Elektroliz Hesaplayıcısı

Q: Elektrolizde biriken kütleyi elle nasıl hesaplarım?

Akımı saniye cinsinden süreyle çarpıp yükü bulun: Q = I · t. Bu değeri aktarılan elektron sayısı z ile Faraday sabitinin (96.485 C/mol) çarpımına bölerek mol sayısını bulun: n = Q/(zF). Son olarak molar kütle M ile çarpın: m = n · M. Örnek: Cu²⁺ ile 30 dakika boyunca 2 A akım, 3600/(2 × 96485) × 63,546 ≈ 1,19 g bakır verir.

Q: Faraday sabiti nedir ve neden 96.485 C/mol'dür?

Faraday sabiti F, bir mol elektronun toplam yüküdür. Bir elektron 1,602 × 10⁻¹⁹ C yük taşıdığından ve bir mol 6,022 × 10²³ parçacık içerdiğinden, çarpımları yaklaşık 96.485 C/mol eder. Bu değer elektriği kimyaya bağlar: bir faraday yük geçirmek (yaklaşık 26,8 saat boyunca 1 A), hücreden tam bir mol elektron aktarır.

Q: Bu hesaplayıcıyı hidrojen veya oksijen gibi gazlar için kullanabilir miyim?

Evet. Aynı denklemler gazın mol sayısını verir: H₂ için z = 2, O₂ için z = 4 kullanın ve uygun molar kütleyi (2,016 veya 32,00 g/mol) girin. Hacmi bulmak için mol sayısını kendi koşullarınızdaki molar hacimle çarpın — STP'de (0 °C, 1 atm) 22,4 L/mol, 25 °C'de 24,5 L/mol — ya da diğer basınç ve sıcaklıklarda ideal gaz yasası PV = nRT denklemini uygulayın.

Q: Akım zamanla değişirse ne olur?

Q = I · t formülü yalnızca sabit akım için geçerlidir. Değişken akımda önce toplam yükü, akımın zamanla integralini alarak bulun: Q = int I dt. Basit durumlarda deneyi yaklaşık sabit akımlı bölümlere ayırın, her biri için I · t hesaplayın ve toplayın. Ardından toplam Q'yu zF'ye bölüp M ile çarpın.

Güncellendi: 8 Ekim 2026

Faraday yasasıyla bir elektroliz hücresinde biriken veya oluşan kütleyi hesaplayın. Yükü, mol sayısını ve biriken kütleyi bulmak için akımı, süreyi, molar kütleyi ve formül birimi başına aktarılan elektron sayısını girin.

Faraday Yasasına Göre Elektroliz Birikimi

Elektroliz Formülü

Formül

\[ Q = I \cdot t \\ n = \frac{Q}{z \cdot F} \\ m = n \cdot M = \frac{I \cdot t \cdot M}{z \cdot F} \]

Değişkenler:

\(Q\) — hücreden geçen elektrik yükü (coulomb)
\(I\) — akım (amper)
\(t\) — akımın geçtiği süre (saniye)
\(z\) — ürünün bir formül birimi başına aktarılan elektron sayısı
\(F\) — Faraday sabiti, \(96\,485.33\ \text{C/mol}\)
\(n\) — oluşan ürünün mol sayısı (mol)
\(M\) — ürünün molar kütlesi (g/mol)
\(m\) — teorik biriken kütle (g)

Bu denklemler Faraday'ın elektroliz yasalarını ifade eder: bir elektrotta oluşan madde miktarı, hücreden geçen elektrik yükü miktarıyla doğru orantılıdır.

Elektroliz – Örnek Hesaplama

Örnek: bir bakır şerit, CuSO₄ banyosunda elektrokaplanıyor. 2 A'lık akım 30 dakika boyunca geçiriliyor. Bakır (\(M = 63.546\) g/mol) Cu²⁺ iyonlarından biriktiği için \(z = 2\) olur.

\[ Q = I \cdot t = 2\ \text{A} \times 1800\ \text{s} = 3600\ \text{C} \]

\[ n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{3600}{2 \times 96\,485.33} = 0.018656\ \text{mol} \]

\[ m = n \cdot M = 0.018656 \times 63.546 \approx 1.1855\ \text{g} \]

Sonuç: hücreden geçen yük 3600 C olup 0,018656 mol bakır oluşur; bu da elektrotta yaklaşık 1,1855 g bakırın biriktiği anlamına gelir.

Elektroliz Hesaplayıcısı Nasıl Kullanılır?

Hücreden geçen Akımdaki değeri girin ve açılır listeden birimi (A veya mA) seçin.
Akımın geçtiği Süreyi girin ve saniye, dakika veya saat seçin.
Biriken ya da oluşan maddenin Molar Kütlesini g/mol cinsinden girin (örn. Cu için 63,546, Ag için 107,868).
Ürün Birimi Başına Elektron Sayısını (\(z\)) girin: Ag⁺ → Ag için 1, Cu²⁺ → Cu için 2, Al³⁺ → Al için 3.
Sonuçları okuyun: coulomb cinsinden Elektrik Yükü, oluşan Ürünün Mol Sayısı ve gram cinsinden Teorik Biriken Kütle.

Elektroliz Nedir?

Elektroliz, kendiliğinden gerçekleşmeyen bir redoks reaksiyonunu sürdürmek için doğru akımın kullanıldığı kimyasal bir işlemdir. Elektroliz hücresinde iyonlar elektrotlara doğru hareket eder: pozitif iyonlar (katyonlar) katotta elektron kazanır, negatif iyonlar (anyonlar) anotta elektron kaybeder. Metallerin elektrokaplanması, suyun hidrojen ve oksijene ayrıştırılması ile endüstriyel ölçekte saf alüminyum ve klor üretimi bu yolla yapılır.

Elektrik ile kimyasal değişim arasındaki nicel ilişkiyi Faraday yasaları tanımlar. Birinci yasaya göre elektrotta değişime uğrayan maddenin kütlesi, geçen yük miktarıyla orantılıdır. İkinci yasaya göre aynı yük altında farklı maddelerde oluşan miktarlar, eşdeğer ağırlıklarıyla (molar kütlenin \(z\)'ye bölümü) orantılıdır. İkisinin birleşimi, bu hesaplayıcının uyguladığı tek denklemi verir: \(m = \frac{I \cdot t \cdot M}{z \cdot F}\).

Üç sonuç adım adım birbirini tamamlar. Yük \(Q\), gerçekte ne kadar elektrik geçtiğini söyler. \(z \cdot F\)'ye bölmek bu yükü ürünün mol sayısına dönüştürür — bir mol elektron (96.485 C), bir mol tek değerli iyonu, yarım mol çift değerli iyonu indirir ve böyle devam eder. Molar kütleyle çarpmak ise son adımda elektrota birikmesini beklediğiniz kütleyi gram cinsinden verir.

Hesaplanan teorik birikintiyi elektrotta ölçtüğünüz gerçek değerle karşılaştırmak isterseniz sonucu yüzde olarak ifade edebilirsiniz; bunun için Yüzde Verim hesaplayıcısını kullanın. Hangi türün hangi elektrota tepki verdiğini anlamak için Redoks Reaksiyonlarını Dengeleme hesaplayıcısı yarı reaksiyonları ve \(z\) değerini bulmanıza yardımcı olur.

Sık Kullanılan z ve M Değerleri

Yarı reaksiyon	z	M (g/mol)
Ag⁺ + e⁻ → Ag	1	107,868
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	2	63,546
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	2	65,38
Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni	2	58,693
Al³⁺ + 3e⁻ → Al	3	26,982
2H⁺ + 2e⁻ → H₂	2	2,016

Varsayımlar ve Sınırlamalar

%100 akım verimi: hesaplayıcı, tüm elektronların hedef reaksiyona gittiğini varsayar. Gerçek hücrelerde yan reaksiyonlar (örneğin hidrojen gazının açığa çıkması) akımın bir kısmını tüketir; bu yüzden gerçek birikinti daha az olur. Verim çarpanını biliyorsanız teorik kütleyi bu değere bölün.
Sabit akım: formül sabit doğru akım için geçerlidir. Değişken akımda önce \(Q\)'yu bulmak için \(I\)'yı zaman boyunca integralleyin, ardından \(n = Q/(zF)\) formülünü kullanın.
Elektrot başına tek ürün: aynı elektrotta birkaç iyon rekabet ediyorsa, gözle görülür biçimde yalnızca tercih edilen reaksiyon ilerler; hesaplamayı yalnızca o reaksiyona uygulayın.
Gaz ürünler: H₂ veya O₂ gibi gazlarda aynı denklemler mol sayısını verir; hacme dönüştürmek için ideal gaz yasasını ya da kendi koşullarınızdaki molar hacmi kullanın (bkz. Birleşik Gaz Yasası hesaplayıcısı).
İşaret kuralı: akımın büyüklüğünü girin. Reaksiyonun yönü (birikme veya çözünme), hangi elektrota baktığınıza bağlıdır.

Pratik İpuçları

Hızlı zihinsel kontrol için şunu aklınızda tutun: 1 mol elektron ≈ 96.500 C'dir; yani 1 A'lık akım yaklaşık 26,8 saatte bir faraday yük taşır.
Elektrokaplama atölyelerinde kütle çoğunlukla kaplama kalınlığına dönüştürülür: biriken kütleyi kaplanan alan ve metalin yoğunluğuna bölün.
Birikinti kütlesi yerine çözelti derişimi gerekiyorsa — örneğin ürünü çözdükten sonra — Molarite hesaplayıcısı veya Normalite hesaplayıcısı analizi tamamlayabilir.

Sıkça Sorulan Sorular

Elektrolizde biriken kütleyi elle nasıl hesaplarım?

Akımı saniye cinsinden süreyle çarpıp yükü bulun: \(Q = I \cdot t\). Bu değeri aktarılan elektron sayısı \(z\) ile Faraday sabitinin (96.485 C/mol) çarpımına bölerek mol sayısını bulun: \(n = Q/(zF)\). Son olarak molar kütle \(M\) ile çarpın: \(m = n \cdot M\). Örnek: Cu²⁺ ile 30 dakika boyunca 2 A akım, \(3600/(2 \times 96485) \times 63,546 \approx 1,19\) g bakır verir.

Faraday sabiti nedir ve neden 96.485 C/mol'dür?

Faraday sabiti \(F\), bir mol elektronun toplam yüküdür. Bir elektron 1,602 × 10⁻¹⁹ C yük taşıdığından ve bir mol 6,022 × 10²³ parçacık içerdiğinden, çarpımları yaklaşık 96.485 C/mol eder. Bu değer elektriği kimyaya bağlar: bir faraday yük geçirmek (yaklaşık 26,8 saat boyunca 1 A), hücreden tam bir mol elektron aktarır.

Reaksiyonum için z değerini (aktarılan elektron sayısı) nasıl bulurum?

Yarı reaksiyonu dengeleyin ve bir taraftaki elektronları sayın. Ag⁺ + e⁻ → Ag için \(z = 1\); Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu için \(z = 2\); Al³⁺ + 3e⁻ → Al için \(z = 3\). Sudan O₂ oluşumunda (2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻) molekül başına \(z = 4\). Metal birikmesinde iyonun yükü pratik bir kısayoldur; ancak permanganat veya dikromat gibi karmaşık türlerde dengeli yarı reaksiyonu mutlaka kontrol edin.

Biriken kütleyi kaplama kalınlığına nasıl dönüştürürüm?

Kütleyi kaplanan alana bölerek birim alan başına kütleyi bulun, sonra metalin yoğunluğuna bölün. Örneğin 50 cm²'lik alana yayılan 1,1855 g bakır 0,02371 g/cm² verir; bakırın yoğunluğuna (8,96 g/cm³) bölününce yaklaşık 26,5 µm kaplama kalınlığı çıkar. Bu hesap yalnızca birikinti tekdüze dağıldığında geçerlidir; pratikte bunun için iyi karıştırma ve doğru elektrot konumlandırması gerekir.

Gerçek biriken kütle neden hesaplanan değerden düşük çıkıyor?

Hesaplayıcı %100 akım verimi varsayar; gerçek hücrelerde ise akımın bir kısmı yan reaksiyonlara gider — en sık olarak metal birikmesiyle rekabet eden hidrojen açığa çıkmasına. Gerçek kütleniz teorik değerin %85'i ise akım verimi %85'tir. Verimi (gerçek kütle ÷ teorik kütle) × 100% olarak tahmin edebilir ve sonraki öngörülerde teorik kütleyi verime bölerek hesaba katabilirsiniz.

Bu hesaplayıcıyı hidrojen veya oksijen gibi gazlar için kullanabilir miyim?

Evet. Aynı denklemler gazın mol sayısını verir: H₂ için \(z = 2\), O₂ için \(z = 4\) kullanın ve uygun molar kütleyi (2,016 veya 32,00 g/mol) girin. Hacmi bulmak için mol sayısını kendi koşullarınızdaki molar hacimle çarpın — STP'de (0 °C, 1 atm) 22,4 L/mol, 25 °C'de 24,5 L/mol — ya da diğer basınç ve sıcaklıklarda ideal gaz yasası \(PV = nRT\) denklemini uygulayın.

Akım zamanla değişirse ne olur?

\(Q = I \cdot t\) formülü yalnızca sabit akım için geçerlidir. Değişken akımda önce toplam yükü, akımın zamanla integralini alarak bulun: \(Q = \int I\,dt\). Basit durumlarda deneyi yaklaşık sabit akımlı bölümlere ayırın, her biri için \(I \cdot t\) hesaplayın ve toplayın. Ardından toplam \(Q\)'yu \(zF\)'ye bölüp \(M\) ile çarpın.