Transformations forcées - L'électrolyse

Pour 2BAC PC 2BAC SVT 2BAC SM Mis à jour le 15 octobre 2026

Objectifs pédagogiques

  • Distinguer entre une transformation spontanée et une transformation forcée.
  • Savoir qu'un générateur impose le sens du courant et inverse le sens naturel d'évolution.
  • Identifier l'anode et la cathode dans un électrolyseur.
  • Écrire les réactions aux électrodes et le bilan de l'électrolyse.
  • Établir les relations quantitatives (Masse, Volume, Avancement, Courant, Durée).

Compétences visées

  • Modéliser des procédés industriels (galvanoplastie, purification de métaux).
  • Appliquer les lois de Faraday pour calculer les rendements des transformations forcées.

Vérifiez vos prérequis

Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydation et une réaction de réduction ? L'oxydation est une perte d'électrons ($Red \rightleftharpoons Ox + n e^-$). La réduction est un gain d'électrons ($Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$).
Quel est le critère d'évolution spontanée d'un système ? Un système évolue spontanément dans le sens direct si son quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ est strictement inférieur à sa constante d'équilibre $K$ ($Q_{r,i} < K$).
Comment calcule-t-on la quantité d'électricité $Q$ qui traverse un circuit ? La quantité d'électricité est le produit de l'intensité du courant par la durée :
$$ Q = I \cdot \Delta t $$
Quelle est la relation entre la quantité de matière d'électrons $n(e^-)$ et le Faraday $F$ ?
$$ Q = n(e^-) \cdot F $$
avec $F = 96500 \text{ C.mol}^{-1}$.

Situation de départ

Lors d'une promenade dans les ruelles d'une Médina ancienne, un élève s'arrête devant l'atelier d'un artisan "Maâlem". Il l'observe en train de rénover une théière en cuivre ternie pour lui redonner son éclat argenté. Le Maâlem plonge la théière dans un bain liquide, la relie à la borne négative d'une batterie, et relie une plaque d'argent pur à la borne positive.

L'élève, curieux, remarque : "En cours, nous avons vu que le cuivre réagit spontanément avec les ions argent, mais ici, l'artisan utilise un générateur électrique pour 'plaquer' l'argent sur le cuivre. Pourquoi cette dépense d'énergie est-elle nécessaire ?"

Quel est le rôle du générateur dans ce procédé artisanal ? Comment peut-on inverser le sens naturel d'une transformation pour réaliser des dépôts métalliques (Galvanostégie) ?

Artisan pratiquant la galvanostégie sur une théière
L'artisan utilise un générateur électrique pour forcer le dépôt d'argent sur la théière.

1. Des transformations spontanées aux transformations forcées

Activité 1 : transformation spontanée

Activité 1 : transformation spontanée

On mélange dans un tube à essai de la tournure de Cuivre métal ($Cu_{(s)}$) et une solution aqueuse de dibrome ($Br_{2(aq)}$) de couleur orange, de concentration initiale $10^{-2} \text{ mol/L}$. On constate la disparition de la couleur orange, la disparition du cuivre, et l'apparition d'une couleur bleue caractéristique des ions $Cu^{2+}$.

La constante d'équilibre de cette réaction est $K = 1,2 \cdot 10^{25}$.

Questions :

1 Écrire l'équation de la réaction qui a lieu.
2 Calculer $Q_{r,i}$ et justify pourquoi la transformation s'est produite sans aide extérieure.
Voir les réponses de l'activité 1 L'équation de la réaction est : $Cu_{(s)} + Br_{2(aq)} \rightleftarrows Cu^{2+}_{(aq)} + 2Br^-_{(aq)}$.
2 Initialement, les produits n'existent pas : $Q_{r,i} = \frac{[Cu^{2+}]_i \cdot [Br^-]_i^2}{[Br_2]_i} = 0$. Puisque $Q_{r,i} < K$, le système évolue dans le sens direct. C'est une transformation spontanée.

Activité 2 : transformation forcée

Activité 2 : transformation forcée

On introduit dans un tube en U une solution contenant des ions $Cu^{2+}$ (bleue) et des ions $Br^-$. On place deux électrodes de graphite reliées à un générateur de tension continue. Lorsqu'on impose une tension suffisante, on observe un dépôt de cuivre métal sur l'électrode négative et l'apparition d'une coloration jaune-orange (formation de $Br_2$) près de l'électrode positive.

Transformation forcée avec générateur
Le générateur impose le passage du courant, inversant le sens chimique naturel.

Questions :

1 Écrire l'équation de la réaction observée dans le tube en U.
2 Le sens d'évolution de ce système est-il naturel ? Quel est le rôle du générateur ?
Voir les réponses 1 On observe la formation des réactifs de l'activité 1. L'équation est inversée : $Cu^{2+}_{(aq)} + 2Br^-_{(aq)} \rightleftarrows Cu_{(s)} + Br_{2(aq)}$.
2 Non, cette évolution est contre nature car pour cette équation $Q_r$ augmente en s'éloignant de $K$. Le générateur électrique apporte l'énergie nécessaire pour forcer les électrons à circuler dans le sens contraire de l'évolution spontanée.

Conclusion

Une transformation chimique forcée a lieu lorsque l'on impose au système d'évoluer dans le sens contraire de son sens d'évolution spontanée. Cette opération, appelée électrolyse, nécessite l'apport constant d'énergie électrique par un générateur qui joue le rôle d'une pompe à électrons.

Testez-vous

Lors d'une transformation forcée, comment évolue le quotient de réaction $Q_r$ par rapport à la constante d'équilibre $K$ ?

Que se passe-t-il si on éteint le générateur pendant une transformation forcée ?

Dans le générateur utilisé pour forcer la réaction, par où sortent les électrons ?

2. Principe de l'électrolyse

Définition

L'électrolyse est une transformation chimique forcée provoquée par le passage d'un courant électrique continu, imposé par un générateur extérieur, à travers un électrolyte (solution conductrice).

Les réactions aux électrodes

Le générateur impose le sens du courant $I$ (de la borne + vers la borne -) et donc le sens des électrons $e^-$ (de la borne - vers la borne +).

Attention. ATTENTION : Inversion des pôles par rapport à la Pile !
Dans une pile (fonctionnement spontané) : Anode = pôle (-), Cathode = pôle (+).
Dans une électrolyse (fonctionnement forcé) : Anode = pôle (+), Cathode = pôle (-).
Astuce absolue : L'Anode est TOUJOURS le siège de l'Oxydation (Voyelles). La Cathode est TOUJOURS le siège de la Réduction (Consonnes). Seuls les signes + et - s'inversent.

Schéma de principe de l'électrolyse
Dispositif d'électrolyse montrant la circulation forcée des électrons par le générateur.

Étude quantitative de l'électrolyse

La quantité d'électricité $Q$ (en Coulombs) fournie par le générateur pendant une durée $\Delta t$ (en secondes) avec un courant constant $I$ (en Ampères) est :

$$ Q = I \cdot \Delta t $$

Cette charge correspond au nombre de moles d'électrons $n(e^-)$ qui ont circulé, multiplié par la constante de Faraday $F$ ($1 F = 96500 \text{ C.mol}^{-1}$) :

$$ Q = n(e^-) \cdot F $$

Démonstration du lien avec l'avancement $x$ :

Pour lier les grandeurs électriques aux grandeurs chimiques, on s'appuie exclusivement sur l'équation globale de la réaction d'électrolyse. En dressant le tableau d'avancement descriptif, on constate que la quantité de matière d'électrons transitant dans le circuit est proportionnelle à l'avancement $x$ :

État du système Avancement Équation de la réaction : $\quad a Red_1 + b Ox_2 \rightarrow c Ox_1 + d Red_2$ $n(e^-)$
Initial $0$ $n_i(Red_1)$ $n_i(Ox_2)$ $n_i(Ox_1)$ $n_i(Red_2)$ $0$
En cours $x$ $n_i(Red_1) - ax$ $n_i(Ox_2) - bx$ $n_i(Ox_1) + cx$ $n_i(Red_2) + dx$ $z \cdot x$
$$ n(e^-) = z \cdot x $$

Où $z$ représente le nombre total d'électrons échangés entre les deux couples oxydant/réducteur au cours de la réaction globale (et non pas le nombre d'électrons d'une seule demi-équation).

En combinant ces relations, on obtient l'équation fondamentale permettant de prévoir les quantités de matière produites ou consommées :

$$ z \cdot x = \frac{I \cdot \Delta t}{F} \implies x = \frac{I \cdot \Delta t}{z \cdot F} $$

Testez-vous

Lors d'une électrolyse, à quelle borne du générateur est reliée l'Anode ?

Que représente $z$ dans la formule $n(e^-) = z \cdot x$ ?

Si l'on double l'intensité du courant $I$ en gardant la même durée, que devient l'avancement $x$ ?

3. Applications industrielles de l'électrolyse

Pour qu'une électrolyse se produise, il faut vérifier toutes les réactions possibles aux électrodes (solvant, ions en solution, matière des électrodes). La réaction qui se produit réellement est celle qui nécessite le moins d'énergie.

Électrolyse de l'eau salée (chlorure de sodium)

Électrolyse de l'eau salée (chlorure de sodium)

On électrolyse une solution aqueuse de $NaCl$ avec des électrodes inertes (en graphite). Les espèces présentes sont : $Na^+$, $Cl^-$, $H_2O$.

Bilan : $2Cl^-_{(aq)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow Cl_{2(g)} + H_{2(g)} + 2HO^-_{(aq)}$

Électrolyse de l'eau salée
Production industrielle de Dichlore et de Dihydrogène par électrolyse du sel marin.

Électrolyse à anode soluble (galvanostégie)

Électrolyse à anode soluble (galvanostégie)

C'est l'application qui explique la situation du "Maâlem" dans la Médina. On souhaite recouvrir un objet en cuivre par une couche d'argent pur.

Bilan : L'argent est transféré de l'anode sacrificielle vers l'objet à la cathode. La concentration de la solution reste globalement constante.

Électrolyse à anode soluble
L'argent de l'anode (+) se dissout pour se déposer sur l'objet à la cathode (-).

Testez-vous

Lors de l'électrolyse de l'eau salée, pourquoi l'ion Sodium $Na^+$ ne subit-il pas de réduction à la cathode ?

Pour argenter (couvrir d'argent) une bague, où devez-vous la brancher ?

Quel est l'intérêt d'utiliser une anode soluble ?

Vidéos complémentaires

Vidéo complémentaire

L'essentiel

  • Principe : L'électrolyse force l'évolution d'un système chimique dans le sens inverse de son sens spontané, grâce à l'énergie d'un générateur de tension.
  • Les Électrodes :
    - Cathode (-) : Siège de la réduction (dépôt de métal, dégagement de $H_2$).
    - Anode (+) : Siège de l'oxydation (dissolution de métal, dégagement de $Cl_2$, $O_2$).
  • Relations quantitatives :
    Quantité d'électricité : $Q = I \cdot \Delta t = n(e^-) \cdot F$.
    Avancement : $x = \frac{I \cdot \Delta t}{z \cdot F}$ (où $z$ est le nombre d'électrons échangés).
  • Applications : Purification des métaux (aluminium, zinc), protection des surfaces (galvanoplastie), production de gaz purs ($H_2, Cl_2$).

4. Applications dans la vie réelle

L'électrolyse est une technologie clé de l'industrie lourde et de précision :

  • Préparation de l'Aluminium : L'aluminium n'existe pas à l'état pur dans la nature. Il est extrait de la bauxite, puis on réalise l'électrolyse de l'alumine fondue à très haute température (900°C) avec de très forts courants (plusieurs milliers d'Ampères) pour obtenir l'aluminium métal utilisé dans l'aéronautique et l'emballage.
  • La recharge des batteries : La batterie d'un téléphone ou d'une voiture hybride fonctionne comme une pile lorsqu'elle se décharge (spontané). Lorsqu'on la branche au chargeur, on réalise une électrolyse (forcée) pour reconstituer les réactifs chimiques internes.
  • Production d'Hydrogène "Vert" : L'électrolyse de l'eau ($2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2$) permet de produire de l'hydrogène gazeux. Si le générateur utilise de l'énergie solaire ou éolienne, cet hydrogène devient un carburant 100% propre pour l'avenir.

Recherche d'approfondissement

Pour élargir votre culture scientifique technologique, explorez les thèmes suivants :

  • La corrosion et l'anode sacrificielle : Comment utilise-t-on l'oxydation forcée d'un bloc de zinc pour empêcher la coque en acier des navires de rouiller dans l'eau de mer ?
  • Le raffinage du Cuivre : Comment le cuivre impur extrait des mines est-il purifié à 99,99% par électrolyse pour pouvoir être utilisé dans les fils électriques ?

5. Exercices corrigés

Exercice 1 : électrolyse de l'eau acidifiée

Dans un électrolyseur, on introduit 200 mL d'eau et 50 mL d'acide sulfurique. On coiffe chaque électrode (en platine inattaquable) d'un tube à essais rempli d'eau. On ajuste l'intensité du courant constant à $I = 0,4 \text{ A}$ et on laisse l'électrolyse se produire pendant une durée $\Delta t = 13 \text{ min}$.

Couples Ox/Red : $O_{2(g)}/H_2O_{(l)}$ et $H^+_{(aq)}/H_{2(g)}$.
Données : $V_m = 24 \text{ L.mol}^{-1}$ ; $F = 96500 \text{ C.mol}^{-1}$.

Questions :

  • 1 Quelles sont les espèces chimiques susceptibles de réagir aux électrodes ? (On ignore l'ion sulfate).
  • 2 Écrire la demi-équation de réduction ayant lieu à la Cathode (-). Quel gaz est recueilli ?
  • 3 Écrire la demi-équation d'oxydation ayant lieu à l'Anode (+). Quel gaz est recueilli ?
  • 4 En déduire l'équation globale de la réaction d'électrolyse de l'eau.
  • 5 Démontrer, en utilisant l'équation globale, la valeur de la quantité de matière d'électrons $n(e^-)$ échangés pour un avancement $x$. Calculer $x$.
  • 6 Déduire les volumes des gaz de Dihydrogène $V(H_2)$ et de Dioxygène $V(O_2)$ obtenus dans les tubes.
Voir la solution 1
Attention. Pour l'électrolyse de l'eau, n'oubliez pas que l'oxygène provient de l'eau (oxydation) et l'hydrogène gazeux provient des ions $H^+$ (réduction de l'acide ajouté pour conduire le courant).

1 Les espèces présentes sont les molécules d'eau $H_2O$ et les protons $H^+$ (issus de l'acide sulfurique).

2 À la Cathode (Pôle négatif), il y a Réduction. Les ions positifs $H^+$ captent les électrons :
$2H^+ + 2e^- \rightleftharpoons H_{2(g)}$. Le gaz recueilli est le Dihydrogène.

3 À l'Anode (Pôle positif), il y a Oxydation. L'eau cède ses électrons :
$2H_2O_{(l)} \rightleftharpoons O_{2(g)} + 4H^+ + 4e^-$. Le gaz recueilli est le Dioxygène.

4 Pour obtenir l'équation globale, on doit équilibrer les électrons. On multiplie la réduction par 2 :
$2 \times (2H^+ + 2e^- \rightleftharpoons H_2)$
$2H_2O \rightleftharpoons O_2 + 4H^+ + 4e^-$
Somme : $4H^+ + 2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2 + 4H^+$. Les $4H^+$ s'annulent de part et d'autre.
Équation globale :

$2H_2O_{(l)} \rightarrow 2H_{2(g)} + O_{2(g)}$
.

5 Dans l'équation globale, il s'est échangé un total de 4 électrons ($z = 4$).
Donc $n(e^-) = 4 \cdot x$.
On a $n(e^-) = \frac{I \cdot \Delta t}{F} \implies 4x = \frac{I \cdot \Delta t}{F} \implies x = \frac{I \cdot \Delta t}{4 \cdot F}$.
$\Delta t = 13 \times 60 = 780 \text{ s}$.
$x = \frac{0,4 \times 780}{4 \times 96500} = \frac{312}{386000} \approx 8,08 \cdot 10^{-4} \text{ mol}$.

6 D'après l'équation globale, il se forme $2x$ moles de $H_2$ et $1x$ mole de $O_2$.
Volume de Dihydrogène : $V(H_2) = n(H_2) \cdot V_m = 2x \cdot V_m = 2 \times 8,08 \cdot 10^{-4} \times 24 \approx 0,0388 \text{ L} \approx 38,8 \text{ mL}$.
Volume de Dioxygène : $V(O_2) = n(O_2) \cdot V_m = 1x \cdot V_m = 8,08 \cdot 10^{-4} \times 24 \approx 0,0194 \text{ L} \approx 19,4 \text{ mL}$.
(Remarque : On produit deux fois plus de dihydrogène que de dioxygène).

Exercice 2 : Argenture d'une pièce métallique

On réalise l'électrolyse d'une solution de nitrate d'argent ($Ag^+_{(aq)}$ + $NO^-_{3(aq)}$). Les deux électrodes inattaquables en graphite sont reliées à un générateur de tension continue. Lorsque l'interrupteur est fermé, on observe un dégagement gazeux (Dioxygène) sur l'électrode 2 et la formation d'un dépôt d'Argent solide sur l'électrode 1. L'électrolyse dure $\Delta t = 15 \text{ min}$ avec une intensité constante $I = 0,5 \text{ A}$.

Couples : $O_{2(g)}/H_2O_{(l)}$ et $Ag^+_{(aq)}/Ag_{(s)}$. Données : $M(Ag) = 108 \text{ g.mol}^{-1}$ ; $V_m = 24 \text{ L.mol}^{-1}$.

Questions :

  • 1 L'électrode 1 (dépôt) est-elle l'anode ou la cathode ? À quelle borne du générateur est-elle reliée ?
  • 2 Écrire la demi-équation qui se produit à cette électrode 1.
  • 3 L'électrode 2 produit du gaz $O_2$ à partir de l'eau. Écrire la demi-équation à l'électrode 2.
  • 4 En déduire l'équation globale de cette électrolyse. Quel est le nombre global d'électrons échangés $z$ ?
  • 5 Calculer l'avancement $x$ de la réaction à la fin des 15 minutes.
  • 6 En déduire la masse d'argent pur déposée sur l'électrode 1 pour argenter l'objet.
Voir la solution 2
Attention. Pour l'équation globale, trouvez le PPCM des électrons. L'argent échange 1 $e^-$, l'eau en échange 4. Le PPCM est 4. Vous devrez multiplier la demi-équation de l'argent par 4.

1 Sur l'électrode 1, un dépôt métallique se forme. Les ions $Ag^+$ se transforment en métal $Ag$ par gain d'électrons (Réduction). Le lieu de la réduction est la Cathode. Elle est obligatoirement reliée à la borne négative (-) du générateur qui fournit les électrons.

2 Demi-équation à la Cathode (Électrode 1) :
$Ag^+_{(aq)} + e^- \rightleftharpoons Ag_{(s)}$.

3 Demi-équation à l'Anode (Électrode 2). C'est l'eau qui s'oxyde (car l'électrode en graphite est inattaquable) :
$2H_2O_{(l)} \rightleftharpoons O_{2(g)} + 4H^+_{(aq)} + 4e^-$.

4 Pour équilibrer, on multiplie la réduction de l'argent par 4 :
$4 \times (Ag^+ + e^- \rightleftharpoons Ag)$
Équation globale :

$4Ag^+_{(aq)} + 2H_2O_{(l)} \rightarrow 4Ag_{(s)} + O_{2(g)} + 4H^+_{(aq)}$
.
Le nombre total d'électrons échangés est $z = 4$.

5 Calcul de l'avancement $x$ :
On sait que $n(e^-) = z \cdot x = 4x$. Et $n(e^-) = \frac{I \cdot \Delta t}{F}$.
Donc $x = \frac{I \cdot \Delta t}{4 \cdot F}$.
$\Delta t = 15 \times 60 = 900 \text{ s}$.
$x = \frac{0,5 \times 900}{4 \times 96500} = \frac{450}{386000} \approx 1,16 \cdot 10^{-3} \text{ mol}$.

6 Masse d'argent déposée :
D'après l'équation globale, la quantité de matière d'argent formée est $n(Ag) = 4x$.
La masse est $m(Ag) = n(Ag) \cdot M(Ag) = 4x \cdot M(Ag)$.
$m(Ag) = 4 \times 1,16 \cdot 10^{-3} \times 108 \approx 0,50 \text{ g}$.
Un demi-gramme d'argent a été déposé sur la pièce métallique.

6. QCM : 30 questions

7. Fiches d'expériences

Pour les enseignants et pour préparer les travaux pratiques.

Évolution spontanée et forcée

Identification

Partie Chimie Unité Transformations forcées - L'électrolyse
Titre Comparaison entre une évolution spontanée et une électrolyse
Durée 30 minutes

Cadre pédagogique

Objectifs de l'expérience Précautions et orientations Conseils techniques
  • Distinguer une transformation spontanée d'une transformation forcée.
  • Comprendre le rôle du générateur électrique.
  • Relier le sens d'évolution au quotient de réaction $Q_{r,i}$.
  • Porter une blouse et des lunettes de protection.
  • Le dibrome ($Br_2$) est toxique et irritant : manipuler sous hotte.
  • Bien observer les changements de couleur (orange pour $Br_2$, bleu pour $Cu^{2+}$).
  • S'assurer du bon contact électrique des électrodes en graphite.

Dispositif expérimental

Montage expérimental
Tube en U avec électrodes de graphite reliées à un générateur de tension.
Matériel et Réactifs Tubes à essai, Tube en U, électrodes en graphite, générateur, fils électriques.
Réactifs : Tournure de Cuivre ($Cu$), eau de brome ($Br_2$), solutions de $Cu^{2+}$ et $Br^-$.

Déroulement et exploitation

Étapes expérimentales Questions de l'activité Résultats attendus Réponses & Conclusions
1. Mélanger $Cu_{(s)}$ et $Br_{2(aq)}$ dans un tube à essai. 1. Quelle réaction a lieu ? Est-elle naturelle ? Justifier avec $Q_{r,i}$. La solution orange devient bleue. Disparition progressive du cuivre. $Cu + Br_2 \rightarrow Cu^{2+} + 2Br^-$. Oui, $Q_{r,i} = 0 < K$. C'est une transformation spontanée.
2. Placer des ions $Cu^{2+}$ et $Br^-$ dans un tube en U avec un générateur allumé. 2. Écrire l'équation de la réaction observée dans le tube en U. Dépôt de cuivre à la borne (-) et coloration orange ($Br_2$) à la borne (+). La réaction s'inverse :
$Cu^{2+} + 2Br^- \rightarrow Cu + Br_2$.
3. Analyser le rôle du dispositif électrique dans l'étape 2. 3. Ce sens d'évolution est-il naturel ? Quel est le rôle du générateur ? La réaction s'arrête immédiatement si on éteint le générateur. Non, c'est contre-nature ($Q_r$ s'éloigne de $K$). Le générateur apporte l'énergie pour forcer cette évolution.

Bilan et évaluation

Bilan de l'expérience
Une transformation forcée (électrolyse) impose au système chimique d'évoluer dans le sens inverse de son sens d'évolution spontanée. Cette opération nécessite l'apport continu d'énergie électrique par un générateur qui pompe les électrons à l'anode pour les réinjecter à la cathode.
Questions d'évaluation
Q1. Lors d'une électrolyse, le quotient de réaction $Q_r$ se rapproche-t-il ou s'éloigne-t-il de $K$ ? Q2. Que se passe-t-il exactement si on éteint le générateur pendant la transformation ? Q3. Dans l'étape 2, par quelle borne les électrons sortent-ils du générateur ?
Électrolyse à anode soluble

Identification

Partie Chimie Unité Transformations forcées - L'électrolyse
Titre Recouvrement métallique par galvanostégie (Argenture)
Durée 40 minutes

Cadre pédagogique

Objectifs de l'expérience Précautions et orientations Conseils techniques
  • Identifier l'anode et la cathode lors d'une électrolyse.
  • Écrire les demi-équations aux électrodes.
  • Comprendre le principe d'une anode sacrificielle/soluble.
  • Ne pas mettre le générateur en court-circuit.
  • Le nitrate d'argent est corrosif et tache la peau en noir : porter des gants.
  • Bien décaper (poncer) l'objet en cuivre avant l'électrolyse pour une bonne adhérence.
  • Maintenir un courant $I$ faible pour un dépôt métallique régulier et solide.

Dispositif expérimental

Montage expérimental
Dispositif de galvanostégie : Dépôt d'argent sur un objet en cuivre.
Matériel et Réactifs Bécher, générateur de tension continue, fils, ampèremètre, objet en Cuivre.
Réactifs : Électrode en Argent pur ($Ag$), Solution de nitrate d'argent ($Ag^+ + NO_3^-$).

Déroulement et exploitation

Étapes expérimentales Questions de l'activité Résultats attendus Réponses & Conclusions
1. Relier l'objet (Cuivre) à la borne négative et l'électrode d'Argent à la borne positive. 1. Identifier la cathode et l'anode en précisant la réaction qui s'y déroule. La circulation du courant est confirmée par l'ampèremètre. Objet (-) = Cathode (Réduction).
Lame Ag (+) = Anode (Oxydation).
2. Faire circuler le courant pendant 15 minutes et observer les électrodes. 2. Écrire les demi-équations aux électrodes pour expliquer les observations. L'objet se recouvre d'une couche d'argent. La lame d'argent se ronge. Cathode : $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag_{(s)}$.
Anode : $Ag_{(s)} \rightarrow Ag^+ + e^-$.
3. Déduire le bilan global de l'opération sur l'électrolyte. 3. Pourquoi la concentration en ions $Ag^+$ reste-t-elle constante ? La couleur et la concentration de la solution ne varient pas. Les ions consommés à la cathode sont immédiatement régénérés par la dissolution de l'anode en argent pur.

Bilan et évaluation

Bilan de l'expérience
L'électrolyse à anode soluble permet de réaliser des revêtements métalliques (Galvanostégie). Le métal de l'anode s'oxyde et se dissout dans la solution pour compenser exactement la réduction et le dépôt métallique qui s'effectuent sur l'objet placé à la cathode.
Questions d'évaluation
Q1. À quelle borne du générateur doit-on brancher l'objet que l'on souhaite recouvrir de métal ? Q2. Comment appelle-t-on l'électrode où se produit l'oxydation lors d'une électrolyse ? Q3. Selon la relation $x = \frac{I \cdot \Delta t}{z \cdot F}$, de quels paramètres dépend la masse du dépôt formé ?

8. Documents à télécharger