Exercices: Transformations Forcées (Électrolyse)
Chimie – 2ème BAC Sciences Mathématiques SMB
Exercice 1: Identification des électrodes
On réalise l’électrolyse d’une solution de sulfate de cuivre (CuSO₄) avec des électrodes de graphite.
1. Quelle est la polarité de chaque électrode?
2. Écrivez les demi-équations aux électrodes.
Correction
1. Électrode reliée au pôle + = anode, pôle – = cathode
2. Anode: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
Cathode: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Exercice 2: Calcul de masse déposée
On effectue l’électrolyse d’une solution de nitrate d’argent (AgNO₃) avec un courant de 2,5 A pendant 30 minutes.
Calculez la masse d’argent déposée à la cathode.
Données: M(Ag) = 108 g/mol ; 1 F = 96 500 C/mol
\[ m = \frac{M \times I \times t}{n \times F} \]
Correction
1. Q = I×t = 2,5 × (30×60) = 4 500 C
2. n(e⁻) = Q/F = 4500/96500 ≈ 0,0466 mol
3. n(Ag) = n(e⁻) = 0,0466 mol (car Ag⁺ + e⁻ → Ag)
4. m(Ag) = n×M = 0,0466 × 108 ≈ 5,04 g
Exercice 3: Électrolyse de l’eau
Lors de l’électrolyse de l’eau acidulée, on recueille 120 mL de gaz à la cathode.
1. Quel est ce gaz?
2. Quel volume de gaz obtient-on à l’anode?
3. Écrivez l’équation globale.
Correction
1. Gaz à la cathode: dihydrogène (H₂)
2. V(O₂) = V(H₂)/2 = 60 mL
3. 2H₂O → 2H₂ + O₂
Exercice 4: Durée d’électrolyse
Pour déposer 5 g de nickel lors d’une électrolyse avec un courant de 3 A.
Calculez la durée nécessaire.
Données: M(Ni) = 58,7 g/mol ; Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni
\[ t = \frac{m \times n \times F}{M \times I} \]
Correction
1. n(Ni) = m/M = 5/58,7 ≈ 0,0852 mol
2. n(e⁻) = 2×n(Ni) ≈ 0,1704 mol
3. Q = n(e⁻)×F ≈ 0,1704×96500 ≈ 16 450 C
4. t = Q/I ≈ 16450/3 ≈ 5483 s ≈ 1h31min
Exercice 5: Anode soluble
On réalise l’électrolyse de CuCl₂ avec une anode en cuivre et une cathode en platine.
1. Écrivez les demi-équations aux électrodes.
2. Que observe-t-on à chaque électrode?
Correction
1. Anode: Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Cathode: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
2. Anode: dissolution du cuivre – Cathode: dépôt de cuivre
Exercice 6: Rendement faradique
Lors d’une électrolyse, on obtient 3,2 g de cuivre au lieu des 3,8 g théoriques.
1. Calculez le rendement faradique.
2. Proposez deux causes possibles pour cette différence.
\[ η = \frac{m_{exp}}{m_{th}} \times 100 \]
Correction
1. η = (3,2/3,8)×100 ≈ 84,2%
2. Causes possibles : pertes de courant, réactions parasites, impuretés…
Exercice 7: Production de dichlore
L’électrolyse d’une solution concentrée de NaCl produit du dichlore à l’anode.
1. Écrivez la demi-équation à l’anode.
2. Quel gaz se dégage à la cathode?
Correction
1. 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
2. Dihydrogène (H₂) se dégage à la cathode
Exercice 8: Choix du métal à déposer
On dispose d’une solution contenant des ions Cu²⁺ et Ag⁺.
1. Quel métal se déposera en premier à la cathode?
2. Justifiez votre réponse.
Données: E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V ; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V
Correction
1. L’argent (Ag) se déposera en premier
2. Car le couple Ag⁺/Ag a un potentiel standard plus élevé, il est plus facilement réduit
Exercice 9: Évolution des concentrations
On électrolyse une solution de sulfate de cuivre entre électrodes de cuivre.
1. Comment évolue [Cu²⁺] dans la solution?
2. Pourquoi utilise-t-on cette méthode en industrie?
Correction
1. [Cu²⁺] reste constante (même quantité dissoute à l’anode que déposée à la cathode)
2. Pour purifier le cuivre (élimination des impuretés)
Exercice 10: Problème synthèse
On électrolyse une solution de NiSO₄ avec un courant de 4 A pendant 45 min.
1. Écrivez les demi-équations aux électrodes (anode en graphite).
2. Calculez la masse de nickel déposée.
3. Quel volume de gaz obtient-on à l’anode (CNTP)?
Données: M(Ni) = 58,7 g/mol ; Vm = 22,4 L/mol
Correction
1. Anode: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
Cathode: Ni²⁺ + 2e⁻ → Ni
2. Q = I×t = 4×45×60 = 10 800 C
n(Ni) = Q/(2F) ≈ 0,056 mol → m ≈ 3,29 g
3. n(O₂) = n(e⁻)/4 ≈ 0,028 mol → V ≈ 0,63 L
