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Calculateur de la loi d'électrolyse de Faraday

· Dernière mise à jour：2026-09-02

Loi d'électrolyse de Faraday m = M·I·t/(n·F) : une mole d'électrons (96485 C, un « faraday ») dépose un équivalent M/n de n'importe quel élément. Entrez masse molaire, courant et durée avec unités, et électrons par ion ; vous obtenez la charge passée, les moles d'électrons et la masse déposée. Ancrages : 2 A pendant une heure déposent 2.37 g de cuivre depuis Cu²⁺ ; et l'argent depuis Ag⁺ livre presque exactement un gramme par ampère-quart d'heure — 1.006 g à 1 A pendant 15 min.

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Le calculateur de la loi d'électrolyse de Faraday détermine la masse théorique de métal déposée ou libérée lors d'une réaction électrochimique selon l'équation m = (M·I·t) / (n·F). En renseignant la masse molaire, l'intensité du courant, la durée et le nombre d'électrons échangés par ion, l'outil calcule instantanément la charge électrique totale en coulombs, la quantité d'électrons transférée en moles et la masse résultante.

Quand l’utiliser

  • Dimensionner la durée ou l'intensité nécessaire pour déposer une épaisseur cible de métal lors d'un procédé de galvanoplastie.
  • Résoudre des exercices de chimie générale et de physique sur l'électrolyse et la stœchiométrie des réactions d'oxydoréduction.
  • Vérifier le rendement faradique en comparant la masse métallique théorique obtenue au dépôt expérimental réel mesuré en laboratoire.

Fonctionnement

  1. 1Saisissez la masse molaire de l'élément cible (M en g/mol) et le nombre d'électrons transférés par ion (n).
  2. 2Indiquez l'intensité du courant électrique (I) en ampères (A) ou milliampères (mA) ainsi que la durée d'application (t) en secondes, minutes ou heures.
  3. 3L'outil convertit les grandeurs en unités SI, multiplie le courant par le temps pour trouver la charge totale (Q = I·t) et divise par la constante de Faraday (F ≈ 96485 C/mol).
  4. 4La masse théorique déposée (m) est calculée et affichée avec le détail intermédiaire des moles d'électrons et de matière.

Cas d’usage

  • Contrôle de fabrication dans les ateliers de placage électrolytique (cuivrage, argenture, dorure, nickelage).
  • Travaux pratiques et démonstrations pédagogiques d'électrochimie en lycée ou cursus universitaire.
  • Étalonnage de coulomètres chimiques par mesure de la variation massique des électrodes.

Exemples

1. Dépôt électrolytique de cuivre

Technicien en galvanoplastie

Contexte

Un atelier souhaite appliquer une couche de cuivre sur une pièce métallique à l'aide d'un bain contenant des ions Cu²⁺.

Problème

Calculer la masse théorique de cuivre déposée après une heure de traitement sous une intensité constante de 2 A.

Utilisation

Renseigner 63.546 pour la masse molaire, 2 pour le courant en A, 1 pour la durée en h, et 2 pour le nombre d'électrons par ion.

Résultat

Une charge de 7200 C traverse le bain, entraînant le dépôt théorique de 2.37 g de cuivre.

2. Coulométrie sur bain d'argent

Étudiant en chimie

Contexte

Dans le cadre d'une manipulation de laboratoire, un coulomètre à ions Ag⁺ est alimenté sous 1 A pendant 15 minutes.

Problème

Déterminer la quantité d'argent précipité pour valider la mesure de la charge électrique passée.

Utilisation

Saisir 107.8682 pour la masse molaire de l'argent, 1 pour le courant en A, 15 pour la durée en min, et 1 pour les électrons par ion.

Résultat

Avec une charge passée de 900 C, la masse d'argent déposée obtenue est de 1.006 g.

FAQ

Quelle est la valeur de la constante de Faraday utilisée ?

Le calcul s'appuie sur la constante de Faraday standard F ≈ 96 485 C/mol, représentant la charge électrique portée par une mole d'électrons.

Comment déterminer le nombre d'électrons par ion (n) ?

La variable n correspond au nombre d'électrons échangés lors de la demi-réaction d'oxydoréduction (par exemple, n = 1 pour Ag⁺ → Ag et n = 2 pour Cu²⁺ → Cu).

Le calculateur prend-il en compte le rendement de courant réel ?

Non, l'outil calcule la masse théorique maximale à un rendement faradique de 100 %, sans intégrer les réactions secondaires parasites.

Quelles unités de durée sont acceptées ?

Vous pouvez saisir le temps directement en secondes (s), en minutes (min) ou en heures (h) via le menu déroulant dédié.

Puis-je utiliser des intensités faibles en milliampères ?

Oui, sélectionnez l'unité « mA » pour ajuster automatiquement le calcul pour des courants de faible intensité.

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Calculateur de l'équation d'Arrhenius

L'équation d'Arrhenius k = A·e^(−Ea/RT) en trois modes : k à partir de A, Ea et T ; le facteur préexponentiel A à partir d'un k mesuré ; et Ea à partir de deux points (k, T) via Ea = R·ln(k₂/k₁)·T₁T₂/(T₂−T₁). L'énergie d'activation s'accepte en kJ/mol ou kcal/mol et s'affiche dans les deux unités. Ancrages : avec A = 10¹³ s⁻¹, Ea = 75 kJ/mol et T = 298.15 K, k ≈ 0.73 s⁻¹ ; une vitesse qui double de 20 °C à 30 °C correspond à Ea ≈ 51.2 kJ/mol — la règle classique.

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Calculateur de capacité et d'autonomie de batterie

Capacité et autonomie de batterie, C = I·t, dans les deux sens : autonomie depuis la capacité (mAh ÷ mA = heures) ou capacité requise par une mission (mA × h = mAh), avec tension nominale optionnelle ajoutant énergie (Wh) et puissance (W). Ancrages : une batterie de téléphone de 4500 mAh à 300 mA de charge moyenne tient exactement 15 h ; un capteur IoT consommant 5 mA pendant 30 jours exige 3600 mAh — 3.6 Ah —, une cellule lithium de manuel.

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Calculateur de la loi de Beer-Lambert

Loi de Beer-Lambert A = ε·c·l dans les deux sens : absorbance depuis la concentration, ou concentration depuis une absorbance mesurée (la direction quotidienne du dosage). La transmittance T = 10⁻ᴬ accompagne, et un résultat hors de la plage linéaire 0.05–1.0 est signalé. Ancrage : le NADH à 340 nm a ε = 6220 L·mol⁻¹·cm⁻¹, donc 100 µM dans une cuve de 1 cm lit exactement A = 0.622 — le point d'étalonnage derrière la moitié de l'enzymologie.

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Calculateur d'élévation du point d'ébullition

Élévation du point d'ébullition ΔT_b = K_b·m·i avec table de solvants (K_b en K·kg/mol et point d'ébullition normal en °C), facteur de van't Hoff i pour les électrolytes et solvant personnalisé. Ancrages : NaCl 0.5 mol/kg dans l'eau (i = 2) bout 0.512 °C plus haut, à 100.512 °C ; 0.4 mol/kg dans le benzène (K_b = 2.53) élève de 1.012 °C jusqu'à 81.112 °C ; le K_b géant du camphre (5.61) en fait le solvant classique de l'ébulliométrie.