ما هي حاسبة كتلة التحليل الكهربائي بقانون فاراداي؟
تطبّق هذه الأداة قوانين فاراداي في التحليل الكهربائي لتقدير كمية المادة التي تترسّب عند القطب (أو تتحرّر على هيئة غاز) عند مرور تيار كهربائي خلال محلول إلكتروليتي. وهي قاعدة فيزيائية وكيميائية كونية تنطبق في أي مكان، وتُستخدم على نطاق واسع في الطلاء الكهربائي وتنقية المعادن واستخلاصها كهربائيًا وفي المقررات الدراسية للكيمياء الكهربائية.
شرح المعادلة
تُحسب الكتلة الناتجة من العلاقة الآتية:
$$m = \frac{I \cdot t \cdot M}{n \cdot F}$$
حيث I هو التيار بالأمبير، وt هو الزمن بالثواني، وM هي الكتلة المولية للمادة بوحدة g/mol، وn هو عدد الإلكترونات المنتقلة لكل أيون (أي مقدار التغيّر في عدد الأكسدة)، وF هو ثابت فاراداي ويساوي 96,485 C/mol. وحاصل ضرب \(I \cdot t\) يمثّل الشحنة الكلية Q بوحدة الكولوم. وبقسمة Q على \(n \cdot F\) نحصل على عدد مولات المادة، ثم نضربها في M لتحويلها إلى جرامات.
طريقة الاستخدام
أدخل قيمة التيار، والمدة الزمنية بالثواني، والكتلة المولية للعنصر المترسّب، وعدد الإلكترونات في تفاعله النصفي. فعلى سبيل المثال، يترسّب النحاس وفق التفاعل \(\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}\)، فيكون \(n = 2\)؛ بينما تترسّب الفضة وفق \(\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}\)، فيكون \(n = 1\).
مثال محلول
عند طلاء النحاس (\(M = 63.55\) g/mol، \(n = 2\)) بتيار مقداره 2 أمبير لمدة ساعة واحدة (3600 ثانية): تكون الشحنة \(Q = 2 \times 3600 = 7200\) كولوم. وعدد المولات \(= \frac{7200}{2 \times 96485} = 0.03731\) مول. والكتلة \(= 0.03731 \times 63.55 \approx 2.371\) جرامًا من النحاس.
الأسئلة الشائعة
ما هو n؟ هو عدد الإلكترونات المكتسبة أو المفقودة لكل أيون في التفاعل النصفي المعني، ويساوي مقدار التغيّر في عدد الأكسدة.
هل تصلح الأداة للغازات؟ نعم. ففي حالة الهيدروجين (\(2\text{H}^+ + 2e^- \rightarrow \text{H}_2\)) استخدم \(M = 2\) g/mol و \(n = 2\) للحصول على كتلة غاز \(\text{H}_2\)، ويمكنك تحويلها إلى حجم باستخدام قانون الغاز المثالي عند الحاجة.
ماذا لو كان الزمن لديّ بالدقائق أو الساعات؟ حوّله إلى ثوانٍ أولًا (اضرب الدقائق في 60، والساعات في 3600)، لأن ثابت فاراداي يستخدم الكولوم = أمبير·ثانية.
