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{{vedi anche|w:Leggi di Faraday sull'elettrolisi}}
Nei primi anni seguenti la scoperta dell'elettrolisi, lo scienziato [[w:Michael Faraday|Michael Faraday]] eseguì una serie di misurazioni riguardanti la quantità di corrente che passava attraverso gli elettrodi, e gli effetti che questa produceva, scoprendo che:
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*La medesima quantità di carica elettrica, fatta passare attraverso più soluzioni di elettroliti diversi, produce, o fa consumare, un ugual numero di equivalenti chimici (moli) di questi elettroliti.
Faraday non poté fornire i dati quantitativi su questo processo, che spettò a (un altro scienziato) che potè riassumere le osservazioni del suo predecessore in questa formula:
<math>m = \frac{M\;Q}{z\;F}</math>
* <math>m</math> è la quantità di sostanza depositata all'elettrodo.
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* <math>z</math> è la valenza degli ioni.
* <math>F</math> è la [[w:Costante di Faraday|costante di Faraday]] = 96.485,339 C/mol.
===Risoluzioni dell'equazione===
Prendiamo come esempio l'elettrolisi del cloruro di sodio. Inseriamo nell'equazione i dati numerici (con relative unità di misura) al posto delle lettere:
* <math>m</math> = X g
* <math>M</math> = 58,443 u.m.a.
* <math>Q</math> = 6,02214129·10<sup>23</sup> x 1,602 176 53·10<sup>-19</sup> C = 96.485,339 C
* <math>z</math> = ±1
* <math>F</math> = 96.485,339 C/mol.
<math>X\;g = \frac{58,443\;uma\times\;96485,339\;C}{1\times\;96485,339{C\over mol}}</math>
Eseguendo i calcoli e le semplificazioni si giunge a questo punto intermedio:
<math>X\;g = 58,443\;uma\times 1\;mol</math>
Risolvendo quest'ultimo passaggio, che è una semplice conversione stechiometrica da mol a grammi, si ottiene che:
<math>X = 58,443\;g </math>
;Tempo impiegato
Per questo esempio useremo una batteria che fornisce meno di 1 F di energia (96.485,339 C = 96.485,339 A·s) alla soluzione, e sostituiamo a C (coulomb) le unità del SI da cui deriva: A·s (ampere × secondo).
* <math>m</math> = 58,443 g
* <math>M</math> = 58,443 u.m.a.
* <math>Q</math> = 6,02214129·10<sup>23</sup> x 1,602 176 53·10<sup>-19</sup> C = 96.485,339 A·s
* <math>z</math> = ±1
* <math>F</math> = 6 A·s/mol.
<math>58,443\;g = \frac{58,443\;uma\times\;96485,339\;A\!\cdot\!s}{1\times\;6\;{A\;\cdot\;s\over mol}}</math>
Non c'è bisogno di eseguire tutti i calcoli, basterà fare una proporzione tra il tempo che intercorre utilizzando 96485,334 A·s/mol e 6 A·s, riformulandola in questo modo:<br />
''"Se 96485,339 A sprigionano 1 mol in 1 s, 6 A sprigionano 1 mol in quanti secondi?"''
<math>96485,339\;A\!\cdot\!s\;:\;1\;mol = 6\;A\!\cdot\!s\;:\;X\;mol</math>
Qui risulta che in 1 s somministrando 6 A vengono rilasciate solo 0,0006219 mol.
Facendo il rapporto 1: 6,219·10<sup>-5</sup> = 16080,89 volte più lento.
16080,89 s = 268,014 min.
;Valenza ionica maggiore.
Mantenendo costanti i dati originali, aumentiamo invece lo stato di ossidazione degli ioni:
* <math>m</math> = X g
* <math>M</math> = 58,443 u.m.a.
* <math>Q</math> = 6,02214129·10<sup>23</sup> x 1,602 176 53·10<sup>-19</sup> C = 96.485,339 C
* <math>z</math> = ±1, ±2, ±3, ...
* <math>F</math> = 96.485,339 C/mol.
Eseguendo l'equazione si noterà che il tempo raddoppia o triplica al raddoppiare, triplicare ecc. dello stato di ossidazione dello ione, mentre la quantità in grammi (tenendo invece il tempo costante) diminuirà.
Il principio appena spiegato si applica anche per composti che in soluzione rilasciano ioni con valenze diverse:
:<math>
Na_2SO_4 \quad
\begin{matrix} {\longleftarrow} \\ {\longrightarrow} \end{matrix}
\quad 2\;Na^+ + SO_4^{-2}
</math>
Al catodo si raddoppierà la quantità di portatori di carica, mentre all'anodo raddoppierà la valenza degli ioni. Inserendo i dati nella tabella, verrà fuori:
<math>X\;g = \frac{142,04\;uma\times\;192970,678\;C}{1\times\;96485,339{C\over mol}}</math>
Se si desidera calcolare la reazione catodica (raddoppiando quindi il numero di ioni che arrivano al catodo e quindi la quantità di corrente da loro trasportata) oppure:
<math>X\;g = \frac{58,443\;uma\times\;96485,339\;C}{2\times\;96485,339{C\over mol}}</math>
Se si desidera calcolare la reazione anodica, ovvero lo scambio di energia che avviene al catodo (che dev'essere doppia, dato che è doppio il numero di elettroni richiesti dallo ione per diventare specie chimica neutra).
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