🔌 L’électrolyse est un procédé qui utilise l’énergie électrique pour provoquer une réaction chimique non spontanée. C’est l’inverse du fonctionnement d’une pile !

Contrairement aux piles où les réactions sont spontanées, en électrolyse on force les réactions à se produire dans le sens inverse. 💪

Attention ! En électrolyse, les polarités sont inversées par rapport à une pile :

• Anode : borne + (oxydation forcée)
• Cathode : borne – (réduction forcée)

Exemple important : Électrolyse de l’eau

À l’anode (oxydation) :

\[ 2H_2O \rightarrow O_2 + 4H^+ + 4e^- \]

À la cathode (réduction) :

\[ 2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^- \]

Équation bilan :

\[ 2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2 \]

La loi de Faraday est fondamentale en électrolyse :

\[ m = \frac{Q \times M}{n \times F} \]

où :

• m : masse déposée ou libérée (g)
• Q : quantité d’électricité (C)
• M : masse molaire (g/mol)
• n : nombre d’électrons échangés
• F : constante de Faraday (96 500 C/mol)

Exemple de calcul : Électrolyse du chlorure de cuivre(II)

On veut déposer 6,35 g de cuivre. Calculons la quantité d’électricité nécessaire.

Demi-équation à la cathode :

\[ Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu \]

Application de la loi de Faraday :

\[ Q = \frac{m \times n \times F}{M} = \frac{6,35 \times 2 \times 96500}{63,5} = 19300 \text{ C} \]

Si l’intensité est de 2 A, le temps nécessaire sera :

\[ t = \frac{Q}{I} = \frac{19300}{2} = 9650 \text{ s} \approx 2\text{h }41\text{min} \]

⏰ Applications industrielles de l’électrolyse :

• Raffinage des métaux (cuivre, aluminium)
• Électroplastie (dépôt métallique)
• Production de chlore et de soude
• Production d’aluminium (procédé Hall-Héroult)

Cas particulier : Électrolyse à anode soluble

Dans le raffinage du cuivre, l’anode en cuivre impur se dissout tandis que du cuivre pur se dépose à la cathode.

⚖️ Comparaison pile vs électrolyseur

📈 Évolution des masses aux électrodes

💡 Astuce mnémotechnique : « En électrolyse, on force la nature : le + force l’oxydation, le – force la réduction ! »