كم تمرينًا مصحّحًا في درس «التحولات القسرية (التحليل الكهربائي)» ؟

يتوفّر 10 تمرينًا مصحّحًا مرتّبة حسب الصعوبة مع التصحيح المفصّل، مجّانًا على أطلس ماث.

كيف أراجع درس «التحولات القسرية (التحليل الكهربائي)» في 2ème Bac ؟

ابدأ بملخّص الدرس والصيغ الأساسية، ثم أنجز التمارين المصحّحة، وأنهِ بامتحان تجريبي محدّد بالوقت.

هل درس «التحولات القسرية (التحليل الكهربائي)» مقرّر في الامتحان الوطني ؟

نعم، هذا الدرس جزء من المقرّر الرسمي لـ2ème Bac بالمغرب ويظهر بانتظام في الامتحانات الوطنية.

Transformations forcées (électrolyse) — Résumé de cours

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma

Cours complet

Contenu du cours

Une électrolyse est une transformation forcée : le générateur impose le sens inverse de l'évolution spontanée. Piège classique : l'anode est positive ici, négative dans une pile.

1. Transformation spontanée et transformation forcée

Une transformation chimique associée à une réaction d'oxydoréduction est dite spontanée lorsqu'elle évolue seule, sans intervention extérieure, dans le sens qui fait diminuer l'écart entre le quotient de réaction $Q_{r, i}$ et la constante d'équilibre $K$ (c'est le fonctionnement d'une pile). Elle est au contraire dite forcée lorsqu'on impose, à l'aide d'un générateur électrique extérieur, une évolution dans le sens inverse du sens spontané, c'est-à-dire dans le sens qui éloigne le système de son état d'équilibre. C'est le principe de l'électrolyse : le générateur fournit l'énergie électrique nécessaire pour forcer des transferts d'électrons qui ne se produiraient pas seuls.

2. Principe de l'électrolyseur

Un électrolyseur (ou cellule d'électrolyse) est constitué de deux électrodes plongées dans une même solution électrolytique (ou dans un électrolyte fondu) et reliées à un générateur électrique qui impose le sens et l'intensité du courant. Contrairement à la pile, où le courant circule spontanément, c'est ici le générateur qui impose la circulation des électrons, et donc le sens des réactions aux électrodes.

3. Polarité des électrodes en électrolyse

La polarité des électrodes d'un électrolyseur est imposée par le générateur, et non par la réaction chimique elle-même. L'électrode reliée à la borne positive du générateur est l'anode, siège d'une oxydation ; l'électrode reliée à la borne négative est la cathode, siège d'une réduction. Attention : dans une pile, l'anode est la borne négative, alors qu'en électrolyse c'est l'inverse. Seule la définition reste identique : oxydation à l'anode, réduction à la cathode.

4. Réactions aux électrodes

À la cathode, les électrons apportés par le générateur sont captés par une espèce oxydante présente en solution, qui est réduite : par exemple les cations métalliques $M^{n +} (a q)$ peuvent s'y déposer sous forme métallique, $M^{n +} (a q) + n e^{-} \to M (s)$ . À l'anode, une espèce réductrice cède des électrons au circuit extérieur : c'est soit une espèce en solution (ion, molécule d'eau), soit le métal de l'électrode elle-même si elle est attaquable. L'équation bilan s'obtient en combinant les deux demi-équations, pondérées pour égaliser le nombre d'électrons échangés.

5. Électrodes inertes et électrodes actives

Une électrode inerte (platine, graphite) ne participe pas elle-même à la réaction : c'est alors une espèce de la solution qui est oxydée à l'anode, souvent l'eau selon $2 H_{2} O (ℓ) \to O_{2} (g) + 4 H^{+} (a q) + 4 e^{-}$ . Une électrode active (ou anode soluble), par exemple une électrode de cuivre, est elle-même oxydée : $C u (s) \to C u^{2 +} (a q) + 2 e^{-}$ . Ce second cas est exploité dans l'affinage électrolytique et le dépôt galvanique, où l'anode s'appauvrit pendant que la cathode s'enrichit du même métal.

6. Quantité d'électricité mise en jeu

Lorsqu'un courant d'intensité $I$ constante traverse l'électrolyseur pendant une durée $Δ t$ , la quantité d'électricité (charge électrique) qui a circulé vaut $Q = I \times Δ t$ , avec $I$ en ampère (A), $Δ t$ en seconde (s) et $Q$ en coulomb (C). Cette charge correspond au nombre d'électrons échangés aux électrodes : plus $Q$ est grande, plus la quantité de matière transformée est importante.

7. Loi de Faraday

La constante de Faraday $F \approx 96500 C.mol^{- 1}$ représente la charge électrique transportée par une mole d'électrons. La quantité de matière d'électrons échangés au cours de l'électrolyse est donc $n (e^{-}) = \frac{Q}{F} = \frac{I \times Δ t}{F}$ . À partir de la demi-équation électronique d'une électrode, où $z$ électrons sont échangés par mole d'espèce formée ou consommée, on obtient la quantité de matière de cette espèce : $n = \frac{n ( e ^{-} )}{z} = \frac{I \times Δ t}{z \times F}$ . C'est la loi de Faraday de l'électrolyse, qui permet de calculer la masse de métal déposé ( $m = n \times M$ ) ou le volume de gaz dégagé ( $V = n \times V_{m}$ ).

8. Applications industrielles de l'électrolyse

L'électrolyse a de nombreuses applications industrielles : la métallurgie (aluminium par électrolyse de l'alumine fondue, sodium et dichlore par électrolyse du chlorure de sodium), l'affinage électrolytique des métaux (purification du cuivre avec anode soluble impure et cathode de cuivre pur), la galvanoplastie (dépôt d'une couche métallique protectrice ou décorative, comme le chromage), ainsi que la production de dihydrogène par électrolyse de l'eau, filière étudiée pour le stockage de l'énergie.

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Dépôt de cuivre par électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre

On réalise l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre (II) $C u S O_{4}$ à l'aide de deux électrodes inertes en graphite, parcourue par un courant d'intensité constante $I = 0, 5 A$ pendant une durée $Δ t = 1930 s$ . On donne $F = 96500 C.mol^{- 1}$ et $M (C u) = 63, 5 g.mol^{- 1}$ .

Réactions aux électrodes : à la cathode (réduction), $C u^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \to C u (s)$ ; à l'anode inerte (oxydation), $2 H_{2} O (ℓ) \to O_{2} (g) + 4 H^{+} (a q) + 4 e^{-}$ .

Quantité d'électricité : $Q = I \times Δ t = 0, 5 \times 1930 = 965 C$ .

Quantité de matière d'électrons : $n (e^{-}) = \frac{Q}{F} = \frac{965}{96500} = 0, 01 mol$ .

Quantité de matière et masse de cuivre déposé : à la cathode, $z = 2$ , donc $n (C u) = \frac{n ( e ^{-} )}{2} = 0, 005 mol$ , soit $m (C u) = n (C u) \times M (C u) = 0, 005 \times 63, 5 = 0, 3175 g$ .

Exemple résolu 2 : Durée d'affinage électrolytique du cuivre

On souhaite purifier du cuivre par affinage électrolytique : l'anode est en cuivre impur (elle se dissout) et la cathode en cuivre pur (le métal s'y dépose). On veut déposer une masse $m (C u) = 127 g$ de cuivre pur sur la cathode, avec un courant d'intensité constante $I = 10 A$ . On donne $M (C u) = 63, 5 g.mol^{- 1}$ et $F = 96500 C.mol^{- 1}$ .

Réaction à la cathode : $C u^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \to C u (s)$ , avec $z = 2$ .

Quantité de matière de cuivre visée : $n (C u) = \frac{m ( C u )}{M ( C u )} = \frac{127}{63 , 5} = 2 mol$ .

Quantité de matière d'électrons nécessaire : $n (e^{-}) = z \times n (C u) = 2 \times 2 = 4 mol$ .

Charge électrique correspondante : $Q = n (e^{-}) \times F = 4 \times 96500 = 386000 C$ .

Durée d'électrolyse : $Δ t = \frac{Q}{I} = \frac{386000}{10} = 38600 s \approx 10, 7 h$ .

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

$Q = I \times Δ t$ — كمية الكهرباء ؛ $I$ بـ A، $Δ t$ بـ s، $Q$ بـ C.
$F \approx 96500 C.mol^{- 1}$ — ثابتة فاراداي، شحنة مول واحد من الإلكترونات.
$n (e^{-}) = \frac{Q}{F} = \frac{I \times Δ t}{F}$ — كمية مادة الإلكترونات المتبادلة، بـ mol.
$M^{n +} (a q) + n e^{-} \to M (s)$ — اختزال كاتيون معدني عند الكاتود.
$2 H_{2} O (ℓ) \to O_{2} (g) + 4 H^{+} (a q) + 4 e^{-}$ — تأكسد الماء عند أنود خامل.
$2 H_{2} O (ℓ) + 2 e^{-} \to H_{2} (g) + 2 H O^{-} (a q)$ — اختزال الماء عند كاتود خامل.
$n = \frac{n ( e ^{-} )}{z} = \frac{I \times Δ t}{z \times F}$ — كمية مادة النوع المتكون أو المستهلك عند إلكترود، بـ mol.
$m = n \times M = \frac{I \times Δ t \times M}{z \times F}$ — كتلة النوع المترسب أو المستهلك، بـ g.
$V = n \times V_{m}$ — حجم الغاز المنطلق في الشروط التي يساوي فيها الحجم المولي $V_{m}$ ، بـ L.
$Δ t = \frac{z \times F \times n}{I}$ — المدة اللازمة لتحويل كمية مادة $n$ معلومة، بـ s.
$1 C = 1 A \times 1 s$ — تعريف الكولوم انطلاقا من الأمبير والثانية.

⚠️

Astuces & Pièges à éviter

Les erreurs classiques — à lire avant les exercices !

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

عكس قطبية الأنود والكاتود : في التحليل الكهربائي، يربط الأنود بالمربط + للمولد (خلافا للعمود). فحدد أولا دائما المربط + الذي يفرضه المولد قبل كتابة التفاعلات.
نسيان عدد الإلكترونات المتبادلة $z$ : يتدخل في قانون فاراداي $n = n (e^{-}) / z$ لا $n = n (e^{-})$ . فلا تطبق الصيغة أبدا قبل كتابة نصف المعادلة الإلكترونية للإلكترود المدروس.
الخلط بين ثابتة فاراداي $F$ والشحنة الأولية $e$ : $F = 96500 C.mol^{- 1}$ هي شحنة مول واحد من الإلكترونات، بينما $e \approx 1, 6 \times 1 0^{- 19} C$ هي شحنة إلكترون واحد ؛ ولدينا $F = N_{A} \times e$ .
نسيان تحويل الزمن إلى الثانية : يجب دائما التعبير عن $Δ t$ بالثانية في $Q = I \times Δ t$ ، وإلا حصلنا على شحنة خاطئة بمعامل 60 أو 3600.
الخلط بين الإلكترود الخامل والإلكترود النشيط : مع إلكترود خامل (البلاتين، الغرافيت)، يتفاعل نوع من المحلول (الماء غالبا) عند الأنود ؛ ومع إلكترود نشيط (أنود قابل للذوبان)، يتأكسد معدن الإلكترود نفسه وينحل.
الاعتقاد بأن التحول القسري يخرق قوانين الترموديناميك : التحليل الكهربائي لا يفعل سوى استعمال الطاقة الكهربائية التي يزودها المولد لفرض منحى تفاعل معاكس للمنحى التلقائي ؛ وتبقى الطاقة الكلية للمجموعة منحفظة.

🧭

Méthodes types

Pour chaque type de question : la démarche à suivre, étape par étape.

الطريقة 1 : تحديد التفاعلات عند إلكترودي محلل كهربائي

الخطوة 1. تحديد المربط + والمربط − للمولد : فالإلكترود المرتبط بالمربط + هو الأنود (تأكسد)، والمرتبط بالمربط − هو الكاتود (اختزال).

الخطوة 2. جرد الأنواع الكيميائية الموجودة بجوار كل إلكترود (كاتيونات، أنيونات، جزيئات المذيب، ومعدن الإلكترود إذا كان نشيطا).

الخطوة 3. عند الكاتود، يختار النوع المؤكسد الأسهل اختزالا (وهو غالبا الكاتيون المعدني المستهدف) ؛ وعند الأنود، يختار النوع المختزل الأسهل تأكسدا (معدن الإلكترود إذا كان نشيطا، وإلا فالماء أو أنيون).

الخطوة 4. كتابة نصفي المعادلتين الإلكترونيتين، وترجيحهما لمساواة عدد الإلكترونات المتبادلة $z$ ، ثم جمعهما للحصول على معادلة حصيلة التحليل الكهربائي.

الطريقة 2 : حساب كتلة مترسبة أو حجم غاز متكون (قانون فاراداي)

الخطوة 1. حساب كمية الكهرباء التي مرت : $Q = I \times Δ t$ .

الخطوة 2. حساب كمية مادة الإلكترونات المتبادلة : $n (e^{-}) = \frac{Q}{F}$ ، مع $F = 96500 C.mol^{- 1}$ .

الخطوة 3. تحديد عدد الإلكترونات $z$ المتبادلة لكل مول من النوع، انطلاقا من نصف معادلة الإلكترود المدروس، ثم حساب $n = \frac{n ( e ^{-} )}{z}$ .

الخطوة 4. استنتاج الكتلة المترسبة أو المستهلكة، $m = n \times M$ ، أو حجم الغاز المتكون، $V = n \times V_{m}$ ، حسب المقدار المطلوب.

الطريقة 3 : تحديد مدة التحليل الكهربائي اللازمة لتحول معين

الخطوة 1. حساب كمية المادة $n$ للنوع المراد تكوينه أو استهلاكه، انطلاقا من كتلة غالبا : $n = \frac{m}{M}$ .

الخطوة 2. تحديد عدد الإلكترونات $z$ المتبادلة لكل مول من النوع بفضل نصف المعادلة الإلكترونية للإلكترود المعني.

الخطوة 3. استنتاج كمية مادة الإلكترونات اللازمة : $n (e^{-}) = z \times n$ ، ثم الشحنة الموافقة : $Q = n (e^{-}) \times F$ .

الخطوة 4. حساب مدة التحليل الكهربائي عند شدة تيار ثابتة : $Δ t = \frac{Q}{I}$ .

Transformations forcées (électrolyse) — Fiche d'exercices

1ère Année Collège — Atlasmaths.ma | Écris tes réponses dans les espaces prévus

Exercices interactifs

10 exercices • Lis l'énoncé, écris ta réponse, puis vérifie la correction

Ma progression 0 / 10 corrigés

Exercices Faciles

3 exercices

Dépôt d'argent par électrolyse d'une solution de nitrate d'argent

Facile

Énoncé

On réalise l'électrolyse d'une solution de nitrate d'argent

A g N O_{3}

à l'aide de deux électrodes inertes, parcourue par un courant d'intensité constante

I = 2 A

pendant une durée

Δ t = 4825 s

. On donne

F = 96500 C.mol^{- 1}

M (A g) = 108 g.mol^{- 1}

La quantité d'électricité I·Δt fixe le nombre d'électrons échangés, donc la masse déposée.

1) Écrire la demi-équation électronique de la réaction se produisant à la cathode, sachant que l'argent métallique s'y dépose. 2) Calculer la quantité d'électricité

Q

ayant traversé l'électrolyseur. 3) Calculer la quantité de matière d'électrons

n (e^{-})

échangés. 4) En déduire la masse d'argent déposée à la cathode.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Anode, cathode et sens du courant dans une électrolyse

Facile

Énoncé

On réalise l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de cuivre(II) $C u C l_{2}$ , entre deux électrodes inertes en graphite, à l'aide d'un générateur électrique.

Une transformation forcée évolue à l'inverse du sens spontané : c'est le générateur qui l'impose.

1. Rappeler ce qui distingue une transformation forcée (comme une électrolyse) d'une transformation spontanée.

2. Aux électrodes, le cuivre métallique se dépose à l'une d'elles, tandis qu'un dégagement de dichlore gazeux se produit à l'autre. Identifier laquelle est l'anode (siège de l'oxydation) et laquelle est la cathode (siège de la réduction).

3. Écrire les deux demi-équations électroniques ayant lieu à chaque électrode.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Qu'est-ce qu'une transformation forcée

Facile

Énoncé

On réalise l'électrolyse d'une solution aqueuse à l'aide d'un générateur. 1) Qu'est-ce qu'une transformation forcée ? 2) Comment appelle-t-on l'électrode où se produit l'oxydation ? Et celle où se produit la réduction ? 3) À quelle borne du générateur l'anode est-elle reliée dans un électrolyseur ? 4) Que se passe-t-il chimiquement lorsqu'on recharge un accumulateur ?

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Exercices Intermédiaires

4 exercices

Électrolyse de l'eau et volumes de gaz dégagés

Intermédiaire

Énoncé

On réalise l'électrolyse d'une solution aqueuse acidifiée (électrodes inertes en platine), parcourue par un courant d'intensité constante

I = 1, 5 A

pendant une durée

Δ t = 3 h

. À la cathode se forme du dihydrogène selon

2 H^{+} (a q) + 2 e^{-} \to H_{2} (g)

, et à l'anode se forme du dioxygène selon

2 H_{2} O (ℓ) \to O_{2} (g) + 4 H^{+} (a q) + 4 e^{-}

. On donne

F = 96500 C.mol^{- 1}

et un volume molaire

V_{m} = 24 L.mol^{- 1}

dans les conditions de l'expérience.

Aux deux électrodes il se dégage un gaz, mais pas le même ni dans les mêmes proportions.

1) Convertir la durée

Δ t

en secondes et calculer la quantité d'électricité

Q

. 2) Calculer la quantité de matière totale d'électrons échangés

n (e^{-})

. 3) Calculer la quantité de matière et le volume de dihydrogène formé à la cathode. 4) Calculer la quantité de matière et le volume de dioxygène formé à l'anode, puis vérifier le rapport des volumes

\frac{V ( H _{2} )}{V ( O _{2} )}

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Électrolyse de l'eau et galvanoplastie

Intermédiaire

Énoncé

On réalise l'électrolyse de l'eau, en présence d'un électrolyte pour la rendre conductrice. On souhaite par ailleurs recouvrir un objet métallique d'une couche de cuivre. 1) Quel gaz se forme à la cathode lors de l'électrolyse de l'eau ? Et à l'anode ? 2) Pourquoi doit-on ajouter un électrolyte à l'eau pure ? 3) Pour recouvrir un objet de cuivre, où faut-il le placer et pourquoi ? 4) Quelle demi-équation se produit alors sur cet objet ? 5) Comment le quotient de réaction évolue-t-il au cours d'une électrolyse, par rapport à la constante d'équilibre ?

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Loi de Faraday : masse de métal déposé

Intermédiaire

Énoncé

On réalise l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre(II), avec un courant d'intensité constante $I = 0, 50 A$ pendant une durée $Δ t = 3, 0 h$ . On donne la constante de Faraday $F = 9, 65 \times 1 0^{4} C \cdot mol^{- 1}$ et $M (C u) = 63, 5 g \cdot mol^{- 1}$ .

Le calcul passe toujours par la même chaîne : I·Δt → électrons → moles → masse.

1. Calculer la charge électrique totale $Q$ ayant traversé la cellule d'électrolyse.

2. À la cathode, la réaction est $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u$ . Calculer la quantité de matière d'électrons ayant traversé le circuit, puis en déduire la quantité de matière de cuivre déposé.

3. Calculer la masse de cuivre déposée à la cathode.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

La loi de Faraday

Intermédiaire

Énoncé

Un électrolyseur est parcouru par un courant d'intensité constante

I = 0, 50 A

pendant

Δ t = 1000 s

. On dépose du cuivre selon

Cu^{2 +} + 2 e^{-} \to Cu

. On donne

F = 9, 65 \times 1 0^{4} C \cdot mol^{- 1}

M (Cu) = 63, 5 g \cdot mol^{- 1}

. 1) Calculer la charge électrique ayant traversé l'électrolyseur. 2) En déduire la quantité de matière d'électrons ayant circulé. 3) Calculer la quantité de matière de cuivre déposée. 4) En déduire la masse de cuivre déposée à la cathode. 5) Que représente exactement la constante de Faraday ?

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Exercices Difficiles

3 exercices

Dimensionner une électrolyse

Difficile

Énoncé

On souhaite déposer

m = 1, 0 g

de cuivre par électrolyse, à l'aide d'un courant d'intensité

I = 2, 0 A

. On donne

M (Cu) = 63, 5 g \cdot mol^{- 1}

F = 9, 65 \times 1 0^{4} C \cdot mol^{- 1}

. On fait par ailleurs passer la même charge dans deux cellules montées en série, l'une déposant de l'argent selon

Ag^{+} + e^{-} \to Ag

, l'autre du cuivre. 1) Calculer la quantité de matière de cuivre à déposer, puis celle des électrons nécessaires. 2) En déduire la charge à faire circuler, puis la durée de l'électrolyse. 3) Comparer les quantités de matière d'argent et de cuivre déposées à charge égale. 4) La masse de métal réellement déposée est parfois inférieure à celle que prévoit le calcul. Comment l'interpréter ? 5) Pourquoi une électrolyse consomme-t-elle de l'énergie alors qu'une pile en fournit, avec les mêmes couples ?

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Recharge d'un accumulateur : bilan énergétique et rendement

Difficile

Énoncé

Un accumulateur au plomb, déchargé, est rechargé par un courant d'intensité constante $I = 2, 0 A$ pendant une durée $Δ t = 5, 0 h$ , sous une tension moyenne $U = 12 V$ aux bornes de l'accumulateur pendant la charge. On donne $F = 9, 65 \times 1 0^{4} C \cdot mol^{- 1}$ .

En charge, l'accumulateur reçoit de l'énergie : il se comporte alors comme un électrolyseur.

1. Calculer la charge électrique totale $Q$ fournie à l'accumulateur pendant cette recharge.

2. Calculer l'énergie électrique $E_{f o u r ni e} = U \times I \times Δ t$ fournie à l'accumulateur pendant cette recharge (convertir $Δ t$ en secondes).

3. Lors d'une utilisation ultérieure (décharge), l'accumulateur restitue une énergie électrique $E_{r es t i t u ee} = 1, 8 \times 1 0^{5} J$ . Calculer le rendement énergétique $η = \frac{E _{r es t i t u ee}}{E _{f o u r ni e}}$ de ce cycle charge-décharge, exprimé en pourcentage.

4. Proposer une explication physique du fait que ce rendement soit nécessairement inférieur à 100 pourcent (on pourra évoquer l'effet Joule et d'éventuelles réactions secondaires parasites lors de la charge).

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Deux électrolyseurs en série : dépôts d'argent et de cuivre

Difficile

Énoncé

Deux cellules d'électrolyse sont montées en série dans un même circuit : le même courant d'intensité

I

les traverse donc successivement pendant la même durée

Δ t

. La première cuve contient une solution de nitrate d'argent

A g N O_{3}

(dépôt d'argent à la cathode selon

A g^{+} (a q) + e^{-} \to A g (s)

), la seconde une solution de sulfate de cuivre

C u S O_{4}

(dépôt de cuivre à la cathode selon

C u^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \to C u (s)

). On mesure une masse d'argent déposée

m (A g) = 10, 8 g

dans la première cuve après une durée

Δ t = 965 s

. On donne

F = 96500 C.mol^{- 1}

M (A g) = 108 g.mol^{- 1}

M (C u) = 63, 5 g.mol^{- 1}

Montées en série, les deux cuves reçoivent la même quantité d'électricité : c'est ce qui lie leurs deux dépôts.

1) Calculer la quantité de matière d'électrons

n (e^{-})

échangés dans la première cuve. 2) En déduire l'intensité

I

du courant qui traverse les deux cuves. 3) Justifier que la même quantité de matière d'électrons

n (e^{-})

traverse la seconde cuve, puis calculer la masse de cuivre déposée à la cathode de cette seconde cuve. 4) Comparer les quantités de matière d'argent et de cuivre déposées, et relier ce résultat aux nombres d'électrons échangés

z

de chaque métal.

Ma réponse

Prof Hicham

Bloqué sur cet exercice ?
Prof Hicham t'explique pas à pas.

Correction détaillée

Exercices supplémentaires

Chargement en cours…

Transformations forcées (électrolyse)

Transformations forcées (électrolyse) — Résumé de cours

Cours complet

Contenu du cours

1. Transformation spontanée et transformation forcée

2. Principe de l'électrolyseur

3. Polarité des électrodes en électrolyse

4. Réactions aux électrodes

5. Électrodes inertes et électrodes actives

6. Quantité d'électricité mise en jeu

7. Loi de Faraday

8. Applications industrielles de l'électrolyse

📈 Figure clé

Exemple résolu 1 : Dépôt de cuivre par électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre

Exemple résolu 2 : Durée d'affinage électrolytique du cuivre

🔑 Formules clés à retenir

الصيغ الأساسية

Astuces & Pièges à éviter

الأخطاء الشائعة الواجب تفاديها

Méthodes types

الطريقة 1 : تحديد التفاعلات عند إلكترودي محلل كهربائي

الطريقة 2 : حساب كتلة مترسبة أو حجم غاز متكون (قانون فاراداي)

الطريقة 3 : تحديد مدة التحليل الكهربائي اللازمة لتحول معين

Transformations forcées (électrolyse) — Fiche d'exercices

Exercices interactifs

Exercices Faciles

Dépôt d'argent par électrolyse d'une solution de nitrate d'argent

Anode, cathode et sens du courant dans une électrolyse

Qu'est-ce qu'une transformation forcée

Exercices Intermédiaires

Électrolyse de l'eau et volumes de gaz dégagés

Électrolyse de l'eau et galvanoplastie

Loi de Faraday : masse de métal déposé

La loi de Faraday

Exercices Difficiles

Dimensionner une électrolyse

Recharge d'un accumulateur : bilan énergétique et rendement

Deux électrolyseurs en série : dépôts d'argent et de cuivre

Exercices supplémentaires

—

Continue ton chapitre là où tu l'as laissé

أسئلة شائعة

لمزيد من المراجعة