Masse déposée en électrolyse (Faraday's Laws) Calculator

Formula first

Overview

Faraday's Laws of Electrolysis fournissent une relation quantitative entre la quantité de substance produite ou consommée à une électrode pendant l'électrolyse et la quantité d'électricité traversant l'électrolyte. Cette équation, dérivée de la deuxième loi de Faraday, permet de calculer la masse d'une substance déposée ou libérée, à partir de l'intensité, du temps, de la masse molaire, du nombre d'électrons impliqués et de la constante de Faraday. Elle est fondamentale pour comprendre et prédire les résultats des processus électrochimiques.

Symbols

Variables

I = Current, t = Time, M = Molar Mass, n = Number of Electrons (n), F = Faraday Constant

Apply it well

When To Use

When to use: Cette équation s'applique lorsque vous devez calculer la masse d'une substance produite ou consommée pendant une réaction d'électrolyse. Elle peut aussi être réarrangée pour trouver l'intensité, le temps, la masse molaire ou le nombre d'électrons transférés par mole de substance. Assurez-vous que toutes les unités sont cohérentes, en particulier le temps en secondes et l'intensité en ampères.

Why it matters: Faraday's Laws sont cruciales pour des applications industrielles telles que l'électroplacage (par exemple, chromage, argenture), l'affinage des métaux (par exemple, cuivre, aluminium) et la production d'éléments comme le chlore et le sodium. Elles sont également essentielles dans la technologie des batteries, la prévention de la corrosion et dans des techniques analytiques comme la coulométrie, en fournissant une base quantitative à l'ingénierie et à la recherche électrochimiques.

Avoid these traps

Common Mistakes

• Utiliser le temps en minutes ou en heures au lieu des secondes.
• Déterminer incorrectement la valeur de 'n' (nombre d'électrons) à partir de la demi-équation.
• Utiliser la masse atomique au lieu de la masse molaire pour des éléments diatomiques (par exemple, utiliser 35.5 pour Cl au lieu de 71.0 pour $C{l}_2$).
• Faire des erreurs de conversion d'unités, en particulier pour l'intensité ou le temps.

One free problem

Practice Problem

Un courant de $0.50\text{ A}$ traverse une solution de $CuS{O}_4$ pendant $30\text{ minutes}$. Calculez la masse de cuivre déposée à la cathode. (Masse molaire du Cu = $63.5\text{ g/mol}$).

Hint: N'oubliez pas de convertir le temps de minutes en secondes et de déterminer le nombre d'électrons (n) pour le dépôt du cuivre.

The full worked solution stays in the interactive walkthrough.

Keep going

Related Formulas

References

Sources

1. Atkins' Physical Chemistry
2. Bird, Stewart, and Lightfoot, Transport Phenomena
3. Wikipedia: Faraday's laws of electrolysis
4. IUPAC Gold Book: Faraday constant
5. NIST CODATA
6. IUPAC Gold Book
7. Britannica, The Editors of Encyclopaedia. 'Faraday's laws of electrolysis'. Encyclopedia Britannica, 22 Sep. 2023.
8. AQA A-level Chemistry — Physical Chemistry (3.1.10.3 Electrolysis)