L’électrolyse Les piles électrolytiques Jusqu'à maintenant, nous avons étudié les piles galvaniques. Ces piles ont la particularité de convertir l'énergie chimique en énergie potentielle. On peut mesurer expérimentalement le potentiel de la pile ou le calculer en utilisant le tableau de demi-réactions de potentiel standard. On peut comparer le flux d'électrons du circuit extérieur de la pile galvanique à une chute d'eau s'écoulant vers le bas. L'eau s'écoule normalement vers le bas. Par contre si l'on veut ramener l'eau en haut de la chute, il faut la pomper ce qui nécessite un apport d'énergie au système. La pile électrolytique Cette pile consomme de l'énergie au lieu d'en fournir. C'est un dispositif qui convertit l'énergie électrique en énergie chimique. Elle est l'opposé de la pile galvanique. La pile électrolytique consomme de l'énergie pour déplacer les électrons d'un niveau d'énergie à un autre. On appelle ce processus électrolyse. La réaction globale dans une pile électrolytique est non spontanée. La pile électrolytique est constituée d'électrodes, d'un électrolyte et d'un circuit extérieur. Elle a besoin d'une source d'électricité extérieure appelée tension extérieure ou source de courant. La réaction d'oxydoréduction est forcée (non spontané). Sans la source de courant, elle ressemblerait beaucoup à la pile galvanique. Les signes + et - sont inversés par rapport à la pile galvanique c'est-àdire que la cathode est la borne négative et l'anode est la borne positive. Dans le schéma ci-dessus, on a un exemple d'application d'une pile électrolytique. C'est l'électrolyse de l'eau. Ce système permet de séparer l'eau H2O en ses constituants soit les gaz H2 et O2. Remarquez que la quantité de H2 est deux fois plus grande que celle de l'O2 . C'est parce que le rapport est 2:1 dans la formule H2O. Types d'application de l'électrolyse L'électrolyse de l'eau C'est ce que je viens d'expliquer précédemment avec le schéma de la pile électrolytique. L'électrolyse produit deux gaz: l'hydrogène et l'oxygène qui sont des constituants de l'eau. Les ions O2- sont attirés par l'électrode positive (oxydation) tandis que les ions H+ sont attirés par l'électrode négative (réduction). Le calcul du potentiel standard de cette pile donne une valeur négative indiquant que la réaction est non spontanée. Il faut fournir un courant électrique à cette pile pour qu'elle fonctionne. L'électrolyse d'une solution aqueuse ou galvanoplastie On appelle aussi ce procédé placage. On peut plaquer un objet métallique comme une cuillère avec de l'argent. La cuillère est la cathode et on utilise une électrode d'argent comme anode. Les deux électrodes sont déposées dans une solution contenant des ions argent Ag+. On branche à ce système une source de courant de façon à ce que les électrons se dirigent vers la cuillère où se produira la réduction des ions argent. Réduction sur la cuillère: Ag+ (aq) + e- Ag(s) ce qui forme le placage d'argent Oxydation sur l'anode d'argent: Ag(s) Ag+(aq) + e- Ce procédé est utilisé pour plaquer les bijoux et nombreux objets de la vie courante. Comparaison entre la pile galvanique et la pile électrolytique. Spontanéité des réactions Nous avons vu dans la section calcul du potentiel standard d'une pile, comment calculer le potentiel théorique d'une pile. Lorsque la réaction est spontanée, le potentiel de la pile Eo est positif. On a une pile galvanique. Lorsque la réaction est non spontanée, le potentiel de pile E o est négatif. C'est la réaction inverse qui se produit spontanément. L'exemple 5, montre comment résoudre ce type d'exercice. Exemple 5 : Indique si la réaction suivante est spontanée ou non spontanée. I2(s) + 2Cl-(aq) 2I-(aq) + Cl2(g) Solution : À l’aide des nombres d’oxydation, nous allons pouvoir identifier les éléments qui ont subit une oxydation ou une réduction. Selon les règles déjà vues précédemment, nous indiquons les nombres d’oxydation de chaque élément de l’équation. I2(s) + 2Cl-(aq) 2I-(aq) + Cl2(g) 0 -1 -1 0 Le nombre d’oxydation de l’iode diminue de 0 à –1 = réduction Le nombre d’oxydation du brome augmente de –1 à 0 = oxydation Maintenant, on peut écrire les demi-réactions d’oxydation et de réduction. Oxydation (anode) : 2Cl-(aq) Cl2(g) + 2eRéduction (cathode) : I2(s) + 2e- 2I-(aq) 1,36V 0,53V En regardant dans le tableau de valeur de potentiel des demi-réactions, on obtient les valeurs suivantes. Il reste à faire le calcul avec la méthode 1 ou la méthode 2. Méthode 1 : Eo = Eocathode - Eoanode Donne : Eo = 0,53V – 1,36V = -0,82V Vu que l’on obtient une valeur négative, la réaction est non spontanée. ** Tu peux utiliser la méthode 1 ou 2 pour les calculs. Tu obtiendras la même réponse. La corrosion La rouille est un exemple de corrosion. Elle se produit lorsqu'un métal comme le fer est exposé à l'oxygène de l'air. L'oxygène agit comme agent oxydant qui transforme le fer en ion métallique le Fe2+. La corrosion est causée par l'exposition des métaux à l'environnement extérieur. En plus de l'oxygène, l'eau est un autre facteur non négligeable à la corrosion. L'est du Canada est particulièrement exposé aux pluies acides et il n'est pas rare de voir des automobiles qui ne sont pas très âgées avec une carrosserie affectée par la rouille. La corrosion causée par l'eau est appelée corrosion humide. C'est une réaction électrochimique sous la forme d'une mini-pile qui se produit à la surface du morceau de fer. Le fer sert d'anode et n'importe quelle impureté peut servir de cathode à cette mini-pile. L'eau permet de dissoudre le dioxyde de carbone ou l'oxygène de l'air et former ainsi un acide faible qui jouera le rôle d'électrolyte. Des substances comme le sel que l'on applique sur les routes l'hiver, peut jouer le même rôle. Le morceau de fer permet le passage des électrons de l'anode à la cathode. Heureusement, ce ne sont pas tous les métaux qui sont affectés par la corrosion autant que le fer. Plusieurs métaux forment des oxydes métalliques au contact de l'oxygène de l'air. Cette couche d'oxyde protège le métal d'une plus grande corrosion car il est adhéré très fortement au métal. La rouille n'offre pas de protection au fer car il est très facile de l'enlever. Comment prévenir la corrosion? Il existe différentes méthodes pour protéger les objets de la corrosion. La méthode la moins coûteuse est de peindre les objets de fer. La peinture joue le rôle de couche protectrice car elle empêche l'air et l'eau de toucher le métal. D'autres substances peuvent avoir un effet de couche protectrice sur le fer comme la graisse, l'huile et le plastique. L'émail est un autre type de protection. Il est constitué d'un verre brillant, dur et peu réactif. Il est souvent utilisé sur les ustensiles de cuisine en fer comme les chaudrons. Un alliage avec un autre métal est une autre méthode de protection du fer. L'acier inoxydable est un exemple d'alliage de fer, de chrome, de carbone et de nickel. Vu son prix élevé, il ne peut pas être utilisé pour des applications à grande échelle comme les ponts. On peut aussi recouvrir le fer de zinc. On appelle ce procédé galvanisation. Des revêtements de toitures peuvent être fabriqués en tôle galvanisée. Le zinc protège le fer de la corrosion. Un autre procédé est la protection cathodique qui est un couplage électrique d'un métal facilement oxydable sur un métal à protéger. Un exemple de cette application est le réservoir à essence d'une station-service. On protège le réservoir de fer (qui joue le rôle de cathode) par une anode soluble de magnésium. Il faut remplacer périodiquement cette anode de magnésium parce qu'elle se détruit avec le temps.