Michael Faraday observó que el paso de 96500 coulomb entre electrodos equivale a 1 mol de electrones. Para calcular los productos de una celda electrolítica se necesita conocer la carga eléctrica que pasa a través de ella y las reacciones de óxido-reducción en cada electrodo. La carga eléctrica se calcula multiplicando la corriente por el tiempo, y los moles de electrones que pasan se usan junto con las ecuaciones químicas para determinar los moles de productos formados.

1. De acuerdo con las observaciones que realizo Michael Faraday,
el paso de 96500 coulomb entre los electrodos de una celda
electrolítica equivalen al paso de 1 mol de electrones que
participa en la formación de los productos de oxidación y
reducción que se forman en cada uno de los electrodos de una
celda electrolítica es necesario conocer dos parámetros:
© La cantidad de carga que pasa a través de la celda y
© Las reacciones de óxido-reducción que se llevan a cabo en
cada uno de los electrodos.

2.  La cantidad de carga (Q) se obtiene al
multiplicar la intensidad de corriente eléctrica
(/) que pasa a través de la celda por el tiempo
(t) que se aplica dicha corriente eléctrica:
 Q = / x t.

3.  Es importante mencionar que al utilizar la ecuación
anterior, la corriente eléctrica debe expresarse en
ampares y el tiempo en segundos. Así, por ejemplo,
si a través de una celda electrolítica se hace pasar
una corriente eléctrica de 750mA durante 25
minutos, la cantidad de carga (Q) se deberá calcular
considerando los valores de 750mA durante 25
minutos debemos expresarlos en sus equivalencias
de ampares y segundos, como se muestra a
continuación:
 750mA x (1 A /1000 mA) =0.75A
 25 min x (60 s / 1min) =1500 s
 De esta manera, la corriente eléctrica es de 0.75 ampares y el
tiempo de 1500 segundos.
 Por tanto, la cantidad de carga que pasa por la celda se calcula
con la ecuación:
 Q = / x t

4.  Entonces:
 Q = 0.75 ampares x 1500 segundos = 1125 ampares por
segundo.
 Recordemos que: 1 coulomb = ampares x segundo
 Por lo tanto: = 1125 coulomb
 A través de la celda pasan 1125 coulomb de carga eléctrica.
 Una vez conocida la cantidad de energía eléctrica, podemos
calcular los moles de electrones que cruzan la celda aplicando
la siguiente ecuación:

5.  En el ejemplo anterior, la cantidad de carga eléctrica que pasa por la
celda es de 1125 coulomb y por lo tanto las moles de electrones se
calculan como sigue:
Esto quiere decir que los moles de electrones que circulan a través de la
celda equivalen a 0.0116 mol. A partir de los moles de electrones (Ne), que
circulan por la celda, se calcula la cantidad de sustancias producidas en
cada electrodo. Para ello se necesita:
1. conocer l reacción química que ocurre en cada electrodo.
2. considerar que los moles de electrones que circulan a través de la celda
intervienen en los procesos de ambos electrodos.

6.  Al conocer la reacción química que ocurre en
cada electrodo, tenemos información
estequiometria útil que nos permite conocer
la relación entre los moles de sustancia
producidos y los moles de electrones que
participan en cada reacción. Así, por ejemplo,
en un proceso de electrolisis del agua en el
ánodo y la reducción del agua en el cátodo.
La ecuación química que describe la
oxidación del agua es:
 Oxidación del agua (ánodo) 2H2O--->O2 (+)4H+ (+)4e-

7.  Y nos indica para formar 1 mol de O2 participaran 4
moles de electrones esta información es la que
utilizaremos para establecer la siguiente relación
estequiometria para la oxidación:
 4 moles de e- > 1 mol de O2
Que se lee "4 moles de e- participan en la formación de
1mol de O2". Por otra parte, la ecuación química que
describe la reducción del agua:
 Reducción del agua (cátodo) 2H2O+ 2e- ---> H2+ 2OH-
 Indica que al formarse 1 mol de H2 participa 2 moles
de electrones. Por lo que la relación estequiometria
para la reducción es:
 2 moles de e- > 1mol de H2

8.  Que deberá leerse como "2 moles de e-
participan en la formación de 1 mol de H2".
Con estas relaciones estequiometrias y las
moles de electrones que pasan por la celda es
posible calcular la cantidad de producto que se
forma en cada electrodo. Un ejemplo de
electrolisis de agua que se realiza con una
celda electrolítica a través de la cual circulan
0.0116 moles de electrones. Las reacciones
como ya sabemos son:
 Oxidación (en el ánodo) 2H2O-->O2 (+) 4H+ (+) 4e-
 Reducción (en el cátodo) 2H2+ 2e- --->H2 +2OH-

9.  Ahora calculemos la cantidad de oxigeno (O2)
que debe formarse. La relación estequiometria
de la producción de oxigeno es:
 4 moles de e- -- 1 mol de O2
 Lo que significa que para formar 1 mol de O2 se
necesitan 4 moles de electrones. Como en la celda
solo circulan 0.0116 moles se establece la siguiente
regla de tres:
 4 moles de e- -- 1 mol de O2
 0.0116 mol de e- -- x
Y se calculan las moles de oxigeno (O2):

10.  De esta manera se producen 0.009 moles de O2.
Para calcular la cantidad de hidrogeno (H2), se
sigue un procedimiento similar. La relación
estequiometria en este caso es:
 2 moles de e- -- 1 mol de H2

 Esto nos indica que para formar un mol de H2
deberá participar 2 moles de electrones. Como
en la celda circulan 0.0116 moles de electrones
se establece la siguiente regla de tres:
2 moles de e- --1 mol de H2
0.0116 mol de e- -- x