Terminale · Physique-chimie

Électrolyse et évolution forcée

Chapitre 9

15 questions originales à réponses multiples pour vérifier les notions, les méthodes et les points de vigilance du chapitre.

Prévois papier, stylo et calculatrice. Plusieurs réponses peuvent être justes. Identifie d’abord les demi-équations, puis passe de la charge aux moles d’électrons ; distingue charge, puissance et énergie.

Comment répondre ?

Prévois une feuille et un stylo pour poser tes calculs et rédiger tes étapes. Chaque QCM propose cinq affirmations. Une ou plusieurs réponses peuvent être exactes. Coche-les, vérifie, puis ouvre la correction pour comprendre chaque proposition. Tu obtiens un point seulement si tu coches toutes les bonnes réponses, sans cocher de réponse fausse.

0 question vérifiée sur 15

Question 1

Pile ou électrolyseur

Un montage contient deux électrodes dans une solution de CuSO₄. Un générateur extérieur impose une transformation inverse de celle qui se produirait spontanément dans la pile associée. Quelles descriptions conviennent ?

Une pile qui débite et un électrolyseur ont nécessairement les mêmes signes d'électrodes. La charge électrique passée permet toujours de connaître exactement chaque produit sans bilan. Le générateur est facultatif puisqu'une transformation inverse est toujours spontanée. La transformation imposée est dite forcée dans les conditions annoncées. Le montage fonctionne comme un électrolyseur recevant de l'énergie électrique.

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Réponse attendue : D, E

A — Faux. Faux. Les noms anode et cathode suivent oxydation et réduction ; leurs signes électriques dépendent du mode de fonctionnement.
B — Faux. Faux. Une charge seule ne fixe pas les produits ; il faut identifier les demi-équations et d'éventuelles réactions concurrentes.
C — Faux. Faux. L'énoncé précise que le sens choisi est opposé au sens spontané ; il requiert un apport d'énergie.
D — Vrai. Vrai. Le sens opposé à l'évolution spontanée exige ici l'apport du générateur, qui définit l'électrolyse.
E — Vrai. Vrai. Le générateur extérieur force le sens chimique opposé au sens spontané ; l'énergie électrique entre dans le système.

Méthode à retenir. Identifier la source d'énergie qui impose le sens de la transformation.

Question 2

Dépôt sur la cathode

Dans une électrolyse de Cu²⁺, une plaque reliée à la borne négative du générateur gagne du cuivre. Quelle demi-équation explique le gain de masse ?

Cu²⁺+2 e⁻ ⟶ Cu(s). Le cuivre déposé indique une oxydation à la cathode. Cu(s)+2 e⁻ ⟶ Cu²⁺. Cu²⁺+e⁻ ⟶ Cu(s). Cu(s) ⟶ Cu²⁺+2 e⁻.

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Réponse attendue : A

A — Vrai. Vrai. La plaque reçoit les électrons du générateur ; les ions Cu²⁺ captent deux électrons et se déposent.
B — Faux. Faux. La cathode est le siège de la réduction, ici l'arrivée des électrons sur Cu²⁺.
C — Faux. Faux. La matière reste formellement présente, mais la charge gauche −2 diffère de la charge droite +2.
D — Faux. Faux. La charge passerait de +1 à zéro dans l'écriture proposée ; Cu²⁺ requiert deux électrons.
E — Faux. Faux. Cette oxydation dissoudrait le cuivre de la plaque au lieu de produire le dépôt observé.

Méthode à retenir. Associer un gain d'électrons à une réduction et vérifier la charge.

Question 3

Anode de cuivre soluble

Une électrolyse affine du cuivre : l'anode est en Cu impur, la cathode en Cu pur et la solution contient Cu²⁺. On observe une perte de masse de l'anode et un dépôt à la cathode. Quelles lectures sont justes ?

La charge passée prouve que toutes les impuretés se déposent à la cathode. L'anode est reliée à la borne positive du générateur dans ce fonctionnement. Cu(s) ⟶ Cu²⁺+2 e⁻ décrit l'anode. L'anode est le siège de la réduction parce qu'elle perd de la masse. Cu²⁺+2 e⁻ ⟶ Cu(s) décrit la cathode.

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Réponse attendue : B, C, E

A — Faux. Faux. Le devenir des impuretés dépend de leurs réactions propres ; le seul bilan du cuivre ne le fixe pas.
B — Vrai. Vrai. Le générateur retire des électrons à l'anode, siège de l'oxydation ; elle est positive dans cet électrolyseur.
C — Vrai. Vrai. La perte de masse est la dissolution oxydante du cuivre métallique, qui libère deux électrons par atome.
D — Faux. Faux. Perdre du cuivre métallique en formant Cu²⁺ est une oxydation et non une réduction.
E — Vrai. Vrai. Les ions cuivriques reçoivent les électrons apportés à la cathode et forment le métal déposé.

Méthode à retenir. Faire correspondre perte et gain de masse aux deux demi-équations opposées.

Question 4

Charge et durée

Un courant constant de 0,50 A traverse un électrolyseur pendant 12 min. On suppose le courant mesuré fiable. Quelle charge a traversé le circuit extérieur ?

Q=6,0 C. La relation Q=IΔt impose Δt en secondes avec I en ampères. On connaît déjà la masse déposée sans identifier l'ion réduit. Q=360 C. La valeur 360 est une énergie en joules sans autre donnée.

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Réponse attendue : B, D

A — Faux. Faux. Le produit 0,50×12 oublie que 12 représente des minutes et sous-estime la charge d'un facteur 60.
B — Vrai. Vrai. Un ampère équivaut à un coulomb par seconde ; les minutes doivent être converties pour trouver Q en coulombs.
C — Faux. Faux. La masse dépend du nombre d'électrons par ion et de sa masse molaire, absents de ces données.
D — Vrai. Vrai. On convertit les minutes en secondes avant d'appliquer la loi de charge : la durée vaut 12×60=720 s et Q=IΔt=0,50×720=360 C.
E — Faux. Faux. Q=360 C est une charge ; l'énergie reçue demanderait aussi la tension du générateur.

Méthode à retenir. Convertir la durée avant d'utiliser l'ampère comme coulomb par seconde.

Question 5

Masse idéale de cuivre

On fait passer Q=1930 C dans une électrolyse où la seule réduction cathodique est Cu²⁺+2 e⁻ ⟶ Cu. On prend F=96 500 C·mol⁻¹ et M(Cu)=63,5 g·mol⁻¹. Quelle masse théorique est déposée ?

m=0,635 g. m=1,27 g. n(Cu)=0,0200 mol. n(e⁻)=0,0200 mol. La masse idéale ne dépend pas de M(Cu).

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Réponse attendue : A, D

A — Vrai. Vrai. La charge représente 1930/96 500=0,0200 mol d'électrons, soit 0,0100 mol de Cu et 0,635 g.
B — Faux. Faux. Cette masse correspondrait à 0,0200 mol de Cu, en oubliant les deux électrons nécessaires par ion.
C — Faux. Faux. Chaque ion Cu²⁺ capte deux électrons ; la quantité de cuivre déposée vaut la moitié de n(e⁻).
D — Vrai. Vrai. La constante de Faraday convertit des coulombs en moles de charges élémentaires ; n(e⁻)=Q/F=1930/96 500=0,0200 mol.
E — Faux. Faux. Après le calcul de n(Cu), la conversion en grammes utilise explicitement m=n(Cu)M(Cu).

Méthode à retenir. Passer des coulombs aux moles d'électrons puis aux moles de métal.

Question 6

Rendement de courant

Dans l'expérience précédente, on pèse réellement 0,500 g de Cu, alors que la masse théorique pour toute la charge est 0,635 g. On suppose le dépôt mesuré pur. Que vaut le rendement de courant associé au cuivre ?

η≈78,7 %. La masse idéale doit être recalculée à partir du temps seul. La différence prouve à elle seule quel produit concurrent s'est formé. Le rendement dépasse 100 % parce que 0,635 est supérieur à 0,500. Environ 21,3 % de la charge n'a pas servi au dépôt attendu, dans ce modèle.

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Réponse attendue : A, E

A — Vrai. Vrai. Pour le même métal, les masses sont proportionnelles aux charges utilisées ; le rendement de courant vaut m_réel/m_théorique=0,500/0,635=0,787.
B — Faux. Faux. La valeur théorique 0,635 g est déjà fournie pour la charge mesurée ; le temps n'apporte rien au quotient.
C — Faux. Faux. Une perte de rendement signale une charge non attribuée au cuivre, sans identifier automatiquement les réactions concurrentes.
D — Faux. Faux. Le numérateur est la masse réellement recueillie ; son rapport à la masse idéale est inférieur à un.
E — Vrai. Vrai. La fraction de charge associée au produit vaut 0,787 ; la fraction complémentaire vaut 1−0,787=0,213.

Méthode à retenir. Comparer produit réellement obtenu et produit idéal pour la même charge totale.

Question 7

Durée d'un dépôt cible

On veut déposer idéalement 0,0100 mol de Cu à la cathode avec I=1,00 A constant. La réduction est Cu²⁺+2 e⁻ ⟶ Cu et F=96 500 C·mol⁻¹. Combien de temps faut-il ?

Un rendement inférieur à 100 % allongerait la durée réelle pour le même dépôt. Le temps ne dépend ni du courant ni du rendement. La charge cible est 1930 C. La durée idéale vaut 965 s. La durée idéale est 1930 s, soit environ 32,2 min.

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Réponse attendue : A, C, E

A — Vrai. Vrai. Si une part du courant sert à d'autres réactions, il faut faire passer plus de charge pour déposer 0,0100 mol de cuivre.
B — Faux. Faux. Le temps découle de Q=IΔt et la charge requise augmente si le rendement de courant diminue.
C — Vrai. Vrai. La demi-équation consomme deux électrons par ion déposé ; il faut 2×0,0100=0,0200 mol d'électrons et Q=0,0200×96 500=1930 C.
D — Faux. Faux. Cette durée ne compte qu'un électron par ion, alors que la réduction de Cu²⁺ en exige deux.
E — Vrai. Vrai. Le courant constant de 1,00 A transfère un coulomb par seconde ; Δt=Q/I=1930 s et 1930/60≈32,2 min.

Méthode à retenir. Déterminer la charge stœchiométrique puis la diviser par le courant.

Question 8

Bilan de l'eau électrolysée

Dans une électrolyse idéalisée de l'eau en milieu acide, les seuls gaz recueillis sont H₂ et O₂. Les demi-équations conduisent à 2 H₂O ⟶ 2 H₂+O₂. Quelles quantités se correspondent ?

Former 1 mol de O₂ accompagne 2 mol de H₂. Former 2 mol de H₂ requiert 4 mol d'électrons transférés au circuit. Le bilan seul indique la vitesse à laquelle chaque gaz est formé. Les électrons figurent dans l'équation chimique globale. Les deux gaz sont produits dans un rapport molaire 1:1.

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Réponse attendue : A, B

A — Vrai. Vrai. Les coefficients du bilan global imposent le rapport molaire n(H₂):n(O₂)=2:1.
B — Vrai. Vrai. Chaque H₂ provient de 2 H⁺+2 e⁻ ; deux moles de gaz demandent quatre moles d'électrons.
C — Faux. Faux. Les coefficients donnent un rapport des quantités produites, sans fournir courant ou variation temporelle.
D — Faux. Faux. Les électrons échangés aux électrodes s'annulent entre les deux demi-équations et ne restent pas au bilan.
E — Faux. Faux. Le bilan 2:1 dément l'égalité de quantités, même si les deux gaz sont recueillis simultanément.

Méthode à retenir. Additionner les demi-équations et conserver le rapport 2:1 des gaz.

Question 9

Volume des gaz

L'électrolyse précédente fait passer Q=3860 C à rendement de courant supposé 100 %. On prend F=96 500 C·mol⁻¹ et un volume molaire commun V_m=24,0 L·mol⁻¹ aux conditions de collecte. Quel volume de O₂ est attendu ?

Le rapport des volumes H₂/O₂ vaut deux aux mêmes conditions. V(H₂)=0,480 L dans les mêmes conditions. Un volume molaire n'est pas nécessaire pour calculer des volumes de gaz. V(O₂)=0,240 L. V(O₂)=0,960 L parce que 0,0400 mol d'électrons forment autant d'O₂.

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Réponse attendue : A, B, D

A — Vrai. Vrai. À température et pression identiques, les volumes sont proportionnels aux quantités ; 0,480/0,240=2.
B — Vrai. Vrai. Deux électrons par H₂ donnent 0,0200 mol et donc 0,0200×24,0=0,480 L.
C — Faux. Faux. Les moles de gaz viennent de Faraday, mais leur conversion en litres exige V_m dans les conditions données.
D — Vrai. Vrai. n(e⁻)=3860/96 500=0,0400 mol ; quatre électrons par O₂ donnent 0,0100 mol, soit 0,240 L.
E — Faux. Faux. Il faut quatre moles d'électrons par mole de O₂ ; la quantité de gaz est 0,0100 mol.

Méthode à retenir. Compter quatre électrons par O₂ avant la conversion molaire en litres.

Question 10

Deux demi-équations acides

En milieu acide, on propose à la cathode 2 H⁺+2 e⁻ ⟶ H₂ et à l'anode 2 H₂O ⟶ O₂+4 H⁺+4 e⁻. Quelle opération permet d'obtenir le bilan global ?

Le bilan obtenu est 2 H₂O ⟶ O₂+2 H₂. Les charges se conservent uniquement si l'on laisse quatre électrons dans le bilan global. Les électrons et quatre ions H⁺ s'annulent dans la somme. Il faut multiplier l'équation cathodique par deux avant l'addition. La cathode réalise une oxydation des protons.

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Réponse attendue : A, C, D

A — Vrai. Vrai. Après addition puis annulation des intermédiaires électriques et des protons, il reste les deux gaz et l'eau.
B — Faux. Faux. La somme équilibrée annule les électrons, et les deux membres restants sont électriquement neutres.
C — Vrai. Vrai. Deux fois la cathode consomme quatre H⁺ et quatre électrons, exactement formés à l'anode.
D — Vrai. Vrai. L'anode libère quatre électrons ; deux réductions cathodiques consomment exactement ces quatre électrons.
E — Faux. Faux. Les protons gagnent des électrons pour former H₂ ; ce gain définit une réduction.

Méthode à retenir. Égaliser les électrons des deux demi-équations avant d'additionner.

Question 11

Électrolyse d'une saumure : bilan

Dans un procédé industriel étudié sur documents, l'anode transforme 2 Cl⁻ ⟶ Cl₂+2 e⁻ et la cathode produit H₂ par réduction de l'eau. On se limite à ces actes fournis. Quelles déductions sont autorisées ?

Les deux demi-équations ont chacune la même forme de transfert d'électrons. Les ions chlorure subissent une oxydation à l'anode. Le dichlore se forme à la cathode négative. La charge passée suffit à garantir un rendement de dichlore de 100 %. Une mole de Cl₂ correspond à deux moles d'électrons cédés à l'anode.

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Réponse attendue : B, E

A — Faux. Faux. L'anode libère des électrons tandis que la cathode les consomme ; elles sont de sens électronique opposé.
B — Vrai. Vrai. Ils cèdent des électrons en formant Cl₂ ; une perte d'électrons est une oxydation.
C — Faux. Faux. Dans le schéma fourni, Cl₂ est produit par l'acte anodique, non par la réduction cathodique.
D — Faux. Faux. Des réactions concurrentes ou pertes peuvent détourner une part du courant ; le rendement doit être mesuré.
E — Vrai. Vrai. La demi-équation anodique indique explicitement deux électrons pour une molécule de dichlore formée.

Méthode à retenir. Classer chaque demi-équation par gain ou perte d'électrons sans inventer un rendement.

Question 12

Énergie et charge reçues

Un électrolyseur fonctionne sous une tension constante U=2,0 V avec un courant I=0,50 A pendant 600 s. On assimile la puissance électrique reçue à UI. Quelles grandeurs calcule-t-on ?

L'énergie électrique reçue est 600 J. L'énergie reçue vaut 300 J, numériquement égale à la charge. La tension seule fixe le nombre de moles d'électrons transférés. La charge passée est 300 C. La puissance électrique reçue est 1,0 W.

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Réponse attendue : A, D, E

A — Vrai. Vrai. Sous tension et courant constants, l'énergie est le produit de la puissance par le temps : E=UIΔt=2,0×0,50×600=600 J.
B — Faux. Faux. La valeur 300 correspond aux coulombs ; multiplier encore par U=2,0 V donne 600 J.
C — Faux. Faux. La quantité d'électrons vient de Q/F et dépend du courant intégré pendant la durée, pas de U seule.
D — Vrai. Vrai. Q=IΔt=0,50×600=300 C ; la tension ne figure pas dans ce calcul de charge.
E — Vrai. Vrai. La tension et le courant sont constants pendant l'expérience ; leur produit donne P=UI=2,0×0,50=1,0 W.

Méthode à retenir. Calculer séparément Q=IΔt, P=UI et E=UQ sous tension constante.

Question 13

Recharger un accumulateur

Un accumulateur est branché à un chargeur qui impose un courant inverse de celui de sa décharge spontanée. Pendant la charge, il reçoit 500 C sous une tension supposée constante de 4,0 V. Quelles lectures sont correctes ?

La charge de 500 C est une énergie de 500 J. Le sens chimique de charge est forcé par une alimentation extérieure. L'énergie électrique reçue est approximativement 2000 J. L'accumulateur chargeur est une pile qui fournit spontanément 4,0 V à l'alimentation. Toute l'énergie reçue est nécessairement stockée chimiquement sans pertes.

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Réponse attendue : B, C

A — Faux. Faux. Les coulombs mesurent un transfert électrique ; la conversion en joules exige de multiplier par la tension.
B — Vrai. Vrai. Le courant inverse est imposé par le chargeur afin de régénérer les espèces actives dans ce modèle.
C — Vrai. Vrai. Sous la tension supposée constante, l'énergie reçue vaut le produit de cette tension par la charge : E≈UQ=4,0×500=2000 J.
D — Faux. Faux. Pendant la recharge annoncée, l'alimentation fournit de l'énergie à l'accumulateur, ce qui inverse le rôle de débit.
E — Faux. Faux. Échauffement et réactions parasites peuvent rendre l'énergie stockée inférieure à l'énergie fournie par le chargeur.

Méthode à retenir. Suivre le sens de l'énergie et distinguer énergie fournie de stockage utile.

Question 14

Produits concurrents

Une cathode consomme 0,100 mol d'électrons en tout. On recueille 0,030 mol de métal M issu de M²⁺+2 e⁻ ⟶ M ; le reste du courant peut produire un autre composé. Quel bilan électronique est cohérent ?

Le produit concurrent est obligatoirement H₂. La part du courant attribuée au métal vaut 60 %. Il reste 0,040 mol d'électrons à attribuer à d'autres réductions ou pertes. Le métal recueilli a consommé 0,060 mol d'électrons. Le rendement de courant du métal est 30 % car on recueille 0,030 mol.

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Réponse attendue : B, C, D

A — Faux. Faux. L'énoncé ne fournit aucune analyse des autres produits ; plusieurs réactions ou pertes restent possibles.
B — Vrai. Vrai. La quantité électronique utile de 0,060 mol rapportée à 0,100 mol transférée donne 0,60.
C — Vrai. Vrai. La différence 0,100−0,060=0,040 mol n'est pas expliquée par le dépôt métallique mesuré.
D — Vrai. Vrai. La demi-équation demande deux électrons par ion M²⁺ ; 2×0,030=0,060 mol.
E — Faux. Faux. Il faut rapporter des moles d'électrons à des moles d'électrons ; le dépôt en consomme le double de 0,030.

Méthode à retenir. Convertir chaque produit en moles d'électrons avant de comparer les parts de charge.

Question 15

Signe des électrodes

Dans un électrolyseur en fonctionnement, le générateur retire des électrons à l'électrode A et en apporte à l'électrode B. Une oxydation est constatée sur A. Quels noms et signes sont cohérents ?

A reçoit les électrons produits par une réduction. Le nom anode signifie toujours borne négative quel que soit le dispositif. A est l'anode positive de cet électrolyseur. B est la cathode négative de cet électrolyseur. Une réaction cathodique ne peut jamais déposer de métal.

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Réponse attendue : C, D

A — Faux. Faux. Les électrons sont retirés de A lors de l'oxydation, puis poussés par le générateur vers B.
B — Faux. Faux. Anode nomme l'oxydation ; elle est négative pour une pile débitant, mais positive dans cet électrolyseur.
C — Vrai. Vrai. L'anode est le lieu d'oxydation ; ici le générateur lui retire les électrons et la polarise positivement.
D — Vrai. Vrai. Le générateur apporte des électrons à B, où une réduction peut les consommer ; B est la cathode négative.
E — Faux. Faux. Une réduction M^z++z e⁻ ⟶ M(s) peut justement produire un dépôt cathodique.

Méthode à retenir. Nommer les électrodes par les réactions avant de préciser leurs signes.

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