1. 🔍 Situation-Problème d'accroche
Dans un atelier de bijouterie à Fès, un artisan souhaite recouvrir un bracelet en cuivre d'une fine couche d'or pour lui donner un aspect précieux et le protéger de l'oxydation. Il plonge le bracelet et une électrode d'or dans une solution contenant des ions or, puis relie le tout à un générateur électrique. Après quelques minutes, une couche dorée uniforme recouvre le bracelet.
De la même façon, dans l'industrie automobile, les pare-chocs métalliques sont recouverts d'une fine couche de chrome brillant (chromage) pour résister à la corrosion, et l'aluminium est produit industriellement à partir de son minerai grâce à un procédé électrique similaire.
Questions de réflexion initiale : • Pourquoi l'artisan a-t-il besoin d'un générateur électrique, alors qu'une pile fonctionne toute seule, sans générateur externe ? • La réaction qui dépose l'or sur le bracelet est-elle spontanée ou faut-il la « forcer » ? • Comment peut-on prévoir la masse exacte de métal déposé en fonction du temps de fonctionnement ? |
2. 🎯 Objectifs pédagogiques
Distinguer une transformation spontanée (pile) d'une transformation forcée (électrolyse).
Identifier le sens de transfert des électrons imposé par un générateur externe dans une électrolyse.
Écrire les demi-équations électroniques aux électrodes (anode/cathode) lors d'une électrolyse.
Établir et exploiter la relation n(e⁻) = Q/F = I·Δt/F (loi de Faraday).
Déterminer la masse ou la quantité de matière d'une espèce formée ou consommée lors d'une électrolyse.
Relier le fonctionnement de l'électrolyse à des applications technologiques réelles (chromage, dorure, production d'aluminium).
3. 📚 Rappel des Prérequis & Acquis antérieurs
Ce chapitre s'appuie directement sur le chapitre G1 (Transformations spontanées dans les piles) étudié précédemment, ainsi que sur les notions de la الدورة 1 :
Couple oxydant/réducteur (Ox/Red) et demi-équation électronique.
Quotient de réaction Qr et constante d'équilibre K (الدورة 1).
Critère d'évolution spontanée d'un système chimique : comparaison de Qr,i et K.
Constitution d'une pile (Daniell), f.é.m., quantité d'électricité échangée Q = n(e⁻)·F.
Constante de Faraday : F = 96500 C·mol⁻¹.
⚠️ Mise en garde — erreurs qui remontent du chapitre sur les piles : Beaucoup d'élèves gardent en mémoire que « anode = pôle négatif » et « cathode = pôle positif » comme dans la pile. Ceci est vrai pour une pile, mais s'inverse totalement dans l'électrolyse ! Il faudra reconstruire cette association avec beaucoup de rigueur (voir Activité 1). |
4. 🔢 Unités SI & Conversions indispensables
Grandeur | Symbole | Unité SI | Conversions / Exemple |
|---|
Intensité du courant | I | ampère (A) | 1 A = 1 C·s⁻¹ |
Durée | Δt | seconde (s) | 1 h = 3600 s ; 1 min = 60 s |
Quantité d'électricité | Q | coulomb (C) | Q = I·Δt |
Constante de Faraday | F | C·mol⁻¹ | F = 96500 C·mol⁻¹ |
Quantité de matière d'électrons | n(e⁻) | mole (mol) | n(e⁻) = Q/F |
Masse molaire | M | g·mol⁻¹ | ex : M(Cu) = 63,5 g·mol⁻¹ |
Masse déposée/formée | m | gramme (g) | m = n·M |
Exemple numérique : pour un courant I = 0,50 A appliqué pendant Δt = 20 min = 1200 s, la quantité d'électricité vaut Q = 0,50 × 1200 = 600 C, soit n(e⁻) = 600/96500 ≈ 6,2×10⁻³ mol d'électrons échangés.
5. 📖 Dictionnaire du cours (bilingue français-arabe)
5.1 🌐 Traduction express
Transformation forcée → تحول قسري Électrolyse → التحليل الكهربائي Générateur → مولد Électrode → مسرى / إلكترود Anode / Cathode → مصعد / مهبط Loi de Faraday → قانون فاراداي Dépôt métallique → ترسب معدني Chromage / Dorure → الطلاء بالكروم / الطلاء بالذهب |
5.2 📚 Tableau bilingue complet
Terme français | الترجمة العربية | Définition simple |
|---|
Transformation spontanée | تحول تلقائي | Transformation qui évolue naturellement, sans apport d'énergie électrique externe (cas de la pile). |
Transformation forcée | تحول قسري | Transformation imposée dans le sens inverse du sens spontané grâce à un générateur électrique externe. |
Électrolyse | التحليل الكهربائي | Transformation forcée réalisée en imposant un courant électrique à travers une solution grâce à un générateur. |
Électrolyseur | خلية التحليل الكهربائي | Dispositif contenant les électrodes et l'électrolyte, siège de l'électrolyse. |
Anode | المصعد | Électrode où se produit l'oxydation ; reliée à la borne + du générateur dans une électrolyse. |
Cathode | المهبط | Électrode où se produit la réduction ; reliée à la borne − du générateur dans une électrolyse. |
Demi-équation électronique | نصف معادلة إلكترونية | Équation décrivant l'échange d'électrons pour un couple Ox/Red donné. |
Loi de Faraday | قانون فاراداي | Relation entre la quantité d'électricité échangée et la quantité de matière d'électrons transférés. |
Constante de Faraday (F) | ثابت فاراداي | Charge électrique portée par une mole d'électrons : F = 96500 C·mol⁻¹. |
Rendement faradique | المردود الفارادايي | Rapport entre la masse réellement déposée et la masse théoriquement attendue. |
6. 📐 Cours complet structuré — Approche par Activités
منهج الأنشطة : chaque notion est construite par vous-même à partir d'une activité guidée, avant d'être formalisée dans le bilan qui suit.
🔬 ACTIVITÉ N° 1 — Sens spontané ou sens forcé ? Mise en évidence expérimentale |
Support : On réalise deux montages avec les mêmes électrodes de cuivre plongeant dans une solution de sulfate de cuivre (II) (Cu²⁺ + SO₄²⁻). Montage A : les deux électrodes de cuivre sont simplement reliées par un fil conducteur et un ampèremètre, sans aucun générateur. Montage B : les deux électrodes de cuivre sont reliées à un générateur électrique réglable (borne + et borne −), en série avec un ampèremètre. Exploitation : ❶ Dans le montage A, l'ampèremètre indique une intensité nulle. Que peut-on en déduire sur l'évolution spontanée du système Cu/Cu²⁺ face à lui-même ? …………………………………………………………………………………………… ❷ Dans le montage B, on augmente progressivement la tension du générateur à partir de 0 V. À partir d'une certaine tension, l'ampèremètre indique une intensité non nulle et l'on observe un dépôt de cuivre sur l'une des électrodes, tandis que l'autre se dissout. Que peut-on en conclure sur l'origine de cette transformation ? …………………………………………………………………………………………… ❸ Sur l'électrode reliée à la borne + du générateur, le cuivre métallique se dissout (Cu(s) → Cu²⁺ + 2e⁻). Sur l'électrode reliée à la borne −, du cuivre se dépose (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)). Identifier, en le justifiant, laquelle de ces deux électrodes est le siège d'une oxydation et laquelle est le siège d'une réduction. …………………………………………………………………………………………… |
D'après l'activité, on peut conclure que :
Une électrolyse est une transformation chimique forcée : elle ne se produit pas spontanément, mais est imposée par un générateur électrique externe qui impose le sens de circulation des électrons, donc le sens des réactions aux électrodes. Le générateur fournit l'énergie électrique nécessaire pour faire évoluer le système dans le sens inverse de son sens spontané.Dans un électrolyseur :— l'anode (reliée à la borne + du générateur) est le siège d'une oxydation ;— la cathode (reliée à la borne − du générateur) est le siège d'une réduction. |
⚠️ Remarque : Ceci est l'inverse exact de la convention vue pour la pile (الدورة 2 – chapitre G1), où l'anode (siège de l'oxydation) est le pôle − et la cathode (siège de la réduction) est le pôle +. Ne pas confondre ! |
🔬 ACTIVITÉ N° 2 — Étude quantitative : combien de matière est transformée ? |
Support : On réalise l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre (II) entre deux électrodes de cuivre, avec un générateur imposant un courant d'intensité constante I = 0,80 A pendant une durée Δt = 25 min. On rappelle que le courant électrique correspond à un déplacement d'électrons dans le circuit extérieur, et que la quantité d'électricité Q qui a circulé pendant Δt s'exprime par Q = I·Δt (en coulombs, avec I en ampères et Δt en secondes). On rappelle également qu'une mole d'électrons transporte une charge égale à la constante de Faraday F = 96500 C·mol⁻¹. Exploitation : ❶ Calculer la quantité d'électricité Q ayant traversé le circuit pendant l'électrolyse (convertir Δt en secondes). …………………………………………………………………………………………… ❷ En déduire la quantité de matière d'électrons n(e⁻) ayant circulé, sachant que Q = n(e⁻)·F. …………………………………………………………………………………………… ❸ À la cathode, la demi-équation est Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s). Déterminer la quantité de matière de cuivre déposé n(Cu), puis la masse correspondante m(Cu) (M(Cu) = 63,5 g·mol⁻¹). …………………………………………………………………………………………… |
D'après l'activité, on établit la loi quantitative de l'électrolyse (loi de Faraday) :
Signification des symboles :
n(e⁻) : quantité de matière d'électrons échangés (mol)
Q : quantité d'électricité (C)
I : intensité du courant électrolytique (A)
Δt : durée de l'électrolyse (s)
F : constante de Faraday, F = 96500 C·mol⁻¹
Établissement :
1. Le courant I circule pendant une durée Δt : la quantité d'électricité transportée est Q = I·Δt. 2. Cette charge est portée par des électrons, chaque mole d'électrons portant une charge F : Q = n(e⁻)·F. 3. En combinant les deux relations : n(e⁻) = Q/F = I·Δt/F. 4. La quantité de matière de l'espèce formée ou consommée à l'électrode se déduit ensuite de n(e⁻) à l'aide des nombres stœchiométriques de la demi-équation électronique correspondante. |
🔗 Lien transversal : Cette démarche (relier une grandeur électrique mesurable I·Δt à une quantité de matière) est structurellement identique à celle utilisée pour la capacité d'une pile (chapitre G1) — c'est la même loi de Faraday, appliquée cette fois à une transformation forcée plutôt que spontanée. |
🔬 ACTIVITÉ N° 3 — Application technologique : le chromage d'une pièce métallique |
Support : Dans l'industrie automobile marocaine, une pièce en acier doit être chromée pour la protéger de la corrosion et lui donner un aspect brillant. La pièce à chromer est placée à la cathode d'un électrolyseur contenant une solution d'ions chrome (III), Cr³⁺, et reliée à une électrode de chrome à l'anode. La demi-équation à la cathode est : Cr³⁺ + 3e⁻ → Cr(s). L'atelier applique un courant d'intensité I = 2,0 A pendant Δt = 40 min pour déposer une couche de chrome de masse voulue. Exploitation : ❶ Calculer la quantité d'électricité Q mise en jeu. …………………………………………………………………………………………… ❷ En déduire n(e⁻), puis la quantité de matière de chrome déposé n(Cr) à l'aide de la demi-équation (attention au nombre d'électrons échangés, différent du cas du cuivre). …………………………………………………………………………………………… ❸ Calculer la masse de chrome déposée m(Cr), avec M(Cr) = 52,0 g·mol⁻¹. Comparer qualitativement avec le cas du cuivre (Activité 2) pour un même Q : pourquoi la quantité de métal déposée dépend-elle du nombre d'électrons échangés par ion métallique ? …………………………………………………………………………………………… |
D'après l'activité, on retient que la méthode s'applique à toute électrolyse de dépôt métallique, avec un point de vigilance essentiel :
La masse de matière déposée ou consommée à une électrode se calcule par m = n·M, où n se déduit de n(e⁻) à l'aide des nombres stœchiométriques de la demi-équation électronique propre à chaque couple (le nombre d'électrons échangés par ion métallique varie selon la charge de l'ion : 2 e⁻ pour Cu²⁺, 3 e⁻ pour Cr³⁺, etc.) |
⚠️ Remarque : Une erreur très fréquente consiste à appliquer directement n = n(e⁻) sans tenir compte du coefficient stœchiométrique de la demi-équation. Pour Cr³⁺ + 3e⁻ → Cr, il faut 3 mol d'électrons pour déposer 1 mol de chrome, soit n(Cr) = n(e⁻)/3. |
7. 🧮 Méthode de résolution
Méthode pour un bilan de matière en électrolyse :
Identifier le générateur, repérer la borne + (→ anode, oxydation) et la borne − (→ cathode, réduction) de l'électrolyseur.
Écrire les demi-équations électroniques aux deux électrodes, en respectant les couples Ox/Red mis en jeu.
Calculer la quantité d'électricité Q = I·Δt (convertir Δt en secondes si besoin).
En déduire la quantité de matière d'électrons échangés : n(e⁻) = Q/F.
Utiliser les nombres stœchiométriques de la demi-équation pour convertir n(e⁻) en quantité de matière de l'espèce recherchée (attention au coefficient devant e⁻ !).
Calculer la masse (ou le volume pour un gaz) à l'aide de m = n·M (ou V = n·V_m pour un gaz aux CNTP).
Formule dérivée à retenir absolument : m = (M · I · Δt) / (z · F) où z est le nombre d'électrons échangés par ion (ou molécule) dans la demi-équation. |
8. 📝 Exercices graduels
Niveau 1 — Application directe (avec corrigé)
Une électrolyse d'une solution de nitrate d'argent (Ag⁺) est réalisée avec un courant I = 1,0 A pendant Δt = 30 min. La demi-équation à la cathode est Ag⁺ + e⁻ → Ag(s). Calculer la masse d'argent déposée (M(Ag) = 108 g·mol⁻¹).
Corrigé : Δt = 1800 s ; Q = I·Δt = 1800 C ; n(e⁻) = 1800/96500 ≈ 1,87×10⁻² mol.Avec z = 1 (Ag⁺ + e⁻ → Ag), n(Ag) = n(e⁻) ≈ 1,87×10⁻² mol.m(Ag) = n·M = 1,87×10⁻² × 108 ≈ 2,0 g. |
Niveau 2 — Compréhension (avec corrigé guidé)
On électrolyse une solution aqueuse acidifiée entre deux électrodes de platine (inattaquables). À l'une des électrodes se dégage du dihydrogène H₂, à l'autre du dioxygène O₂. On mesure un volume de dihydrogène V(H₂) = 24 mL (dans les conditions où le volume molaire vaut V_m = 24 L·mol⁻¹) après une durée Δt = 15 min.
Écrire la demi-équation de formation du dihydrogène à la cathode : 2H⁺ + 2e⁻ → H₂.
Calculer n(H₂), puis n(e⁻) correspondant.
En déduire l'intensité I du courant d'électrolyse.
Corrigé guidé : n(H₂) = V/V_m = 0,024/24 = 1,0×10⁻³ mol.D'après la demi-équation, n(e⁻) = 2·n(H₂) = 2,0×10⁻³ mol.Q = n(e⁻)·F = 2,0×10⁻³ × 96500 ≈ 193 C.Δt = 900 s donc I = Q/Δt = 193/900 ≈ 0,21 A. |
Niveau 3 — Type bac (sans corrigé immédiat)
On souhaite déposer une couche d'or (Au) de masse m = 0,50 g sur un bijou, à partir d'une solution contenant des ions Au³⁺, à l'aide d'un courant d'intensité constante I = 0,60 A. 1) Écrire la demi-équation de réduction des ions Au³⁺ en or métallique.2) Calculer la quantité de matière d'or n(Au) nécessaire (M(Au) = 197 g·mol⁻¹).3) En déduire la durée Δt nécessaire pour réaliser ce dépôt (barème : 6 points). |
9. 🃏 Carte mentale / Résumé visuel
Notion | Point clé à retenir |
|---|
Nature de la transformation | Forcée : imposée par un générateur externe, sens inverse du sens spontané |
Anode (électrolyse) | Reliée au + du générateur → siège de l'OXYDATION |
Cathode (électrolyse) | Reliée au − du générateur → siège de la RÉDUCTION |
Quantité d'électricité | Q = I·Δt (en coulombs) |
Loi de Faraday | n(e⁻) = Q/F, avec F = 96500 C·mol⁻¹ |
Masse déposée/formée | m = n·M, avec n déduit de n(e⁻) via la stœchiométrie (z) |
Formule complète | m = M·I·Δt / (z·F) |
À retenir absolument : ANODE = + = OXYDATION | CATHODE = − = RÉDUCTION (électrolyse) |
10. ✅ Auto-évaluation
1) Dans une électrolyse, l'anode est :
a) reliée au pôle − du générateur
b) reliée au pôle + du générateur, siège d'une oxydation
c) toujours faite en platine
d) le siège d'une réduction
2) La relation correcte entre Q, I et Δt est :
a) Q = I/Δt
b) Q = I·Δt
c) Q = Δt/I
d) Q = I + Δt
3) La constante de Faraday F représente :
a) la charge d'un seul électron
b) la charge portée par une mole d'électrons
c) l'intensité maximale d'une électrolyse
d) une constante d'équilibre
4) Pour l'ion Al³⁺ (Al³⁺ + 3e⁻ → Al), la relation entre n(Al) et n(e⁻) est :
a) n(Al) = n(e⁻)
b) n(Al) = 3·n(e⁻)
c) n(Al) = n(e⁻)/3
d) n(Al) = n(e⁻)²
5) Une électrolyse est une transformation :
a) toujours totale et instantanée
b) spontanée comme une pile
c) forcée, imposée par un générateur externe
d) sans transfert d'électrons
