Les transformations de la matière

Il existe trois grandes catégories de transformations de la matière :

• Transformation physique : C'est un changement d'état ou de forme de la matière, sans modification de sa nature chimique. Les molécules restent identiques.
  • Exemples : la fusion de la glace en eau liquide (changement d'état), la dissolution du sel dans l'eau (changement physique car le sel peut être récupéré par évaporation), la dilatation d'un métal.
  • La composition chimique des substances ne change PAS.
• Transformation chimique : C'est une réorganisation des atomes des réactifs pour former de nouvelles molécules, les produits. Les liaisons chimiques sont rompues et de nouvelles sont formées.
  • Exemples : la combustion du bois, la rouille du fer, la digestion des aliments, la synthèse de l'ammoniac.
  • De nouvelles substances avec des propriétés différentes sont formées.
• Transformation nucléaire : C'est un changement au niveau du noyau des atomes, entraînant la transmutation d'un élément en un autre. Ces transformations libèrent ou absorbent des quantités d'énergie considérablement plus importantes que les transformations chimiques.
  • Exemples : la désintégration radioactive (émission de particules alpha, bêta, gamma), la fission nucléaire (rupture d'un noyau lourd), la fusion nucléaire (union de noyaux légers).
  • Les éléments chimiques eux-mêmes sont modifiés.

Un principe fondamental régit toutes ces transformations : la conservation de la matière et de l'énergie.

• Conservation de la matière (ou loi de Lavoisier) : Au cours d'une transformation chimique, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits. Les atomes ne sont ni créés, ni détruits, ils se réarrangent. Pour les transformations nucléaires, la masse n'est pas strictement conservée, une partie étant convertie en énergie (E=mc²).
• Conservation de l'énergie : L'énergie totale d'un système isolé reste constante. Elle peut être transformée d'une forme à une autre (chaleur, travail, énergie lumineuse, etc.), mais elle ne disparaît jamais.

Une transformation chimique est représentée par une équation de réaction. C'est une écriture symbolique qui décrit les substances initiales (les réactifs) et les substances finales (les produits).

Exemple général : $aA + bB \rightarrow cC + dD$

• A et B sont les réactifs.
• C et D sont les produits.
• a, b, c, d sont les coefficients stœchiométriques. Ce sont des nombres entiers qui permettent d'équilibrer l'équation.

Pour équilibrer une équation de réaction, il faut respecter deux lois fondamentales :

1. Loi de conservation des éléments : Chaque type d'atome (carbone, oxygène, hydrogène, etc.) doit être présent en même nombre des deux côtés de la flèche de réaction.
   • Exemple : Combustion du méthane : $\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}$
     • C : 1 de chaque côté
     • H : 4 de chaque côté (4 dans $\text{CH}_4$, 2x2=4 dans $2\text{H}_2\text{O}$)
     • O : 4 de chaque côté (2x2=4 dans $2\text{O}_2$, 2 dans $\text{CO}_2$ + 2 dans $2\text{H}_2\text{O}$)
2. Loi de conservation de la charge : Pour les réactions impliquant des ions, la somme des charges électriques de tous les réactifs doit être égale à la somme des charges électriques de tous les produits.
   • Exemple : $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu}$ (charge : +2 - 2 = 0 de chaque côté)

Le tableau d'avancement est un outil essentiel pour suivre l'évolution quantitative d'une réaction chimique. Il permet de déterminer les quantités de matière des espèces chimiques à tout moment de la réaction et d'identifier le réactif limitant.

Il se construit en plusieurs étapes :

1. Écrire l'équation de réaction équilibrée.
2. Identifier les quantités de matière initiales ($n_0$) de chaque réactif et produit.
3. Définir l'avancement de la réaction (x) : C'est une grandeur positive, exprimée en moles, qui mesure l'étendue de la réaction. $x = 0$ à l'état initial, et $x_{max}$ à l'état final.
4. Compléter le tableau avec les quantités de matière (en moles) à l'état initial, à un instant t (état intermédiaire) et à l'état final.

• Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé lorsque la réaction atteint son avancement maximal ($x_{max}$). Il est identifié en cherchant le $x_{max}$ le plus petit pour lequel $n_0(réactif) - ax_{max} = 0$.
• L'état final correspond à la composition du système lorsque la réaction est terminée (soit par épuisement du réactif limitant, soit par atteinte de l'équilibre).

Pour travailler avec le tableau d'avancement et les équations de réaction, il est crucial de maîtriser les grandeurs physiques qui caractérisent la quantité de matière.

• Quantité de matière ($n$) : Exprimée en moles (mol). Une mole représente $6,022 \times 10^{23}$ entités élémentaires (atomes, molécules, ions...). C'est le nombre d'Avogadro ($N_A$).
  • $n = \frac{m}{M}$ (où $m$ est la masse en g et $M$ est la masse molaire en g/mol).
  • $n = C \times V$ (où $C$ est la concentration molaire en mol/L et $V$ est le volume en L pour une solution).
• Concentration molaire ($C$) : Quantité de matière de soluté par litre de solution. Unité : mol/L.
  • $C = \frac{n_{soluté}}{V_{solution}}$
• Volume molaire des gaz ($V_m$) : Volume occupé par une mole de gaz dans des conditions données de température et de pression.
  • Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP : $0^\circ\text{C}$, 1 atm), $V_m \approx 22,4$ L/mol.
  • Dans les conditions ambiantes de température et de pression (CNTP : $20^\circ\text{C}$, 1 atm), $V_m \approx 24,0$ L/mol.
  • Pour un gaz parfait : $n = \frac{V}{V_m}$.
• Masse molaire ($M$) : Masse d'une mole d'une substance. Unité : g/mol.
  • Elle est calculée en sommant les masses molaires atomiques des atomes constituant la molécule (données dans le tableau périodique).
  • Exemple : $M(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times M(\text{H}) + M(\text{O}) = 2 \times 1,01 + 16,00 = 18,02$ g/mol.

• Un système est la partie de l'univers que l'on étudie (par exemple, les réactifs et les produits d'une réaction chimique). Le reste est le milieu extérieur.
• Énergie interne ($U$) : C'est l'énergie totale stockée dans un système, incluant l'énergie cinétique des molécules et l'énergie potentielle due aux liaisons chimiques. Il est difficile de connaître sa valeur absolue, mais on peut mesurer ses variations ($\Delta U$).
• Transferts d'énergie : L'énergie peut être échangée entre le système et le milieu extérieur sous deux formes principales :
  • La chaleur ($Q$) : Transfert d'énergie dû à une différence de température.
    • $Q > 0$ : le système reçoit de la chaleur (endothermique).
    • $Q < 0$ : le système cède de la chaleur (exothermique).
  • Le travail ($W$) : Transfert d'énergie dû à une force qui déplace un objet (par exemple, le travail de dilatation ou de compression d'un gaz).
    • $W > 0$ : le milieu extérieur fournit du travail au système.
    • $W < 0$ : le système fournit du travail au milieu extérieur.
• Premier principe de la thermodynamique : Il exprime la conservation de l'énergie. La variation d'énergie interne d'un système est égale à la somme de la chaleur et du travail échangés avec le milieu extérieur.
  • $\Delta U = Q + W$
  • Pour une transformation à volume constant ($W=0$), $\Delta U = Q_V$.
  • Pour une transformation à pression constante (majorité des réactions en chimie), on introduit une nouvelle fonction d'état : l'enthalpie.

• L'enthalpie ($H$) est une fonction d'état utile pour les réactions à pression constante. La variation d'enthalpie correspond à la chaleur échangée à pression constante : $\Delta H = Q_P$.
• Réaction exothermique : Une réaction qui libère de la chaleur vers le milieu extérieur. La température du milieu extérieur augmente.
  • $\Delta H < 0$.
  • Exemple : la combustion.
• Réaction endothermique : Une réaction qui absorbe de la chaleur du milieu extérieur. La température du milieu extérieur diminue.
  • $\Delta H > 0$.
  • Exemple : la dissolution du nitrate d'ammonium dans l'eau.
• Enthalpie standard de formation ($\Delta_f H^\circ$) : C'est la variation d'enthalpie de la réaction de formation d'une mole d'un composé à partir de ses corps simples stables dans leurs états standard ($25^\circ\text{C}$, 1 bar).
  • $\Delta_f H^\circ = 0$ pour les corps simples stables (ex: $\text{O}_2(g)$, $\text{C}(s,graphite)$, $\text{H}_2(g)$).
• Loi de Hess : L'enthalpie de réaction standard ($\Delta_r H^\circ$) d'une réaction peut être calculée à partir des enthalpies standard de formation des produits et des réactifs.
  • $\Delta_r H^\circ = \sum n_p \Delta_f H^\circ (produits) - \sum n_r \Delta_f H^\circ (réactifs)$
  • où $n_p$ et $n_r$ sont les coefficients stœchiométriques.
  • La loi de Hess stipule que la variation d'enthalpie d'une réaction ne dépend pas du chemin réactionnel, mais uniquement des états initial et final.

• Désordre microscopique (Entropie $S$) : L'entropie est une mesure du désordre ou du nombre de micro-états possibles d'un système. Plus un système est désordonné, plus son entropie est élevée.
  • L'entropie augmente généralement quand :
    • Un solide fond ou s'évapore (passage à un état plus désordonné).
    • Le nombre de moles de gaz augmente au cours d'une réaction.
    • La température augmente.
• Entropie standard de réaction ($\Delta_r S^\circ$) : On la calcule de manière similaire à l'enthalpie de réaction :
  • $\Delta_r S^\circ = \sum n_p S^\circ (produits) - \sum n_r S^\circ (réactifs)$
• Second principe de la thermodynamique : Pour toute transformation spontanée dans un système isolé, l'entropie totale de l'univers (système + milieu extérieur) ne peut qu'augmenter ou rester constante (à l'équilibre). Elle ne peut jamais diminuer.
  • $\Delta S_{univers} = \Delta S_{système} + \Delta S_{milieu \ extérieur} \ge 0$
  • Ce principe permet de prédire le sens d'évolution spontanée d'une transformation.

• Énergie de Gibbs ($G$) ou enthalpie libre : C'est la grandeur la plus pertinente pour prédire la spontanéité d'une réaction à température et pression constantes. Elle combine les effets de l'enthalpie et de l'entropie.
  • $G = H - TS$
  • La variation d'enthalpie libre de réaction standard est :
  • $\Delta_r G^\circ = \Delta_r H^\circ - T\Delta_r S^\circ$
• Critère d'évolution spontanée :
  • Si $\Delta_r G < 0$ : La réaction est spontanée dans le sens direct.
  • Si $\Delta_r G > 0$ : La réaction est non spontanée dans le sens direct (elle est spontanée dans le sens inverse).
  • Si $\Delta_r G = 0$ : Le système est à l'équilibre chimique.
• Influence de la température : La température ($T$) joue un rôle crucial.
  • Si $\Delta_r H < 0$ et $\Delta_r S > 0$ : $\Delta_r G$ est toujours négatif, la réaction est toujours spontanée.
  • Si $\Delta_r H > 0$ et $\Delta_r S < 0$ : $\Delta_r G$ est toujours positif, la réaction n'est jamais spontanée.
  • Si $\Delta_r H < 0$ et $\Delta_r S < 0$ : La réaction est spontanée à basse température (quand $T\Delta_r S$ est petit).
  • Si $\Delta_r H > 0$ et $\Delta_r S > 0$ : La réaction est spontanée à haute température (quand $T\Delta_r S$ est grand).

• Définition de la vitesse volumique ($v$) : C'est la variation de la quantité de matière d'un réactif ou d'un produit par unité de temps et par unité de volume.
  • Pour un réactif A : $v = -\frac{1}{aV} \frac{dn_A}{dt}$ (le signe moins indique que $n_A$ diminue)
  • Pour un produit C : $v = +\frac{1}{cV} \frac{dn_C}{dt}$
  • Unité : mol·L$^{-1}$·s$^{-1}$.
  • On peut aussi définir la vitesse par rapport à l'avancement $x$: $v = \frac{1}{V} \frac{dx}{dt}$.
• Facteurs cinétiques : Ce sont les paramètres qui influencent la vitesse d'une réaction sans modifier l'état final.
  • Température : Augmenter la température accélère généralement la réaction (les molécules ont plus d'énergie cinétique, donc plus de chocs efficaces).
  • Concentration des réactifs : Augmenter la concentration des réactifs augmente la fréquence des chocs entre molécules, et donc la vitesse de réaction.
  • Pression (pour les gaz) : Augmenter la pression revient à augmenter la concentration, donc la vitesse.
  • Présence d'un catalyseur : Accélère la réaction sans être consommé.
  • Surface de contact (pour les solides) : Augmenter la surface de contact (pulvérisation) accélère la réaction.
• Suivi temporel d'une réaction : On peut suivre l'évolution d'une réaction au cours du temps en mesurant une grandeur physique (pH, conductivité, absorbance, pression, volume de gaz, etc.) qui est liée à la concentration d'un réactif ou d'un produit.
• Temps de demi-réaction ($t_{1/2}$) : C'est le temps nécessaire pour que l'avancement de la réaction atteigne la moitié de sa valeur finale ($x_{final}/2$).
  • C'est une grandeur caractéristique de la vitesse de la réaction. Plus $t_{1/2}$ est petit, plus la réaction est rapide.

Pour de nombreuses réactions, la vitesse peut être exprimée sous la forme d'une loi de vitesse : $v = k [A]^p [B]^q$

• $[A]$ et $[B]$ sont les concentrations des réactifs.
• $k$ est la constante de vitesse (dépend de la température).
• $p$ est l'ordre partiel par rapport au réactif A.
• $q$ est l'ordre partiel par rapport au réactif B.
• L'ordre global de la réaction est la somme des ordres partiels : $n = p + q$.
• Ces ordres sont déterminés expérimentalement et ne sont pas nécessairement liés aux coefficients stœchiométriques.
  • Réaction d'ordre 0 : $v = k$. La vitesse est constante et ne dépend pas de la concentration des réactifs.
  • Réaction d'ordre 1 : $v = k [A]$. La vitesse est proportionnelle à la concentration d'un réactif.
  • Réaction d'ordre 2 : $v = k [A]^2$ ou $v = k [A][B]$. La vitesse dépend du carré d'une concentration ou du produit de deux concentrations.

• Un mécanisme réactionnel décrit l'ensemble des étapes élémentaires par lesquelles passe une réaction chimique pour se produire.
• Un acte élémentaire est une réaction qui se produit en une seule étape, telle qu'elle est écrite. Ses ordres partiels sont égaux à ses coefficients stœchiométriques.
• Les intermédiaires réactionnels sont des espèces formées au cours d'une étape et consommées dans une étape ultérieure. Ils n'apparaissent pas dans l'équation globale de la réaction.
• L'étape cinétiquement déterminante (ECD) est l'étape la plus lente du mécanisme. Elle détermine la vitesse globale de la réaction.
• Catalyse : L'utilisation d'un catalyseur permet d'accélérer une réaction sans être consommé. Un catalyseur agit en modifiant le mécanisme réactionnel et en proposant un nouveau chemin avec une énergie d'activation plus faible.
  • Catalyse homogène : Catalyseur et réactifs sont dans la même phase (ex: liquide).
  • Catalyse hétérogène : Catalyseur et réactifs sont dans des phases différentes (ex: catalyseur solide, réactifs gazeux ou liquides).
  • Catalyse enzymatique : Réactions biologiques catalysées par des enzymes (protéines). Très spécifique et efficace.

• Énergie d'activation ($E_a$) : C'est l'énergie minimale que doivent posséder les molécules de réactifs pour qu'un choc soit efficace et conduise à la formation des produits.
  • Plus $E_a$ est élevée, plus la réaction est lente.
• Loi d'Arrhenius : Elle décrit la dépendance de la constante de vitesse $k$ avec la température $T$ et l'énergie d'activation $E_a$.
  • $k = A \cdot e^{-E_a/RT}$
  • où $A$ est le facteur pré-exponentiel, $R$ est la constante des gaz parfaits.
  • Une augmentation de la température ou une diminution de l'énergie d'activation (par un catalyseur) augmente la constante de vitesse $k$ et donc la vitesse de réaction.
• Rôle du catalyseur : Un catalyseur offre un nouveau chemin réactionnel avec une énergie d'activation plus faible, ce qui augmente la proportion de molécules ayant l'énergie suffisante pour réagir, et donc la vitesse de réaction. Il ne modifie ni l'enthalpie libre de réaction $\Delta_r G$, ni la constante d'équilibre $K$.
• Spécificité et sélectivité des catalyseurs :
  • Spécificité : Un catalyseur peut n'accélérer qu'un seul type de réaction ou la réaction d'un substrat particulier.
  • Sélectivité : Un catalyseur peut orienter une réaction vers la formation préférentielle d'un produit parmi plusieurs possibles.

• Réactions réversibles : Ce sont des réactions qui peuvent se produire dans les deux sens (direct et inverse) simultanément. Elles sont représentées par une double flèche : $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$.
• Vitesse directe et inverse : Au début, la vitesse de la réaction directe est maximale. Au fur et à mesure que les produits se forment, la réaction inverse commence à se produire.
• État d'équilibre dynamique : L'équilibre est atteint lorsque la vitesse de la réaction directe devient égale à la vitesse de la réaction inverse. À l'échelle macroscopique, les concentrations des réactifs et des produits ne changent plus, mais à l'échelle microscopique, les réactions continuent de se produire dans les deux sens.
• Taux d'avancement final ($\tau$) : C'est le rapport entre l'avancement final ($x_f$) et l'avancement maximal ($x_{max}$) que la réaction atteindrait si elle était totale.
  • $\tau = \frac{x_f}{x_{max}}$
  • Si $\tau = 1$ : la réaction est totale (irréversible).
  • Si $0 < \tau < 1$ : la réaction est limitée (réversible) et atteint un équilibre.

• Expression du quotient de réaction ($Q_r$) : Pour une réaction $aA + bB \rightleftharpoons cC + dD$, le quotient de réaction s'écrit :
  • $Q_r = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}$
  • Où $[X]$ représente la concentration molaire (pour les solutions), la pression partielle (pour les gaz), ou 1 (pour les solides et les solvants purs).
• Constante d'équilibre ($K$) : C'est la valeur du quotient de réaction à l'équilibre. Elle ne dépend que de la température.
  • $K = \left( \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b} \right)_{équilibre}$
  • Plus $K$ est grand, plus la réaction est favorisée dans le sens direct (plus de produits à l'équilibre).
  • Si $K > 10^3$, la réaction est considérée comme quasi-totale.
  • Si $K < 10^{-3}$, la réaction est très limitée.
• Relation entre $Q_r$ et $K$ : Le quotient de réaction permet de prédire le sens d'évolution spontanée d'un système hors équilibre.
  • Si $Q_r < K$ : Le système évolue spontanément dans le sens direct (formation de produits).
  • Si $Q_r > K$ : Le système évolue spontanément dans le sens inverse (formation de réactifs).
  • Si $Q_r = K$ : Le système est à l'équilibre.

Le principe de Le Châtelier énonce que si l'on perturbe un système à l'équilibre, celui-ci évolue de manière à s'opposer à cette perturbation et à atteindre un nouvel état d'équilibre. C'est le déplacement de l'équilibre.

• Influence de la concentration :
  • Ajout d'un réactif : l'équilibre se déplace dans le sens direct pour consommer l'excès de réactif.
  • Ajout d'un produit : l'équilibre se déplace dans le sens inverse pour consommer l'excès de produit.
  • Suppression d'un réactif/produit : l'équilibre se déplace pour reformer la substance supprimée.
• Influence de la pression (pour les réactions avec des gaz) :
  • Augmentation de la pression : l'équilibre se déplace dans le sens qui produit le moins de moles de gaz.
  • Diminution de la pression : l'équilibre se déplace dans le sens qui produit le plus de moles de gaz.
• Influence de la température :
  • Augmentation de la température : l'équilibre se déplace dans le sens endothermique (qui absorbe la chaleur).
  • Diminution de la température : l'équilibre se déplace dans le sens exothermique (qui libère de la chaleur).
  • La température est le seul facteur qui modifie la valeur de la constante d'équilibre $K$.

Un cas particulier d'équilibres chimiques concerne les réactions acido-basiques.

• Acides et bases de Brønsted :
  • Un acide est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons ($\text{H}^+$).
  • Une base est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons ($\text{H}^+$).
• Couples acido-basiques : Un acide et sa base conjuguée forment un couple acido-basique ($\text{AH}/\text{A}^-$ ou $\text{BH}^+/\text{B}$).
  • Réaction acido-basique : $\text{Acide}_1 + \text{Base}_2 \rightleftharpoons \text{Base}_1 + \text{Acide}_2$.
• Constante d'acidité ($K_a$) et pKa : Pour un couple $\text{AH}/\text{A}^-$, la réaction d'acidité dans l'eau est : $\text{AH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{A}^- + \text{H}_3\text{O}^+$.
  • $K_a = \frac{[\text{A}^-][\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]}$
  • Le pKa est une grandeur plus pratique : $pKa = -\log(K_a)$.
  • Plus le $K_a$ est grand (ou plus le $pKa$ est petit), plus l'acide est fort.
  • Plus le $K_b$ est grand (ou plus le $pKb$ est petit), plus la base est forte.
• Calcul du pH : Le pH est une mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution.
  • $pH = -\log[\text{H}_3\text{O}^+]$
  • Pour un acide fort : $pH = -\log(C_a)$.
  • Pour une base forte : $pH = 14 + \log(C_b)$.
  • Pour un acide faible : $pH = \frac{1}{2} (pKa - \log C_a)$.
  • Pour une base faible : $pH = 7 + \frac{1}{2} (pKa + \log C_b)$.
  • Le pH est un indicateur crucial de l'équilibre acido-basique.

• Transformation non spontanée : Une électrolyse est une réaction d'oxydoréduction qui ne se produit pas naturellement. Son $\Delta G > 0$.
• Apport d'énergie électrique : Pour forcer la réaction, on utilise un générateur électrique qui fournit de l'énergie sous forme de courant électrique.
• Électrodes : L'électrolyseur est constitué de deux électrodes plongées dans une solution ionique (l'électrolyte) et reliées au générateur.
  • L'anode : C'est l'électrode reliée à la borne positive du générateur. C'est le lieu de l'oxydation (perte d'électrons).
  • La cathode : C'est l'électrode reliée à la borne négative du générateur. C'est le lieu de la réduction (gain d'électrons).
• Sens du courant et des électrons :
  • Les électrons circulent du pôle négatif du générateur vers la cathode, puis des anions vers l'anode, et enfin de l'anode vers le pôle positif du générateur.
  • Le courant électrique conventionnel circule du pôle positif du générateur vers l'anode, à travers l'électrolyte (par les ions), puis de la cathode vers le pôle négatif du générateur.

• Oxydation à l'anode : Les anions (ions négatifs) ou les molécules sont oxydés à l'anode.
  • Exemple : $2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2(g) + 2\text{e}^-$
• Réduction à la cathode : Les cations (ions positifs) ou les molécules sont réduits à la cathode.
  • Exemple : $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu}(s)$
• Demi-équations électroniques : Chaque réaction aux électrodes est une demi-équation d'oxydoréduction.
• Bilan de l'électrolyse : L'équation bilan de l'électrolyse est la somme des demi-équations des deux électrodes, équilibrée de manière à ce que le nombre d'électrons échangés soit le même.
  • Exemple (électrolyse du chlorure de cuivre) :
    • Anode (oxydation) : $2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2(g) + 2\text{e}^-$
    • Cathode (réduction) : $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu}(s)$
    • Bilan : $\text{Cu}^{2+} + 2\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cu}(s) + \text{Cl}_2(g)$

• Quantité d'électricité ($Q$) : C'est la charge électrique totale qui a traversé le circuit pendant l'électrolyse.
  • $Q = I \times t$
  • où $I$ est l'intensité du courant en ampères (A) et $t$ est le temps en secondes (s). $Q$ est en coulombs (C).
• Constante de Faraday ($F$) : C'est la charge électrique portée par une mole d'électrons.
  • $F = N_A \times e \approx 96485$ C/mol (où $N_A$ est le nombre d'Avogadro et $e$ est la charge élémentaire).
• Relation entre $Q$, $I$ et $t$ et les quantités de matière produites :
  • La quantité de matière d'électrons ($n_e$) qui a circulé est : $n_e = \frac{Q}{F} = \frac{I \times t}{F}$.
  • À partir de $n_e$ et des demi-équations, on peut calculer les quantités de matière des réactifs consommés ou des produits formés en utilisant les coefficients stœchiométriques des électrons.
  • Exemple : Si la demi-équation est $\text{Ag}^+ + \text{e}^- \rightarrow \text{Ag}$, alors $n_{Ag} = n_e$.
  • Si la demi-équation est $\text{Cu}^{2+} + 2\text{e}^- \rightarrow \text{Cu}$, alors $n_{Cu} = \frac{n_e}{2}$.
  • Ces calculs permettent de prévoir la masse de métal déposé ou le volume de gaz produit.

L'électrolyse est une technique industrielle majeure avec de nombreuses applications :

• Production de métaux :
  • Aluminium : L'électrolyse de l'alumine fondue ($\text{Al}_2\text{O}_3$) est le principal moyen de production de l'aluminium métallique.
  • Sodium, magnésium, etc.
• Synthèse de produits chimiques :
  • Dichlore ($\text{Cl}_2$) et soude ($\text{NaOH}$) : L'électrolyse d'une solution de chlorure de sodium (saumure) est un procédé industriel clé (procédé chlore-alcali).
  • Dihydrogène ($\text{H}_2$), difluor ($\text{F}_2$), etc.
• Protection contre la corrosion (galvanoplastie) : Dépôt électrolytique d'une fine couche de métal (chrome, nickel, or, argent) sur un objet pour le protéger de la corrosion ou améliorer son aspect esthétique.
• Épuration des eaux : L'électrolyse peut être utilisée pour éliminer des polluants de l'eau ou désinfecter.
• Raffinage de métaux : Purification de métaux bruts (par exemple, le cuivre).