweichung von 0.0083 C/mol angegeben wird:
<math>F=N_A e = (96485{,}3383 \pm 0{,}0083)\ C/mol</math>.
Definitionsgemäß gilt: Die Faraday-Konstante ist der Betrag der elektrischen Ladungsmenge eines Mols Elektronen; daher ist sie gleich dem Produkt aus der Avogadrozahl NA = 6.02214 · 1023 mol-1 und der Elementarladung e = 1.602176 · 10-19 C: F = NA e.
Bedeutung
Die Faraday-Konstante ist eine wichtige Größe der Physik und Chemie, insbesondere der Elektrochemie; sie ist eine fundamentale, unveränderliche Größe, also eine nur von den verwendeten Einheiten abhängige Naturkonstante. Sie wird dann verwendet, wenn Stoffumsätze mit elektrischen Ladungen verknüpft sind, etwa bei Elektrolysen, zum Beispiel bei der Galvanik, oder bei Brennstoffzellen und Batterien. Somit ist sie nicht nur in der Wissenschaft, sondern auch in der Technik von Bedeutung, besonders in der Galvanotechnik.
Sie wird auch zur Berechnung der molaren Änderung der Energie benötigt, die ein Mol Elektronen bei Durchlaufen einer Potenzialdifferenz aufnehmen oder abgeben und findet praktische Anwendung bei der Berechnung von allgemeinen Reaktionsparametern, wie der Umrechnung elektrischer Potenziale in freie Energie.
Historisches
Die Faraday-Konstante wurde erstmals zur Bestimmung der Avogadrozahl bei einer galvanischen Abscheidung aus der Stärke des geflossenen Stromes und der abgeschiedenen Menge an Silber berechnet.
Einfache Herleitung
Es sei die Elektrolyse von Silber (stellvertretend für alle Stoffe mit einfach positiv geladenem Ion) betrachtet:
<math>1 Ag^{+} + 1 e^{-} \longrightarrow 1 Ag \downarrow </math>
Diese Formel gilt natürlich auch, wenn ein Mol Teilchen (6,023 * 10^23 Teilchen) eingesetzt werden:
<math>6{,}023 * 10^{23} Ag^{+} + 6{,}023 * 10^{23} e^{-} \longrightarrow 6{,}023 * 10^{23} Ag \downarrow</math>
Nun soll geklärt werden, welche Ladungsmenge zur Abscheidung eines Mol Silber benötigt wird.
<math>Q_{e^{-}}=1{,}602*10^{-19} C</math> (Ladungsmenge eines Elektrons)
<math>6{,}023 * 10^{23} \ 1/mol * 1{,}602*10^{-19} C = 96488{,}46 \ C/mol = F</math>
Da hier mit gerundeten, ungenauen Werten gerechnet wurde, weicht der errechnete Wert von dem tatsächlichen Wert ab. Der genaue Wert ist am Anfang dieses Beitrags zu finden.
Siehe auch: Faradaysche Gesetze.
