📘 L’évolution forcée d’un système chimique — électrolyse

Un électrolyseur force le déroulement d’une réaction chimique non spontanée grâce à un apport d’énergie électrique. Il convertit l’énergie électrique en énergie chimique.

📐 I. Principe de l’électrolyseur

Un électrolyseur est un dispositif qui utilise l’énergie électrique pour forcer une réaction chimique non spontanée (inverse d’une pile).

Anode (+) : reliée à la borne + du générateur → siège d’une oxydation (perte d’électrons).

Cathode (−) : reliée à la borne − du générateur → siège d’une réduction (gain d’électrons).

📐 II. Quantité d’électricité et quantités de matière

Charge électrique transférée : Q = I × Δt (en coulombs C), avec I en ampères (A) et Δt en secondes (s).

Lien avec la matière : La quantité d’électrons échangés est n_e− = Q / F.

Quantité de matière de produit formé (n) :

Où z est le nombre d’électrons échangés par mole de produit, et F = 96 500 C·mol⁻¹ (constante de Faraday).

📐 III. Applications

• Électrolyse de l’eau : 2 H₂O → 2 H₂ + O₂.
• Galvanoplastie : Dépôt d’une fine couche de métal (or, argent, chrome) sur un objet.
• Métallurgie : Production d’aluminium à partir d’alumine (Al₂O₃) ou raffinage du cuivre.

💡 À retenir

• Système forcé : ΔG > 0 (le générateur impose le sens de la réaction).
• Oxydation à l’anode (+) / Réduction à la cathode (−).
• Formule clé : Q = I × Δt = n_e− × F.
• Unité de l’activité : le Faraday (1 F est la charge d’une mole d’électrons).