Calculateur de la loi de Faraday (électrolyse)
Rédigé par Thierno Sadou Diallo, formule vérifiée selon notre méthodologie • Mis à jour le 17/08/2026
La loi de Faraday donne m = (I × t × M) ÷ (n × F), où F est la constante de Faraday (96485 C/mol). Pour un dépôt de cuivre avec un courant de 2 A pendant 5000 secondes, la masse déposée est d'environ 3,29 g.
Explication
L'électrolyse utilise un courant électrique pour provoquer une réaction chimique qui ne se produirait pas spontanément, notamment le dépôt d'un métal sur une surface (galvanoplastie, dorure, argenture) ou sa dissolution. Les lois de Faraday relient précisément la quantité de substance déposée ou dissoute à la quantité d'électricité qui a traversé la solution : plus le courant est intense et plus l'électrolyse dure longtemps, plus la charge électrique totale transportée (Q = I × t) est importante, et donc plus la masse de substance transformée est grande, dans une relation strictement proportionnelle. Le nombre d'électrons échangés par ion (n) reflète la charge de l'ion métallique impliqué : un ion cuivre Cu²⁺ nécessite 2 électrons pour être réduit en cuivre métallique, contre un seul pour un ion argent Ag⁺, ce qui signifie qu'à charge électrique égale, l'électrolyse dépose davantage d'atomes d'argent que d'atomes de cuivre (bien que la masse finale dépende aussi de la masse molaire de chaque métal). La constante de Faraday (96485 C/mol) représente la charge électrique portée par une mole d'électrons, un pont de conversion entre le monde macroscopique du courant électrique mesurable et le monde microscopique du nombre de particules chargées impliquées dans la réaction — le même type de pont établi par le nombre d'Avogadro entre une masse mesurable et un nombre de particules, déjà utilisé dans notre calculateur de concentration molaire. Le rendement réel d'une électrolyse industrielle reste généralement inférieur à 100 %, un écart quantifié par notre calculateur de rendement de réaction.
Exemple : dépôt de cuivre, 2 A pendant 5000 secondes
Données d'entrée
Intensité : 2 A. Durée : 5000 s. Masse molaire (Cu) : 63,55 g/mol. Électrons échangés (Cu²⁺) : 2.
Calcul
Q = 2 × 5000 = 10 000 C. m = (10 000 × 63,55) ÷ (2 × 96485) = 635 500 ÷ 192 970 ≈ 3,2933 g.
Résultat
Cette électrolyse dépose environ 3,29 g de cuivre.
Questions fréquentes
Pourquoi le nombre d'électrons échangés change-t-il d'un métal à l'autre ?
Il dépend de la charge de l'ion métallique impliqué dans la réaction, elle-même déterminée par la configuration électronique de l'élément : le cuivre se retrouve couramment sous forme d'ion Cu²⁺ (nécessitant 2 électrons pour être réduit en cuivre métallique), l'argent sous forme d'ion Ag⁺ (1 seul électron), et l'aluminium sous forme d'ion Al³⁺ (3 électrons). Cette valeur se trouve dans les tables de données électrochimiques pour chaque élément et son état d'oxydation considéré.
À charge électrique égale, pourquoi la masse déposée diffère-t-elle selon le métal ?
Parce que la masse déposée dépend à la fois du nombre d'électrons nécessaires par ion (n) et de la masse molaire du métal (M) : un métal à masse molaire élevée mais nécessitant peu d'électrons par ion (comme l'argent) est déposé en masse plus importante, à charge électrique égale, qu'un métal plus léger nécessitant davantage d'électrons par ion.
Cette loi s'applique-t-elle aussi à l'électrolyse de l'eau ?
Oui, le même principe s'applique à toute réaction électrochimique, y compris l'électrolyse de l'eau pour produire de l'hydrogène et de l'oxygène gazeux : la quantité de gaz produite à chaque électrode reste proportionnelle à la charge électrique totale transportée, avec un nombre d'électrons échangés propre à chaque demi-réaction (2 électrons pour produire une molécule de dihydrogène, par exemple).