7-electrolyses_2s
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1 2S Cours Chimie Electrolyses en solution aqueuse Dans ce chapitre, nous allons étudier le phénomène d’électrolyse en solution aqueuse, c’est-à-dire les réactions chimiques qui se produisent grâce au passage d’un courant électrique dans une solution ionique appelé électrolyte. I. 1. Générateur de tension continue APPROCHE EXPERIMENTALE Electrolyse d’une solution de bromure de cuivre (II) a) Description * L’électrolyte est une solution de bromure de cuivre (II) ; les électrodes, en graphite ne participent pas à des réactions rédox. * L’électrode d’entrée du courant dans la solution est appelée l’anode. * L’électrode de sortie du courant est appelée la cathode. Cathode Anode b) Observations Au bout d’un certain temps de fonctionnement, on observe : * ……………………………………………………………………… * ……………………………………………………………………… (Cu2+, 2 Br -) Dessiner vos observations sur la figure de droite. c) Interprétation * Connaissant le sens du courant, indiquez sur le schéma le pôle (+) et le pôle (-) de l’électrolyse. * En déduire le sens de parcours des électrons dans les fils électriques. * A partir de vos observations, représenter sur la figure le sens de parcours des ions Cu 2+ et Br- de l’électrolyte. * Compléter les phrases : « Les cations Cu 2+ migrent vers ……………………….. qui correspond au pôle ……… de l’électrolyse » « Les anions Br - migrent vers ……………………….. qui correspond au pôle ……… de l’électrolyse » * Compléter les trous : « A l’anode, les anions ……….. se transforment en ……………….…….. ; cette transformation libère des ………………qui quittent le pôle ……… et arrivent au pôle ………., à la cathode, où ils sont captés par les cations …………… qui se transforment en …………………………… » *Anode (+) : ……… ..…………......… …........................... E0 (V) *Cathode (-) : ……… ……………........ ……......................... Br2 Br - 1,07 V Cu 0,34 V * Bilan : ………………………………………………………… Cu2+ Que constatez-vous ? 2 2. Electrolyse de l’eau (en milieu acide) a) Pourquoi un milieu acide ? l’eau pure contient des ions H+ et HO- mais en concentration très faible, ce qui en fait un mauvais conducteur d’électricité. Pour augmenter la conductibilité électrique de la solution nous ajoutons un acide, l’acide sufurique (2H+, SO42-) qui apporte des ions supplémentaires. Ces ions ne donnent pas de réactions parasites aux électrodes ; ils ne font que faciliter le passage du courant dans la solution. Rem : le même effet aurait été obtenu en milieu basique par un ajout de soude apportant les ions Na+ et HO-. b) Description L’électrolyte est donc une solution d’eau acidifiée, et les électrodes, en platine inattaquable, ne participent pas à des réactions rédox. Electrodes Pt c) Observations c.1) Pendant le fonctionnement, on observe : …………………………………………………………… c.2) Caractérisation des gaz : eau acidifiée H2O + (2H+, SO42-) * Anode (+) : une allumette incandescente se rallume Le gaz présent est donc ……………………….. * Cathode (-) : en présence d’une flamme, on obtient une détonation Le gaz présent est donc ……………………….. c.3) Comparez les volumes des gaz obtenus aux électrodes : …………………………………………………………………………… d) interprétation ……………........ * Anode (+) : ……… * Cathode (-) : ……… …........................... ……………........ ……......................... * Bilan : ………………………………………………………… A partir du bilan, interprétez l’observation c.3) ………………………………………………………………………………………… A votre avis, l’acidité de la solution varie-t-elle au cours de l’électrolyse ? …………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………………………………………………… e) conclusion Le bilan de l’électrolyse de l’eau en milieu neutre, acide ou basique est : ……………………………………………………………... 3 II. LES LOIS DE L’ELECTROLYSE Nous raisonnerons sur les 2 électrolyses effectuées, mais les résultats sont généraux. 1. E0 (V) Aspects énergétiques a) Réactions naturelles et réactions inverses Br2 Br - 1,07 V Cu2+ Cu 0,34 V * Ecrire l’équation-bilan de la réaction rédox naturelle entre les 2 couples comportant les ions Cu2+ et Br ………………………………………………………………………………………….. * Rappeler l’équation-bilan de la réaction rédox intervenant dans l’électrolyse de la solution de (Cu et Br ) 2+ - ………………………………………………………………………………………….. * Synthèse de l’eau : écrire l’équation-bilan de la réaction rédox naturelle du test caractéristique du E0 (V) dihydrogène : ………………………………….. Cette combustion est exoénergétique, c’est-à-dire qu’elle ………………………. O2 H2O 1,23 V H2O H2 ……………………………….au milieu extérieur (ce qui explique le « Boum ! »). * Décomposition de l’eau : écrire l’équation-bilan de la réaction rédox de l’électrolyse de l’eau : 0,00 V ……………………………………. Cette réaction est endoénergétique, c’est-à-dire que le milieu extérieur lui ………………………………………………….. pour qu’elle se réalise. Cette énergie est ………………………. par ……………………………………………………………. Conclusion : Une réaction d’électrolyse entre 2 couples rédox est la réaction ……………………………de la réaction d’oxydoréduction ………………………. entre ces 2 couples : elle est ………………………………….. b) La transformation énergétique Dans un électrolyseur, l’énergie ………………………………….. est transformée en énergie …………………………………… C’est l’inverse d’un générateur électrochimique. 2. Prévision des réactions aux électrodes a) Les règles Sur nos 2 exemples expérimentaux, nous avons vu qu’une ………………..… se déroulait toujours à l’anode et une ………………….. à la cathode. Généralisons ces résultats. * L’ANODE est l’électrode où se produit une ………………………. ……. * La CATHODE est l’électrode où se produit une ………………………. …. b) La méthode Au cours d’une électrolyse, il existe en général plusieurs oxydants et plusieurs réducteurs. Pour déterminer quel oxydant va être le plus facilement réduit à la cathode et quel réducteur va être le plus facilement oxydé à l’anode, il faut recenser toutes les espèces chimiques présentes, y compris l’eau de la solution et le métal des électrodes lorsqu’elles ne sont pas inattaquables. C’est en général l’oxydant le plus fort (donc de plus ………………. potentiel E10) qui est réduit et le réducteur le plus fort (donc de plus ………………. potentiel E20) qui est oxydé. L’électrolyse se produira alors théoriquement à partir d’une tension imposée par le générateur U ≥ E10 – E20 4 c) Vérification expérimentale (I.1 : Ze retour of…) * Recenser les différents couples rédox qui interviennent dans l’électrolyse de la solution de bromure de cuivre (II) au paragraphe I.1 * Placer ces couples sur l’axe des potentiels à droite, trouver l’oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort. * Quelle réaction prévoyez-vous ? Est-ce conforme aux observations expérimentales du I.1 ? d) Applications Application 1 : On effectue l’électrolyse d’une solution d’iodure d’hydrogène entre des électrodes inattaquables de graphite. Données : E0(I2 / I-) = 0,62 V ; E0(H+ / H2) = 0,00 V et E0(O2 / H2O) = 1,23 V 1) Ecrire toutes les réactions pouvant se produire aux électrodes. 2) Quelle est la réaction la plus facile à réaliser ? 3) A partir de quelle tension imposée par le générateur, cette réaction peut se dérouler ? Application 2 : On effectue l’électrolyse d’une solution de bromure de sodium entre des électrodes inattaquables de graphite. 1) Ecrire toutes les réactions pouvant se produire aux électrodes. 2) Quelle est la réaction la plus facile à réaliser ? 3) Mêmes questions pour une solution de sulfate de sodium (Na +, SO42-) 4) Mêmes questions si les électrodes sont en cuivre. Données : utiliser la classification rédox complète du chapitre précédent. E0 (V) 5 III. 1. NOTION DE SURTENSION Mise en évidence expérimentale : électrolyse d’une solution de chlorure d´étain a) Description * L’électrolyte est une solution de chlorure d’étain ; les électrodes, en graphite inattaquable, ne participent pas à des réactions rédox. b) Prévisions A partir de la classification rédox complète du chapitre précédent, prévoir la réaction la plus facile à réaliser ? (Sn2+ , 2 Cl -) acidifiée par (H+ , Cl -) c) observations Au bout d’un certain temps de fonctionnement, on observe : * à la cathode (-) ……………………………………………………………………… * à l’anode (+) ……………………………………………………………………… Dessiner vos observations sur la figure et écrire l’équation bilan de la réaction observée : ………………….................................... 2. Interprétation En réalité, la réaction prévue se déroule bien, mais elle est très lente, ce qui fait qu’on ne l’observe pratiquement pas. Celle-ci est alors « remplacée » par une autre réaction, moins probable, mais dont la vitesse est beaucoup plus grande. Dans ce cas là, tout se passe comme si E0(O2 / H2O) était augmenté d’environ 0,40 V et E0(H2O / H2) était abaissé d’environ 0,20 V. C’est le phénomène de surtension qui « déplace » les couples et conduit à « remplacer » la réaction prévue par une autre. IV. 1. APPLICATIONS DE L’ELECTROLYSE Production de dihydrogène par électrolyse de l'eau (pour les pile à combustible ?) L'électrolyse peut être utilisée pour décomposer l'eau en dihydrogène et en dioxygène. Oxydation à l'anode : Réduction à la cathode : Bilan : Néanmoins, si cette méthode est efficace, elle n'est pas la moins chère pour produire du dioxygène et du dihydrogène industriellement. On préfère souvent extraire le dioxygène de l'air, et le dihydrogène par reformage du méthane : CH4. Mais contrairement à l'électrolyse, cette méthode produit également du CO2, gaz à effet de serre. 2. Production de dichlore, de dihydrogène et de soude (hydroxyde de sodium) Il suffit de réaliser l’électrolyse d’une solution de saumure (Na+, Cl-) = eau salée. Les demi-réactions ayant lieu sont : Oxydation à l'anode : 2 Cl- → Cl2+ 2e Réduction à la cathode : Na+ + H2O + e- → NaOH + ½ H2 Bilan (à trouver) : 6 Les demi-réactions doivent être isolées l'une de l'autre pour ne pas réaliser l'électrolyse de l'eau. Cet isolement peut se faire par une membrane qui confine les ions chlorure dans le bain anodique ou par catalyse (en utilisant, par exemple une électrode de mercure liquide). Le dichlore formé est un gaz jaunâtre toxique. Il est utilisé pour produire les ions hypochlorites HClO- utilisés pour le traitement de l'eau des piscines ou pour fabriquer l’eau de Javel. 3. Dépôts électrolytiques (revêtement métallique d’un objet) La galvanoplastie, ou placage d'objets par électrolyse, consiste à recouvrir des objets d'une mince couche d'un métal généralement précieux ou d'un alliage : dorure, argenture, nickelage, chromage, cadmiage, cuivrage... On peut déposer un couche de métal sur un objet conducteur par électrolyse d'une solution électrolytique contenant les cations du métal, l'objet sert de cathode. Par exemple, un objet en métal plongé dans une solution de sulfate de cuivre (Cu2+ + SO42-) reliée à un générateur va se recouvrir d’un dépôt de cuivre métallique. De même, une bague en fer plongée dans une solution de chlorure d'argent (Ag+ + Cl-) reliée à un générateur va se recouvrir d’argent métal (bijou « plaqué argent »). Ces « dépôts électrolytiques » peuvent aussi servir à protéger un métal contre la corrosion. 4. Production de métaux très réducteurs (Zn, Al…) Ex : L’aluminium primaire est obtenu par électrolyse de l’alumine Al2O3. L'alumine est dissoute dans un bain fluoré d'électrolyses vers 1 000 °C suivant la réaction (simplifiée) suivante : De l’aluminium liquide se forme à la cathode, selon la ½ équation : À l’anode en carbone, le dioxyde de carbone gazeux se dégage sous forme de grosses bulles qui s’échappent dans l’atmosphère : Bilan (à trouver) : 5. Raffinage des métaux (« anode soluble ») Ex : L'affinage industriel du cuivre brut s'effectue par électrolyse d'anodes de cuivre brut dans un bain de sulfate de cuivre. Oxydation à l'anode (à trouver) : Réduction à la cathode (à trouver) : Bilan : Ainsi, le cuivre métallique « impur » de l’anode se dissout en ions Cu2+ (avec ses impuretés (Ni2+, Fe2+..) et ceux-ci se transforment en atomes Cu métal à la cathode. C’est donc du cuivre « pur » (jusqu'à 99,95 %) qui se fixe sur la cathode, les impuretés restant dans le bain.
