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Calculadora da lei de eletrólise de Faraday

· Última atualização：2026-09-02

Lei de eletrólise de Faraday m = M·I·t/(n·F): um mol de eletrões (96485 C, um 'faraday') deposita um equivalente M/n de qualquer elemento. Insere massa molar, corrente e tempo com unidades, e eletrões por ião; recebes a carga passada, os moles de eletrões e a massa depositada. Âncoras: 2 A durante uma hora depositam 2.37 g de cobre de Cu²⁺; e a prata de Ag⁺ entrega quase exatamente um grama por ampère-quarto de hora — 1.006 g com 1 A e 15 min.

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Escrito pela equipe Elysia Tools

Guia de uso da ferramenta

Veja quando usar esta ferramenta, o que ela suporta e como os usuários a aplicam.

Fatos principais

Categoria
Science & Education
Tipos de entrada
number, select
Tipo de saída
text
Cobertura de exemplos
4
API pronta
Sim

Visão geral

A calculadora da lei de eletrólise de Faraday calcula a massa depositada numa reação eletroquímica aplicando a equação m = M·I·t/(n·F). Com suporte a unidades flexíveis de corrente e tempo, a ferramenta determina com precisão a carga total transferida em Coulombs, a quantidade de matéria de eletrões envolvida e a massa final depositada ou consumida no elétrodo.

Quando usar

  • No planeamento de processos de galvanoplastia e eletrodeposição industrial para estimar a quantidade de metal adicionado a uma peça.
  • Na resolução de problemas de química e física eletroquímica envolvendo eletrólise quantitativa e estequiometria de iões.
  • Na calibração e análise de ensaios laboratoriais com células eletrolíticas e coulometria a corrente constante.

Como funciona

  1. 1Indique a massa molar do elemento (g/mol) e o número de eletrões transferidos por cada ião (n).
  2. 2Defina o valor da corrente elétrica e a respetiva unidade (A ou mA), juntamente com a duração do processo (segundos, minutos ou horas).
  3. 3A ferramenta converte o tempo para segundos, calcula a carga elétrica total em Coulombs (Q = I·t) e aplica a constante de Faraday (F ≈ 96485 C/mol) para calcular a massa teórica depositada.

Casos de uso

  • Cálculo de espessura teórica e massa de cobre em banhos galvânicos de placas de circuito impresso.
  • Determinação da prata ou ouro depositados em peças de joalharia durante tratamentos eletrolíticos.
  • Exercícios práticos e relatórios laboratoriais de química inorgânica e eletroquímica quantitativa.

Exemplos

1. Eletrodeposição de cobre a partir de Cu²⁺

Técnico de galvanoplastia

Contexto

Uma oficina de revestimento metálico necessita de adicionar uma camada de cobre uniforme sobre componentes mecânicos através de um banho eletrolítico.

Problema

Saber exatamente quantos gramas de cobre serão transferidos com uma corrente de 2 A durante 1 hora contínua.

Como usar

Introduza a massa molar do cobre (63.546 g/mol), selecione a corrente de 2 A, o tempo de 1 h e defina n = 2 eletrões por ião.

Resultado

Obtém-se uma carga total de 7200 C, 0.0746 mol de eletrões e uma massa teórica de cobre depositada de 2.37 g.

2. Prateamento em coulómetro de precisão

Estudante de engenharia química

Contexto

Num ensaio laboratorial de coulometria de prata, o objetivo é verificar a calibração de um equipamento através da redução de Ag⁺.

Problema

Calcular a massa de prata esperada no cátodo aplicando 1 A de corrente durante 15 minutos.

Como usar

Defina a massa molar como 107.868 g/mol, a corrente em 1 A, o tempo em 15 min e o número de eletrões n = 1.

Resultado

Perguntas frequentes

Qual é a fórmula utilizada para o cálculo da eletrólise?

Utiliza a lei de Faraday: m = (M · I · t) / (n · F), onde M é a massa molar, I a corrente, t o tempo em segundos, n o número de eletrões e F a constante de Faraday (96485 C/mol).

O que representa a variável n na calculadora?

Representa o número de eletrões transferidos por ião durante a reação de oxirredução (por exemplo, n = 2 para Cu²⁺ ou n = 1 para Ag⁺).

Quais unidades de tempo e corrente são suportadas?

A corrente pode ser inserida em amperes (A) ou miliamperes (mA), e o tempo em segundos (s), minutos (min) ou horas (h).

O cálculo considera perdas por eficiência de corrente?

Não, o resultado reflete a deposição teórica com 100% de rendimento faradaico sem perdas parasitárias.

A ferramenta calcula a carga total acumulada?

Sim, a saída apresenta a carga elétrica total em Coulombs (Q), os moles de eletrões e a massa depositada resultante.

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Calculadora da equação de Arrhenius

A equação de Arrhenius k = A·e^(−Ea/RT) em três modos: k a partir de A, Ea e T; o fator pré-exponencial A a partir de um k medido; e Ea a partir de dois pontos (k, T) via Ea = R·ln(k₂/k₁)·T₁T₂/(T₂−T₁). A energia de ativação aceita kJ/mol ou kcal/mol e é exibida nas duas unidades. Âncoras: com A = 10¹³ s⁻¹, Ea = 75 kJ/mol e T = 298.15 K, k ≈ 0.73 s⁻¹; uma velocidade que dobra de 20 °C para 30 °C corresponde a Ea ≈ 51.2 kJ/mol — a regra clássica.

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Calculadora de capacidade e autonomia de bateria

Capacidade e autonomia de bateria, C = I·t, nas duas direções: autonomia a partir da capacidade (mAh ÷ mA = horas) ou a capacidade que um trabalho precisa (mA × h = mAh), com tensão nominal opcional somando energia (Wh) e potência (W). Âncoras: uma bateria de telefone de 4500 mAh a 300 mA de carga média dura exatamente 15 h; um sensor IoT que consome 5 mA durante 30 dias precisa de 3600 mAh — 3.6 Ah —, uma célula de lítio de livro-texto.

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Calculadora da lei de Beer-Lambert

Lei de Beer-Lambert A = ε·c·l nas duas direções: absorbância a partir da concentração, ou concentração a partir de uma absorbância medida (a direção cotidiana de quantificação). A transmitância T = 10⁻ᴬ acompanha, e resultados fora da faixa linear de trabalho 0.05–1.0 são sinalizados. Âncora: o NADH a 340 nm tem ε = 6220 L·mol⁻¹·cm⁻¹, então 100 µM numa cuvette de 1 cm lê exatamente A = 0.622 — o ponto de calibração por trás de metade da enzimologia.

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Calculadora da elevação do ponto de ebulição

Elevação do ponto de ebulição ΔT_b = K_b·m·i com tabela de solventes (K_b em K·kg/mol e ponto de ebulição normal em °C), fator de van't Hoff i para eletrólitos e solvente personalizado. Âncoras: NaCl 0.5 mol/kg em água (i = 2) ferve 0.512 °C acima, a 100.512 °C; 0.4 mol/kg em benzeno (K_b = 2.53) eleva 1.012 °C até 81.112 °C; o K_b gigante da cânfora (5.61) consagra-a como o solvente clássico da ebulioscopia.

O cálculo indica 900 C de carga transferida e um depósito teórico de aproximadamente 1.006 g de prata metálica.