(1791...1867), Engels fysicus, een der grondleggers van de klassieke leer van de elektrische en magnetische verschijnselen. Faraday heeft o.a. zijn naam gegeven aan een (thans verouderde) eenheid van lading, en wel de lading van één mol van een eenwaardig ion: 1 faraday = 96.484,6 coulomb. De faraday wordt nu óf door de coulomb óf door de constante van Faraday vervangen.
Kooi van Faraday.
Op grond van zijn beroemde ‘ice-pail-experiment (ijsemmer) was Faraday in staat belangrijke uitspraken te doen over de verdeling van statische lading over geleiders (evt. opgewekt door uitwendige lading). Een van de resultaten was dat in een ruimte die door een geleidende wand is omsloten, geen velden van buitenaf kunnen doordringen. Een dergelijke constructie heet kooi van Faraday die, afhankelijk van de wanddikte en afmetingen van evt. aanwezige openingen, ook in de tijd veranderende velden kan buitensluiten en zodoende gebruikt kan worden om storingen, die als straling aanwezig zijn, te onderdrukken (voorts zie Afscherming).
Inductiewet van Faraday.
Deze wet geeft het verband aan tussen de stroom I die gaat lopen in een gesloten circuit met weerstand R en de snelheid waarmee de magnetische flux Φ, die door de geleider wordt omsloten, in de tijd verandert (voorts zie Elektromagnetisme):
IR = − dΦ/dt
Constante van Faraday.
Bij elektrolyse is er sprake van lading- en massatransport, de volgende relatie wordt de elektrolysewet van Faraday genoemd.
In formule:
Q/m = (Fp)/mA
waarbij Q resp. m de lading resp. de massa zijn die in een tijd t (met Q = It als I de stroom door het apparaat is) van een p-waardig element aan een van de elektroden wordt afgezet; mA is de molecuulmassa van het neergeslagen materiaal; F is de constante van Faraday, symbool: F, het produkt van de elementaire lading e = 1,6021982 × 10−19 C en de constante van Avogadro NA = 6,022045 × 1023 mol−1:
F = eNA = 9,648456 × 104 C mol−1
Faradaycupje, een instrument veel toegepast om de elektrische stroom van bundels ionen en elektronen te meten, in principe bestaande uit een geleidend doosje voorzien van een opening.
Donkere ruimte van Faraday.
Met dit begrip dat men tegenkomt in de fysica van de gasontladingen, wordt een gebied bedoeld in een buis waar een zgn. glimontlading optreedt, vanwaar geen lichtverschijnselen worden waargenomen.
Faradayeffect.
In 1845 ontdekte Faraday dat het vlak van polarisatie van een lineair gepolariseerde lichtbundel, parallel aan een magnetisch veld lopend, gedraaid werd over een bepaalde hoek x, wanneer deze door een glazen plaat liep met dikte d, waarbij x evenredig bleek te zijn met de sterkte van het magnetische veld H en met d:
x = RHd
waarbij R de constante van Verdet wordt genoemd. Behalve bij glas is het verschijnsel bij vele vaste stoffen, vloeistoffen en gassen waargenomen, waarbij bleek dat R afhangt van het materiaal en de temperatuur. Men kan afleiden dat voor R geldt:
R = 𝜋/λ0 ((n2 + 2)/n) N (f0 + (1/kT ) f1)
met λ0 de golflengte in vacuüm, n de brekingsindex van het materiaal in veldvrije toestand, N het aantal moleculen per volume, k de constante van Boltzmann, T de absolute temperatuur, terwijl ƒ0 en ƒ1 bepaald worden door de polariseerbaarheid en het permanente elektrische en/of magnetische dipoolmoment van de moleculen. In vele gevallen is het de elektrische component van de elektromagnetische golf (licht!) die door het medium wordt beïnvloed (de magnetische draait dan ‘automatisch’ mee). Bij bepaalde materialen die zich als ferromagnetische isolatoren gedragen is het juist andersom. Men kent para-, ferro- en antiferromagnetische rotatie (voorts zie Elektromagnetisme, Vaste-stoffysica, Optische activiteit).
Machine(schijf) van Faraday, een cirkelvormige schijf van elektrisch geleidend materiaal, draaibaar om een as door het middelpunt loodrecht op het vlak van de schijf, en zich geheel of gedeeltelijk bevindend in een homogeen magnetisch veld dat loodrecht op de schijf gericht en in de tijd constant is. Drijft men de schijf met een constante rotatiesnelheid aan, dan zal op de elektronen in het materiaal een lorentzkracht worden uitgeoefend, waardoor ze afhankelijk van de richting van het magnetische veld en de hoeksnelheid naar binnen of naar buiten worden gedreven. Beweegt de buitenrand van de schijf langs een vaststaande borstel dan zal een meter voor elektrische spanning die is aangesloten tussen de as en deze borstel een constante uitslag vertonen; de roterende schijf werkt dus als gelijkspanningsbron.
Anderzijds zal, indien men tussen de as en de borstel een gelijkspanningsbron aansluit, een stroom door de schijf gaan lopen. De lorentzkracht, die deze stroom ondervindt. brengt de schijf in draaiing. In dat geval fungeert de schijf dus als een (primitieve) gelijkstroommotor, die ook wel bekend is onder de naam Rad van Barlow.
Wet van Faraday
een in 1833 door Faraday experimenteel ontdekte wetmatigheid voor elektrolyseprocessen, die twee onafhankelijke uitspraken bevat.
1. Bij een elektrolyseproces is de van een primair produkt j gevormde hoeveelheid Wj (in kg) evenredig met de totale door de elektrolysecel gevoerde lading Q (in coulomb):
Wj = We, j Q (1)
waarin de evenredigheidsfactor We, j het elektrochemisch equivalent van de stof j is (eerste wet van Faraday).
2. De bij verschillende elektrolyseprocessen door eenzelfde hoeveelheid lading Q gevormde hoeveelheden primaire produkten verhouden zich als de equivalentmassa’s van die produkten (tweede wet van Faraday).
De wet van Faraday werd aanvankelijk vooral onderzocht en toegepast bij het elektrochemisch neerslaan van metalen; bij een dergelijk elektrolyseproces wordt een z-waardig metaal-ion geheel ontladen, en dan geldt:
We, j = Mj/zF, waarbij Mj de molecuulmassa (in dit geval de atoommassa) van het metaal j is en F het getal van Faraday. De equivalentmassa is in dit geval Mj/z en de tweede uitspraak volgt direct uit de (1) als F, de lading van 1 kilo-equivalent ionen, een constante is. Dit laatste is indertijd door de experimenten van Faraday bewezen. De wet van Faraday geldt echter niet alleen voor het elektrochemisch neerslaan van metalen, maar voor alle elektrodereacties. In het algemene geval moet het getal z vervangen worden door het aantal ladingen dat bij de elektrodereactie is betrokken per molecuul (of ion) van de beschouwde reagerende stof.
In het licht van de huidige kennis van elektrodereacties is de wet van Faraday slechts een gevolg van het eenduidig verband dat bij elke chemische reactie via de reactievergelijking bestaat tussen de hoeveelheden van de diverse stoffen die bij de reactie zijn betrokken, alsmede van het feit dat bij elektrodereacties één van de deelnemende ‘stoffen’ elektronen zijn, die als elektrische stroom door de elektroden naar of van de elektrodegrensvlakken worden gevoerd. Wordt de reactievergelijking van de elektrodereactie op algemene wijze geformuleerd als:
∑vred Red ↔ ∑vox Ox + ne (2)
dan volgt hieruit dat voor elke kmol reagerende stof (j/n)/vj kmol elektronen reageren, en dat daarmee een lading van nF/vj coulomb door het elektrodegrensvlak wordt gevoerd. De hoeveelheid van een bepaalde reagerende stof j in kmol per seconde en per m2 elektrodegrensvlak is per definitie de reactiesnelheid vj van de reactie, betrokken op de stof j; de hoeveelheid lading die hierbij per seconde en per m2 wordt doorgevoerd is de stroomdichtheid i (i is in feite een maat voor de reactiesnelheid van de elektrodereactie, betrokken op de elektronen). Tussen vj en i bestaat dus het verband:
i = (nF/vj) vj (3)
Dit is de algemene formulering van de wet van Faraday.
De wet van Faraday is een exacte wet, gebaseerd op de reactievergelijking. Schijnbaar vertoont ze evenwel vaak afwijkingen, die echter altijd zijn terug te voeren op de aanwezigheid van stoorreacties, bijv. parallel lopende andere elektrodereacties, waardoor het stroomrendement van de beschouwde elektrodereactie < 100% wordt, of volgreacties waarin de primair gevormde produkten verder reageren met elkaar of met het oplosmiddel of andere componenten van het systeem. In beide gevallen ontstaat er minder primair produkt dan met de gemeten stroomsterkte door de cel volgens de wet van Faraday overeenkomt. De wet van Faraday is de basis voor bepaalde instrumenten om de hoeveelheid doorgevoerde lading in een circuit te meten (coulometers), alsmede van een hiermee samenhangende analyse-techniek (coulometrie).
De experimenten van Faraday op het gebied van de elektrolyse en de daaruit gevolgde wetmatigheden zijn van onschatbaar belang geweest voor het verkrijgen van inzicht in de atomaire structuur van de materie en voor de relatie tussen elektriciteitsleer en chemie.