এক ফ্যারাডে (1F) বিদ্যুৎ \( NaCl \) এর মধ্যে দিয়ে প্রবাহিত করা হলে ক্যাথোডে যে পরিমাণ \( Na \) জমা হবে তা হলোঃ

Another Explanation (5): নিম্নলিখিত ধাপগুলো অনুসরণ করে আমরা বুঝতে পারি যে, এক ফ্যারাডে (1F) বিদ্যুৎ \( NaCl \) দ্রবণে প্রবাহিত হলে ক্যাথোডে কত পরিমাণ \( Na \) জমা হবে। **ধাপ 1: জানা তথ্যসমূহ** - 1 ফ্যারাডে = 96,485 কুলম্ব (C) - বিদ্যুৎ প্রবাহিত হয়েছে: 1F (অর্থাৎ, 96,485 C) - দ্রবণে থাকা সোডিয়াম (Na) এর পরিমাণ: \( NaCl \) এর মধ্যে সোডিয়াম পরিমাণের উপর ভিত্তি করে হিসাব করতে হবে। **ধাপ 2: ইলেকট্রোলাইসিসের জন্য মূল ধারণা** - \( NaCl \) দ্রবণে \( Na^+ \) এবং \( Cl^- \) আয়ন থাকে। - ক্যাথোডে \( Na^+ \) আয়ন ইতিবাচক চার্জের কারণে ইলেকট্রন গ্রহণ করে \( Na \) ধাতুতে রূপান্তরিত হয়। - প্রতিটি \( Na^+ \) আয়ন একটি ইলেকট্রন গ্রহণ করে \( Na \) ধাতুতে রূপান্তরিত হয়। **ধাপ 3: এক ফ্যারাডে কত পরিমাণ \( Na \) জমা হবে?** - 1F এর মাধ্যমে জমা হবে: \[ \text{Number of moles } Na = \frac{\text{Total charge passed}}{\text{চার্জ প্রতি মোল } Na^+} \] - যেহেতু প্রতি \( Na^+ \) আয়ন রূপান্তরের জন্য 1 ইলেকট্রনের প্রয়োজন, এবং 1 ইলেকট্রনের চার্জ হলো \( 1 \text{e} = 1.602 \times 10^{-19} \text{C} \), - তবে সাধারণভাবে, 1 মোল ইলেকট্রন বহন করে: \[ \text{Charge} = \text{Faraday's constant } (F) = 96,485 \text{C/mol} \] - অর্থাৎ, 1 mol \( Na \) জমা হলে প্রয়োজন হবে 96,485 C। **ধাপ 4: হিসাব করুন** \[ \text{মোল সংখ্যা } Na = \frac{1 \text{F}}{F} = \frac{96,485 \text{C}}{96,485 \text{C/mol}} = 1 \text{ mol} \] **ধাপ 5: \( Na \) এর ভর** - \( Na \) এর আণবিক ওজন = 23.0 গ্রাম/মোল। - অতএব, 1 mol \( Na \) জমা হলে ভর হবে: \[ \text{ভর} = 23.0 \text{g} \] **সুতরাং,** **উত্তর: \(\boxed{23.0\,\text{g}}\)** এটি অর্থাৎ, এক ফ্যারাডে বিদ্যুৎ প্রবাহে ক্যাথোডে 23.0 গ্রাম সোডিয়াম জমা হবে।