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Électrolyse et transformations forcées : exercices de Terminale

Publié le 6 novembre 2026 · Mis à jour le 6 novembre 2026 · Signaler une erreur

L'essentiel

Une transformation spontanée évolue dans le sens où le quotient de réaction se rapproche de la constante d'équilibre ; une transformation forcée impose le sens inverse grâce à un générateur.
Pour tout calcul d'électrolyse, le fil conducteur est : intensité et durée, puis charge, puis quantité d'électrons, puis quantité de matière, puis masse ou volume.
Le coefficient des électrons dans la demi-équation fixe le rapport entre quantité d'électrons et quantité de matière formée.
Un rendement compare la quantité réellement obtenue à la quantité maximale prévue par la charge qui a circulé.
Vérifie toujours les unités : secondes pour la durée, coulombs pour la charge, grammes ou litres pour le résultat.

Comment utiliser ces exercices

Cette page s'adresse à toi si tu prépares le bac et que tu veux t'entraîner sur l'électrolyse, avec une progression du plus simple au plus délicat. Elle suppose connues les notions du chapitre : le quotient de réaction et la constante d'équilibre, le critère d'évolution spontanée et le fonctionnement d'une pile.

Le programme de Terminale demande d'illustrer un transfert spontané d'électrons entre espèces chimiques, puis d'étudier les transferts d'électrons aux électrodes d'un système ¹. Il précise aussi qu'il faut savoir déterminer les variations de quantités de matière lors de ces transformations ¹. Les exercices ci-dessous travaillent surtout ce dernier point, avec des calculs complets.

Une électrolyse est un exemple de transformation forcée : le système n'évolue pas de lui-même dans le sens étudié, c'est un générateur extérieur qui impose la circulation des électrons. Sur le plan des courants, les applications qui mobilisent des intensités moyennes à élevées, électrolyse comprise, relèvent de l'électrotechnique ².

Pour que chaque exercice soit autonome, toutes les données utiles sont rappelées dans l'énoncé : constante de Faraday, masses molaires, volume molaire. Tu n'as donc rien à retrouver de mémoire, tu dois seulement choisir la bonne relation.

MéthodeLe fil conducteur des calculs

Pour tout exercice quantitatif d'électrolyse, suis toujours la même chaîne :

Convertis la durée en secondes.
Calcule la charge qui a traversé le circuit : $Q = I \times \Delta t$ , avec $Q$ en coulombs (C), $I$ en ampères (A) et $\Delta t$ en secondes (s).
Calcule la quantité d'électrons échangés : $n(e^-) = \dfrac{Q}{F}$ , où $F$ est la constante de Faraday, donnée dans l'énoncé.
Écris la demi-équation de l'électrode concernée et lis le nombre d'électrons échangés par espèce formée ou consommée.
Passe à la quantité de matière de l'espèce : $n = \dfrac{n(e^-)}{z}$ , avec $z$ le nombre d'électrons de la demi-équation.
Convertis en masse ( $m = n \times M$ ) ou en volume de gaz ( $V = n \times V_m$ ).

Rappel : transformation spontanée ou forcée

Une transformation chimique n'est en général pas totale : le système évolue jusqu'à un état d'équilibre ¹. Pour savoir dans quel sens il évolue de lui-même, on compare le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ à la constante d'équilibre $K$ de la réaction écrite dans le sens étudié.

Si $Q_{r,i} < K$ , l'évolution spontanée se fait dans le sens direct.
Si $Q_{r,i} > K$ , elle se fait dans le sens inverse.
Si $Q_{r,i} = K$ , le système est déjà à l'équilibre et n'évolue plus.

Le programme évoque un transfert spontané d'électrons par contact entre un métal et les ions d'un autre couple ¹ : c'est le cas de la pile, où cette évolution spontanée est exploitée pour produire un courant.

Les exercices

Les exercices sont rangés par difficulté croissante. Cherche d'abord seul, ouvre les indices si tu bloques, et ne regarde la correction qu'après avoir écrit ta propre solution, même incomplète. Une correction lue sans essai préalable ne t'apprend presque rien.

Les exercices

Exercice 1 Quotient de réaction et sens spontané

★☆☆Environ 5 min

On considère la réaction $\mathrm{Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightleftarrows Zn^{2+}(aq) + Cu(s)}$ , dont la constante d'équilibre vaut $K = 1{,}0 \times 10^{37}$ à la température de l'étude. Le système initial contient $\mathrm{Zn^{2+}}$ à $1{,}0\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et $\mathrm{Cu^{2+}}$ à $1{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ , avec du zinc et du cuivre solides en excès.

Calcule le quotient de réaction initial $Q_{r,i}$ (les solides n'interviennent pas), puis indique si la transformation $\mathrm{Zn^{2+} + Cu \rightarrow Zn + Cu^{2+}}$ peut avoir lieu spontanément.

Indice 1

Les solides ne figurent pas dans l'expression du quotient de réaction : seuls les ions interviennent.

Indice 2

Écris $Q_r$ comme un rapport entre la concentration de l'ion produit et celle de l'ion consommé, dans le sens direct.

Voir la correction pas à pas

Écrire le quotient dans le sens direct : $Q_r = \dfrac{[\mathrm{Zn^{2+}}]}{[\mathrm{Cu^{2+}}]}$ , car Zn et Cu solides n'apparaissent pas.
Remplacer par les valeurs : $Q_{r,i} = \dfrac{1{,}0}{1{,}0\times10^{-3}} = 1{,}0\times10^{3}$ .
Comparer à la constante : $Q_{r,i} = 10^{3} \ll K = 10^{37}$ , donc $Q_{r,i} < K$ .
Conclure : l'évolution spontanée se fait dans le sens direct (Zn consommé, Cu²⁺ consommé). Le sens inverse n'est pas spontané : pour l'obtenir, il faudrait une transformation forcée, donc un générateur.

Le quotient initial vaut $1{,}0\times10^{3}$ , très inférieur à $K$ : la transformation inverse n'est pas spontanée et ne peut être obtenue que par électrolyse.

Exercice 2 Charge électrique transportée

★☆☆Environ 4 min

Une électrolyse est réalisée avec un courant d'intensité constante $I = 2{,}0\ \mathrm{A}$ pendant $\Delta t = 30$ minutes. Calcule la charge $Q$ (en coulombs) qui a traversé le circuit.

Indice 1

La relation est $Q = I \times \Delta t$ et exige une durée en secondes.

Indice 2

30 minutes = 30 × 60 secondes.

Voir la correction pas à pas

Convertir la durée : $\Delta t = 30 \times 60 = 1800\ \mathrm{s}$ .
Appliquer la relation : $Q = I \times \Delta t = 2{,}0 \times 1800$ .
Calculer : $Q = 3600\ \mathrm{C}$ .

La charge transportée est $Q = 3600\ \mathrm{C}$ . Le piège classique est de multiplier par 30 au lieu de 1800.

Exercice 3 De la charge aux électrons

★☆☆Environ 5 min

Lors d'une électrolyse, une charge $Q = 3600\ \mathrm{C}$ a circulé. La constante de Faraday vaut $F = 96\,500\ \mathrm{C\cdot mol^{-1}}$ . Calcule la quantité d'électrons $n(e^-)$ échangés, en mol.

Indice 1

La constante de Faraday est la charge d'une mole d'électrons.

Indice 2

Divise la charge totale par la charge d'une mole d'électrons.

Voir la correction pas à pas

Identifier la relation : $n(e^-) = \dfrac{Q}{F}$ .
Remplacer : $n(e^-) = \dfrac{3600}{96\,500}$ .
Calculer : $n(e^-) \approx 3{,}73\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .

Environ 0,037 mol d'électrons ont été échangés : c'est une petite quantité de matière, ce qui est normal pour une charge de quelques milliers de coulombs.

Exercice 4 Masse de cuivre déposée

★★☆Environ 10 min

On électrolyse une solution contenant des ions cuivre(II). À l'électrode où se produit le dépôt, la demi-équation est $\mathrm{Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)}$ . Le courant est constant, d'intensité $I = 1{,}5\ \mathrm{A}$ , et dure $40$ minutes.

Données : $F = 96\,500\ \mathrm{C\cdot mol^{-1}}$ ; $M(\mathrm{Cu}) = 63{,}5\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$ .

Calcule la masse de cuivre déposée, en grammes.

Indice 1

Passe par la chaîne complète : charge, électrons, quantité de cuivre, masse.

Indice 2

Deux électrons sont nécessaires pour déposer un atome de cuivre : $n(\mathrm{Cu}) = n(e^-)/2$ .

Voir la correction pas à pas

Convertir la durée : $\Delta t = 40 \times 60 = 2400\ \mathrm{s}$ .
Calculer la charge : $Q = 1{,}5 \times 2400 = 3600\ \mathrm{C}$ .
Calculer la quantité d'électrons : $n(e^-) = \dfrac{3600}{96\,500} \approx 3{,}73\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Lire la demi-équation : $z = 2$ , donc $n(\mathrm{Cu}) = \dfrac{n(e^-)}{2} \approx 1{,}87\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Calculer la masse : $m = n \times M = 1{,}87\times10^{-2} \times 63{,}5 \approx 1{,}18\ \mathrm{g}$ .

Il se dépose environ 1,18 g de cuivre. Si tu avais oublié la division par 2, tu aurais trouvé 2,37 g, soit le double : le contrôle du coefficient des électrons est indispensable.

Exercice 5 Durée nécessaire pour un dépôt d'argent

★★☆Environ 10 min

On veut recouvrir un objet de $2{,}0\ \mathrm{g}$ d'argent par électrolyse. La demi-équation du dépôt est $\mathrm{Ag^+(aq) + e^- \rightarrow Ag(s)}$ . L'intensité du courant est maintenue à $I = 0{,}50\ \mathrm{A}$ .

Données : $F = 96\,500\ \mathrm{C\cdot mol^{-1}}$ ; $M(\mathrm{Ag}) = 108\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$ .

Calcule la durée de l'électrolyse, en secondes.

Indice 1

Ici on remonte la chaîne : de la masse vers la durée.

Indice 2

Pour l'argent, un seul électron est échangé : $n(e^-) = n(\mathrm{Ag})$ .

Voir la correction pas à pas

Calculer la quantité d'argent à déposer : $n(\mathrm{Ag}) = \dfrac{m}{M} = \dfrac{2{,}0}{108} \approx 1{,}85\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Lire la demi-équation : $z = 1$ , donc $n(e^-) = n(\mathrm{Ag}) \approx 1{,}85\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Calculer la charge nécessaire : $Q = n(e^-) \times F \approx 1{,}85\times10^{-2} \times 96\,500 \approx 1787\ \mathrm{C}$ .
Calculer la durée : $\Delta t = \dfrac{Q}{I} = \dfrac{1787}{0{,}50} \approx 3574\ \mathrm{s}$ , soit environ 1 h.
Vérifier la cohérence : 3574 s est un peu moins d'une heure, ce qui est plausible pour un courant d'une demi-ampère.

Il faut environ 3574 s, soit près de 60 minutes. Doubler l'intensité diviserait la durée par deux, à masse déposée identique.

Exercice 6 Volume de dihydrogène dégagé

★★☆Environ 12 min

Lors de l'électrolyse de l'eau, la réduction a lieu à la cathode selon $\mathrm{2H_2O(\ell) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2HO^-(aq)}$ . Le courant est constant, $I = 3{,}0\ \mathrm{A}$ , pendant $1$ heure.

Données : $F = 96\,500\ \mathrm{C\cdot mol^{-1}}$ ; volume molaire des gaz dans les conditions de l'expérience $V_m = 24\ \mathrm{L\cdot mol^{-1}}$ .

Calcule le volume de dihydrogène dégagé, en litres.

Indice 1

1 heure = 3600 s.

Indice 2

Deux électrons sont échangés pour une molécule de dihydrogène formée.

Voir la correction pas à pas

Convertir la durée : $\Delta t = 1 \times 3600 = 3600\ \mathrm{s}$ .
Calculer la charge : $Q = 3{,}0 \times 3600 = 10\,800\ \mathrm{C}$ .
Calculer la quantité d'électrons : $n(e^-) = \dfrac{10\,800}{96\,500} \approx 0{,}112\ \mathrm{mol}$ .
Lire la demi-équation : $z = 2$ , donc $n(\mathrm{H_2}) = \dfrac{n(e^-)}{2} \approx 5{,}60\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Convertir en volume : $V = n \times V_m = 5{,}60\times10^{-2} \times 24 \approx 1{,}34\ \mathrm{L}$ .

L'électrolyse dégage environ 1,34 L de dihydrogène. La méthode est identique à celle du dépôt métallique : seule la dernière conversion change, du gramme au litre.

Exercice 7 Rendement d'un dépôt de cuivre

★★★Environ 15 min

Un élève réalise un dépôt de cuivre avec un courant constant $I = 2{,}0\ \mathrm{A}$ pendant $25$ minutes, selon $\mathrm{Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)}$ . Après lavage et séchage, il pèse la masse déposée et trouve $0{,}95\ \mathrm{g}$ .

Données : $F = 96\,500\ \mathrm{C\cdot mol^{-1}}$ ; $M(\mathrm{Cu}) = 63{,}5\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}$ .

Calcule la masse maximale de cuivre que la charge échangée permettrait de déposer.
Calcule le rendement, en pourcentage, défini comme le rapport de la masse réellement obtenue à la masse maximale.
Propose une cause possible de l'écart.

Indice 1

La masse maximale suppose que tous les électrons servent à réduire le cuivre.

Indice 2

Rendement = masse obtenue / masse maximale, multiplié par 100.

Voir la correction pas à pas

Convertir la durée : $\Delta t = 25 \times 60 = 1500\ \mathrm{s}$ .
Calculer la charge : $Q = 2{,}0 \times 1500 = 3000\ \mathrm{C}$ , puis $n(e^-) = \dfrac{3000}{96\,500} \approx 3{,}11\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Calculer la quantité maximale de cuivre : $n_{max}(\mathrm{Cu}) = \dfrac{n(e^-)}{2} \approx 1{,}55\times10^{-2}\ \mathrm{mol}$ .
Calculer la masse maximale : $m_{max} = 1{,}55\times10^{-2} \times 63{,}5 \approx 0{,}987\ \mathrm{g}$ .
Calculer le rendement : $\eta = \dfrac{0{,}95}{0{,}987} \times 100 \approx 96{,}2\ \%$ .
Interpréter : une partie des électrons a pu servir à une autre réaction à l'électrode, ou une petite quantité de dépôt s'est détachée au lavage ; le rendement reste donc inférieur à 100 %.

Le rendement est d'environ 96 %. Un rendement supérieur à 100 % serait le signe d'une erreur : dépôt mal séché, erreur de pesée ou de calcul.

Les questions qu'on se pose

Comment savoir si je dois diviser par le nombre d'électrons ?

Écris toujours la demi-équation de l'électrode concernée. Le coefficient devant $e^-$ donne le nombre d'électrons échangés pour une unité de l'espèce. Si ce coefficient vaut 2, la quantité de l'espèce est la moitié de la quantité d'électrons ; s'il vaut 1, les deux quantités sont égales.

Pourquoi une électrolyse est-elle une transformation forcée alors que le critère d'évolution spontanée existe ?

Le critère compare $Q_r$ et $K$ et prédit le sens spontané. Dans une électrolyse, on veut le sens opposé : un générateur impose la circulation des électrons et fournit l'énergie. Le critère n'est pas faux, il indique simplement que ce sens-là ne se produirait pas sans intervention extérieure. Les transferts d'électrons aux électrodes sont d'ailleurs au programme de Terminale ¹.

Sources

Programme de physique-chimie Terminale général - Document PDF complet, Ministère de l'Éducation nationale. Consulté le 6 novembre 2026.
Électromagnétisme, Wikipédia. Consulté le 6 novembre 2026.

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Comment utiliser ces exercices

Rappel : transformation spontanée ou forcée

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Les exercices

Exercice 1 Quotient de réaction et sens spontané

Exercice 2 Charge électrique transportée

Exercice 3 De la charge aux électrons

Exercice 4 Masse de cuivre déposée

Exercice 5 Durée nécessaire pour un dépôt d'argent

Exercice 6 Volume de dihydrogène dégagé

Exercice 7 Rendement d'un dépôt de cuivre

Les questions qu'on se pose

Sources

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Collège

Lycée

Supérieur