L'électrolyse est une réaction d'oxydoréduction forcée ; elle nécessite un apport d'énergie sous forme d'énergie électrique.

équations des transformations aux électrodes :

anode positive ( oxydation) : Cu (s) = Cu²⁺ + 2e^-.

cathode négative ( réduction) : Cu²⁺ + 2e^- = Cu(s)

bilan : Cu (s) + Cu²⁺ = Cu(s) + Cu²⁺ .

anode soluble : le cuivre de l'électrode s'oxyde en ion Cu²⁺(aq) ; le métal de l'anode disparaît.

Evolution de la concentration de la solution en ion Cu²⁺ :

lorsqu'un ion cuivre II est réduit à la cathode, un ion cuivre II apparaît lors de l'oxydation à l'anode : en conséquence la concentration en ion cuivre II ne change pas.

rôle de l'acide sulfurique :

à pH supérieur à 5, on observe la précipitation de Cu(OH)₂ ; le milieu doit avoir un pH inférieur à 5 : c'est le rôle de l'acide sulfurique ( d'autre part l'ion sulfate reste spectateur)

Quantité d'électricité ( C) notée Q : intensité ( A) fois durée ( seconde)

Q= I Dt

De plus Q= n_e N_Ae avec n_e quantité de matière (mol) d'électron et e : charge élémentaire

ou N_Ae = 1 faraday : en valeur absolue, charge d'une mole d'électrons.

or à la cathode : Cu²⁺ + 2e^- = Cu(s) d'où n_e = 2 n_Cu.

par suite : n_Cu = ½n_e=½It / ( N_Ae )

masse de cuivre déposée sur l'acier : quantité de matière (mol) de cuivre * masse molaire (g/mol)

m_Cu=n_Cu M(Cu) = ½n_eM(Cu) = ½It M(Cu) / ( N_Ae )

m_Cu=0,5*0,4*30*60*63,5 / (6,02 10²³*1,60 10^-19) = 2,37 10^-1 g.

Dans la réalité, à la cathode d'autres espèces présentes ( H₂O, ion oxonium) peuvent être réduites et concurence un peu la réduction des ions cuivre II.

En conséquence la masse de cuivre déposée est inférieure à la masse théorique.