4.5 Νόμοι του Faraday

1) Μεταξύ της ποσότητας υλικού που αποτίθεται κατά την ηλεκτρόλυση και της ποσότητας ηλεκτρισμού που διέρχεται μέσω του ηλεκτρολύτη, υπάρχει μια νομοτελής σχέση:
Η εναποτιθέμενη ποσότητα υλικού m, είναι ανάλογη της ποσότητας ηλεκτρισμού Q. Εξωτερικές συνθήκες, όπως διαφορετικές συγκεντρώσεις των ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων, διαφορετικές θερμοκρασίες, αποστάσεις ηλεκτροδίων κ.λ.π. δεν έχουν καμία επίδραση. Αυτή η νομοτέλεια φέρει το όνομα του ερευνητή που την ανακάλυψε και ονομάζεται 1ος νόμος του Faraday.

Faraday

1ος νόμος του Faraday
Ο αριθμός των ιόντων που εκφορτίζονται σε ένα ηλεκτρόδιο (άνοδος ή κάθοδος), είναι ανάλογος της ποσότητας ηλεκτρισμού που διέρχεται από το ηλεκτρολυτικό διάλυμα.

2) Η ελευθερούμενη ποσότητα υλικού προσδιορίζεται εύκολα με τη βοήθεια των αντιδράσεων που λαμβάνουν χώρα στην ηλεκτρόλυση.
Τα μονοσθενή ιόντα (π.χ. Ag+) χρειάζονται, για να αποτεθούν, 1e- ανά ιόν.
Τα δισθενή ιόντα (π.χ. Cu2+) χρειάζονται, για να αποτεθούν, 2e- ανά ιόν.
Τα τρισθενή ιόντα (π.χ. Al3+) χρειάζονται, για να αποτεθούν, 3e- ανά ιόν.

Για την εναπόθεση 1 mol (6,023 * 1023 σωματιδίων) πρέπει:
στα μονοσθενή ιόντα να μεταφέρονται 1*6,023*1023 e-
στα δισθενή ιόντα να μεταφέρονται 2*6,023*1023 e-
στα τρισθενή ιόντα να μεταφέρονται 3*6,023*1023 e-

Αν καθορίσει κανείς την ποσότητα φορτίου που χρειάζεται για την απόθεση 1 mol μιας ουσίας με μονοσθενή ιόντα, θα βρει τον αριθμό F = 96.485 Coulomb. Ο αριθμός αυτός ονομάζεται σταθερά Faraday.

Αν συγκρίνει κανείς τις ποσότητες μάζας των διαφορετικών στοιχείων, τα οποία εκφορτίστηκαν κατά την ηλεκτρόλυση μέσω της ποσότητας φορτίου Q = 96.485 Coulomb  βρίσκει:
Από ηλεκτρολυτικό διάλυμα Ag+ (μονοσθενές ιόν)  αποτίθεται 1 mol Ag
Από ηλεκτρολυτικό διάλυμα Cu2+ (δισθενές ιόν) αποτίθεται 1/2 mol Cu
Από ηλεκτρολυτικό διάλυμα Al3+ (τρισθενές ιόν) αποτίθεται 1/3 mol Cu.
Οι διαφορετικές ποσότητες υλικών που αποτίθενται είναι αποτέλεσμα του γεγονότος ότι για την εκφόρτιση ενός ιόντος Ag+ χρειάζεται 1 e-, ενώ για ένα ιόν Cu2+ χρειάζονται 2 e- και για την εκφόρτιση ενός ιόντος Al3+ χρειάζονται 3 e-. Αυτό οδηγεί στην απόθεση ισοδύναμων ποσοτήτων υλικού από μια ορισμένη ποσότητα φορτίου. Αυτό σημαίνει ότι το φορτίο Q=96.485 Coulomb εκφορτίζει, από διαφορετικούς ηλεκτρολύτες, κάθε φορά ποσότητα 1 mol ιόντων, της ουσίας  που ηλεκτρολύεται, διαιρεμένης δια του φορτίου των ιόντων.
Αυτή η σχέση αποτελεί τον 2ο νόμο του Faraday.

2ος νόμος του Faraday
Ο αριθμός των ιόντων που εκφορτίζονται σε ένα ηλεκτρόδιο (άνοδος ή κάθοδος), είναι αντιστρόφως ανάλογος του φορτίου του ιόντος.

Για τους υπολογισμούς, είτε της ποσότητας του φορτίου που πρέπει να περάσει από ένα ηλεκτρολυτικό στοιχείο ώστε να πραγματοποιηθεί μία ηλεκτρόλυση, είτε της ποσότητας των προϊόντων που παίρνουμε από μία διαδικασία ηλεκτρόλυσης, πρέπει αρχικά να γραφούν οι σχετικές ημιαντιδράσεις οξείδωσης και αναγωγής που πραγματοποιούνται αντίστοιχα στα ηλεκτρόδια ανόδου και καθόδου και στη συνέχεια με βάση αυτές τις χημικές εξισώσεις να γίνουν οι σχετικοί στοιχειωμετρικοί υπολογισμοί.  Θα πρέπει να γνωρίζουμε επίσης ότι η απόλυτη τιμή του φορτίου κάθε ηλεκτρονίου είναι Qe- = 1,6 * 10-19 C (στοιχειώδες ηλεκτρικό φορτίο), και συνεπώς, 1 mol e- έχει ηλεκτρικό φορτίο:
F ≈ (6,023 * 1023) * (1,6 * 10-19) ≈ 96500 C.