Applications de l`électrolyse

Applications de l’électrolyse
1 – Batteries et accumulateurs
Grâce à l’électrolyse, il est en théorie possible de reformer les réactifs consommés dans une pile. Or, la plupart des
piles portent la mention « ne pas recharger » ; en effet, l’électrolyse des constituants d’une pile usée peut conduire à
la formation de gaz susceptibles de détruire la pile.
Il ne faut donc pas essayer de recharger une pile usée portant la mention « non rechargeable ».
Toutefois, il existe des systèmes électrochimiques rechargeables dans lesquels il est possible de reformer les réactifs
par électrolyse : on les appelle accumulateurs. L’accumulateur au plomb, utilisé dans les batteries pour
automobiles, et les accumulateurs alcalins, utilisés pour le matériel électronique (portables), représentent la quasitotalité du marché.
Dans un accumulateur, il se produit une transformation spontanée d’oxydoréduction pendant sa décharge
(fonctionnement en générateur). A l’inverse, lors de sa charge, il est le siège d’une transformation forcée
d’oxydoréduction (fonctionnement en électrolyseur).
Inventé en 1859 par Gaston Planté, un accumulateur au plomb contient une électrode de plomb pur et une
électrode de plomb recouverte de dioxyde de plomb(IV) PbO2(s) qui plongent dans une solution aqueuse d’acide
sulfurique concentré.
Décharge d’un accumulateur au plomb
Fonctionnement en générateur
Transformation spontanée
Anode : lame de plomb pur (qui s’oxyde)
A la cathode : PbO2 (s) + SO42–(aq) + 4 H+(aq) + 2 e– = PbSO4 (s) + 2 H2O(l)
A l'anode : Pb(s) + SO42–(aq) = PbSO4 (s) + 2 e–
Bilan : PbO2 (s) + 2SO42–(aq) + 4H+(aq) + Pb(s) = 2 PbSO4 (s) + 2 H2O(l)
Charge d’un accumulateur au plomb
Fonctionnement en électrolyseur
Transformation forcée
Cathode : lame de plomb pur (réduction de
PbSO4)
Les réactions sont ici inverses des précédentes.
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En réalité, dans les batteries utilisées, plusieurs
accumulateurs sont associés en série afin d’obtenir
davantage de puissance. Chaque accumulateur ayant
une fém voisine de 2 V, on en associe 6 en série afin
d’obtenir les 12 V des batteries de voiture.
Le système semble tourner en boucle à l’infini, mais
l’accumulateur se dégrade. Les causes sont multiples.
 La sulfatation
Une tension aux bornes de la batterie inférieure à 12,2 V (pour une tension nominale de 12 V) enclenche le
processus de sulfatation interne des plaques. Un maintien prolongé à une tension inférieure ou égale à cette valeur
engendre une détérioration irréversible de la batterie réduisant sa puissance de démarrage. Une batterie sulfatée
soumise à une recharge reprend sa tension nominale mais sa puissance au démarrage est amputée. Le processus de
sulfatation est interrompu dès que la batterie est remise en charge.
Une batterie dans cet état ne permettra pas plusieurs démarrages consécutifs d'un véhicule automobile et pourra
provoquer, par exemple, une panne immobilisante dès les premiers froids. De manière générale, il faut recharger
sa batterie régulièrement pour la faire durer.
Il existe un moyen d'inverser le processus de sulfatation d'une batterie. Cela consiste en l'envoi d'impulsions
électriques à la fréquence de résonance de la batterie (entre 2 et 6 MHz). Durant ce processus, les ions de soufre
entrent en collision avec les plaques, ce qui a pour effet de dissoudre le sulfate de plomb qui les recouvre.
 La décharge complète
Pour un véhicule automobile, la décharge complète de la batterie intervient généralement par une faible
consommation pendant une durée prolongée (ex : plafonniers) ou par une consommation importante (ex : feux de
croisement, ventilation), moteur à l'arrêt. La tension est alors très faible aux bornes de la batterie, inférieure à 10
volts pour une batterie dont la tension nominale est de 12 V.
Une batterie de démarrage se décharge également toute seule dans le temps. Elle risque donc d'atteindre sa
décharge complète si elle n'est pas rechargée régulièrement. Pour cette raison, il existe les chargeurs « d'entretien »
de batteries.
Les batteries en état de décharge complète doivent être rechargées dans un délai maximum de 48 heures : au-delà,
les dommages peuvent être irréversibles (sauf si la désulfatation reste possible).
 Le cyclage
Les constructeurs de batteries indiquent leur durée de vie sous la forme d'un nombre de cycles normalisés de
décharge/recharge. À l'issue d'un certain temps de fonctionnement dépendant du nombre et de l'amplitude des
cycles, la batterie est usée : l'électrolyte présente un aspect noirâtre.
Par exemple, l'utilisation répétée d'un équipement moteur à l'arrêt accélère l'usure de la batterie par cyclage.
 L’oxydation des électrodes
L'oxydation est une cause de dysfonctionnement des batteries. Lorsque le niveau d'électrolyte est trop bas, les
plaques entrent au contact de l'air et s'oxydent. La puissance au démarrage est amputée, même si le niveau
d'électrolyte est complété. Le manque d'électrolyte peut venir d'une utilisation intensive (ex: équipements
auxiliaires...), d'une température extérieure importante (supérieure ou égale à 30 °C) ou d'une tension de charge
trop élevée.
 L’oxydation des bornes
Il arrive qu'une batterie dont les cosses ne sont pas assez serrées, ou qui ne sert que très peu, voie ses bornes
s'oxyder, ce qui empêchera le courant de passer et provoquera donc, à terme, une décharge complète.
2 – Electrolyse de la solution de chlorure de sodium
Au laboratoire, cette électrolyse s’effectue dans un tube en U avec deux électrodes en graphite.
Equation de la réaction :
Couple Cl2(g)/Cl–(aq) :
Couple H2O(l)/H2(g) :
2
Cette électrolyse est réalisée industriellement dans d’autres conditions expérimentales qui permettent
d’obtenir
 90 % de la production mondiale de dichlore Cl2(g), intermédiaire de synthèse de nombreux
produits chlorés (solvants, polymères tels que le PVC, produits pharmaceutiques…)
 de l’hypochlorite de sodium ou eau de Javel (2 Na+(aq) + ClO–(aq) + Cl–(aq)), puissant bactéricide,
fongicide et virucide – obtenue par réaction entre le dichlore et les ions hydroxyde
équation :
 de l’hydroxyde de sodium, NaOH(s), et du dihydrogène H2(g)
→ exercice 20 p. 188
→ en savoir plus : http://udppc.asso.fr/bupdoc/textes/1997/07920451.PDF
3 – Electrolyses de solutions de cations métalliques
Ces électrolyses permettent d’obtenir et de purifier de nombreux métaux (à partir de minerais,
notamment). Par exemple, l’aluminium est obtenu par électrolyse de l’alumine Al2O3 fondue.
→ exercices 16 et 18 p. 186-187
Exercice
La purification des métaux par électrolyse est possible
grâce à l'emploi d'une anode soluble. Le métal impur
constitue l'anode : ce métal subit une oxydation et passe à
l'état d'ion en solution. Les impuretés libérées tombent au
fond de l'électrolyseur ou restent en suspension dans la
solution.
Pour illustrer le fonctionnement de cette électrolyse, on
dispose ici d’un fil de cuivre qui matérialisera le cuivre
« impur ». On réalise le montage suivant.
–
G
+
Solution électrolytique
Cu2+(aq) + SO42–(aq)
acide sulfurique
1. Compléter le schéma en indiquant le sens du courant, le sens de circulation des électrons, des
cations et des anions, l’anode et la cathode.
2. Qu’observe-t-on ?
3. La transformation qui se produit est-elle une réaction redox spontanée ou forcée ? Justifier.
4. Ecrire les équations des transformations ayant lieu aux électrodes.
5. En déduire l’équation de la réaction redox caractéristique de l’électrolyse.
6. Pourquoi parle-t-on d’anode « soluble » ?
7. La concentration en ions cuivre(II) varie-t-elle au cours du temps ? Justifier.
8. En fonction du pH de la solution dans laquelle il se trouve, l’élément cuivre peut exister sous
deux formes : Cu2+(aq) pour pH < 5 et Cu(OH)2(s) pour pH > 5. Expliquer qualitativement
l’emploi de l’acide sulfurique dans cette manipulation.
4 – Galvanoplastie
Cette technique consiste à déposer par électrolyse des métaux à la surface d’objets conducteurs (servant
de cathode) pour améliorer leur résistance à la corrosion ou leur esthétique (nickelage, chromage,
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étamage, zincage, argenture, dorure …) à partir d’électrolytes contenant les ions métalliques
correspondants. L’anode est généralement constituée du même métal que celui à déposer (placage de
bijoux, dans la robinetterie, l’industrie spatiale et automobile, la connectique …).
→ exercice 10 p. 184-185
Exercice
Le fer blanc est utilisé dans la fabrication des boîtes de conserve : il s’agit d’un acier recouvert d’étain par
voie électrolytique. L’électrolyte utilisé est une solution d’ions étain(II), Sn2+(aq).
L’anode est en étain, la cathode est la boîte de conserve. Pour réaliser un bon étamage, il faut déposer
une épaisseur de 50 µm d’étain et une masse de 0,50 g par mètre carré d’acier. Le générateur utilisé
débite un courant d’intensité constante, I = 3,0 A.
On désire étamer une boîte rectangulaire sans couvercle dont les dimensions sont h = 9,5 cm ; L = 10 cm ;
p = 4,5 cm.
1. Ecrire les demi-équations électroniques des réactions qui modélisent les transformations ayant eu
lieu aux interfaces métal-solution des électrodes.
2. Déterminer la surface à étamer.
3. Calculer la durée de cette électrolyse.
4. Calculer la perte de masse de l’anode.
5. Comment varie la concentration en ions étain(II) dans l’électrolyte ?
6. Lors de l’électrolyse, le système chimique respecte-t-il le critère d’évolution spontanée ?
Données : M(Sn) = 118,7 g.mol–1. Couples Sn2+(aq)/Sn(s) ; O2(g)/H2O(l).
5 – Galvanostégie
Cette technique consiste à reproduire des objets de
faible relief (médailles, disques compacts …).
Par exemple, pour obtenir un CD en grande quantité,
on réalise un glassmaster, qui est un disque de verre
copie de l’original, en l’enduisant d’une couche
photosensible gravée à l’aide d’un laser.
Ce glassmaster est ensuite rendu conducteur par
métallisation de sa surface.
Enfin, le glassmaster métallisé sert de cathode dans un
électrolyseur à anode soluble en nickel, contenant une
solution d’ions nickel(II). Une couche de nickel se
dépose alors sur la partie métallisée du glassmaster.
Cette pièce de nickel est détachée et sert de matrice
pour le pressage des CD.
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