7-electrolyses_2s

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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. APPROCHE EXPERIMENTALE
1. 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.
b) Observations
Au bout d’un certain temps de fonctionnement, on observe :
* ………………………………………………………………………
* ………………………………………………………………………
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 Cu2+ 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 (+) : ……… …...........................
*Cathode (-) : ……… …….........................
* Bilan : …………………………………………………………
Que constatez-vous ?
E0 (V)
Br2
Br -
Cu2+
Cu
1,07 V
0,34 V
(Cu2+, 2 Br -)
Générateur de tension continue
Anode
Cathode
..…………......…
……………........

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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.
c) Observations
c.1) Pendant le fonctionnement, on observe :
……………………………………………………………
c.2) Caractérisation des gaz :
* 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 : ……………………………………………………………...
eau acidifiée
H2O
+ (2H+, SO42-)
Electrodes
Pt
……………........
……………........

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II. LES LOIS DE L’ELECTROLYSE
Nous raisonnerons sur les 2 électrolyses effectuées, mais les résultats sont généraux.
1. Aspects énergétiques
a) Réactions naturelles et réactions inverses
* 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 (Cu2+ et Br -)
…………………………………………………………………………………………..
* Synthèse de l’eau : écrire l’équation-bilan de la réaction rédox naturelle du test caractéristique du
dihydrogène : …………………………………..
Cette combustion est exoénergétique, c’est-à-dire qu’elle ……………………….
……………………………….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 :
…………………………………….
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
E0 (V)
Br2
Br -
Cu2+
Cu
1,07 V
0,34 V
E0 (V)
O2
H2O
H2O
H2
1,23 V
0,00 V

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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)

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III. NOTION DE SURTENSION
1. 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 ?
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. APPLICATIONS DE L’ELECTROLYSE
1. 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) :
(Sn2+ , 2 Cl -) acidifiée par (H+ , Cl -)