Montage n° 18 Expériences sur l`électrolyse en

Montage n° 18
Expériences sur l'électrolyse en solution aqueuse
Introduction
L'électrolyse permet de convertir de l'énergie électrique en énergie chimique. La première
électrolyse (électrolyse de l'eau) a été réalisée le 2 mai 1800 par deux chimistes britanniques,
William Nicholson (1753-1815) et Sir Anthony Carlisle (1768-1842), en utilisant la première pile
électrique, la pile Volta, donc peu de temps après sa mise au point (publication soumise le 20
mars 1800 par Alessandro Volta. Nous allons, dans ce montage, mettre en évidence le
phénomène d’électrolyse, réaliser l’électrolyse de l’eau et nous attarder sur 2 applications
industrielles : l’obtention de produits et l’électrozingage.
I. Mise en évidence de l’évolution forcée
Les réactions misent en jeu dans les électrolyses sont des réaction d’oxydo-réduction.La thermodynamique
prévoit que ces réactions s’effectuent spontanément dans un sens. Est-il possible d’inverser ce sens ?
Expérience n°1
Cuivre en pourdre dans une solution de dibrome dans un becher. Sous agitation pdt
qques minutes. Puis on filtre (fait en préparation ?).
Caractérisation des produits de la réaction (sous hotte + gants) en ajoutant une solution
d’ammoniaque concentrée  coloration bleue foncée caractéristique des ions diammino-
cuivre II  Cu
2+
en solution  il y a eu réaction d’oxydoréduction : le cuivre a été oxydé
en Cu
2+
La réaction spontanée qui a eu lieu est : Cu
(s)
+ Br
2(aq)
 Cu
2+(aq)
+ 2 Br
-(aq)
E°( Cu
2+
/Cu)=0,037V E°( Br
2(aq)
/Br
-
)=1,087V
Expérience n°2
Est-il possible d’inverser ce sens ?
sous hotte
Dans un tube à essai : KBr (bromure de potassium). Ajouter CuSO
4
(sulfate de cuivre).
(0,1 mol.L
-1
). Agiter.
Test de présence de Br2
(aq)
: dans un tube à essai, mettre solution de Br2
(aq)
(jaune). On
ajoute du cyclohexane et on agite. (cyclohexane non miscible à l’eau. Br2
(aq)
est plus
soluble dans le cyclohexane que dans l’eau et colore de cyclohexane en rouge). 
coloration rouge du cyclohexane (phase supérieure) et décoloration de la phase
aqueuse.
Pour savoir si la réaction a eu lieu dans le premier tu be à essai, on rajoute du
cyclohexane. Rien ne se passe. La phase organique est tjs incolore  la réaction
inverse ne se fait pas spontanément. Cu
2+(aq)
+ 2 Br
-(aq)
 Cu
(s)
+ Br
2(aq)
(règle du gamma) E°( Cu
2+
/Cu)=0,037V E°( Br
2(aq)
/Br
-
)=1,087V
Cependant, dans de nombreux cas, la réaction inverse de la réaction spontanée peut être souhaitée. La
solution est de fournir de l’énergie pour que cette réaction se produise. C’est l’électrolyse.
Electrolyse du bromure de cuivre II
100 Manip T1 n°51 p.156
Est-il possible d’inverser ce sens ?
Dans un tube en U avec électrodes en graphite. Mettre un volume double de KBr par
rapport au CuSO
4
(car Cu
2+(aq)
+ 2 Br
-(aq)
)
Lancer en préparation. Agiter au niveau des 2 électrodes.
• A l’anode (pole +), rajouter un peu de cyclohexane : 2 Br-(aq) = Br2(aq) + 2e-
On observe une coloration verte (Br
2(aq)
jaune et jaune + bleu = vert) et
cyclohexane devient rouge.
• A la cathode (pole -) : dépôt de Cu sur le graphite.

On est donc capable d’inverser le sens spontané d’une réaction avec un apport
d’électrons   évolution forcée.
II. Electrolyse du solvant : l’eau
Il nous est demandé dans ce montage de réaliser des électrolyses en milieu aqueux. Comment se
comporte l’eau, donc le solvant seul, dans le cas d’une électrolyse ?
100 Manip T1 n°50 p.154
BUP n°635 de juin 1981 p.1183 (expériences sur la c orrosion des métaux) pour
les mesures des 2 surtensions anodiques et cathodiques
Cuve à électrolyse – générateur de courant - 2 électrodes de platine – solution
aqueuse d’acide sulfurique 0,5 mol.L
-1
(pour être à pH=0 et avoir E°=1,23 V et E°=0 V) –
ampèremètre et voltmètre sur la cellule d’électrolyse.
• Recueillir les gaz qui se dégagent et les caractériser (avec des tubes remplis en
préparation et bouchés)
L’électrolyse de l’eau conduit à la formation de O
2
à l’anode et H
2
à la cathode. Historiquement,
l’électrolyse a permis de synthétiser et d’isoler des composés encore inconnus.
Réaction à l’anode : H
2
O = ½ O
2
+ 2H
+
+ 2e-
Réaction à la cathode : 2 H
3
O
+
+ 2e
-
= H
2
+ 2 H
2
O
E°(O
2
/H
2
O)=1,23 V E°(H
+
/H
2
)=0 V
Quelle quantité d’énergie faut-il fournir au système pour effectuer l’électrolyse ? D’un point de vue
théorique (thermodynamique), on peut penser qu’il suffit d’imposer une fem égale à 1,23 V. Nous allons le
vérifier.
• Mesurer la tension à partir de laquelle apparaissent les premières bulles de gaz
sur les électrodes, càd à intensité quasi nulle. Comparer cette tension avec la
tension seuil théorique.
Pas de réaction pour une fem de 1.23 V, il y a donc des surtensions. On va essayer de les mesurer
• A l’aide d’une ECS, mesurer les surtensions nécessaires pour voir apparaître
les toutes premières bulles
On mesure E
a
-E
ECS
= 1,65 V (E
ECS
=0.25 V)  E
a
= 1,9 V
η
ηη
η
a
= E
a
- E°(O
2
/H
2
O)=0,7 V  couple lent
On mesure E
c
-E
ECS
= -0,28 V  E
c
= -0,03 V
η
ηη
η
c
= E
c
- E°( H
+
/H
2
)=-0,03 V  couple rapide
dessine le graphe intensité potentiel
III. Applications
3.1 Formation d’eau de javel
Sarrazin p.249
Réalisons l’électrolyse d’une solution de chlorure de sodium en vue d’obtenir de l’eau de javel.
Electrolyser 200 mL de NaCl saturée sous un courant de 500 mA pendant 10 mn. (en
préparation) attention à bien maintenir dans un bain de glace pour éviter la
dismutation de CLO
-
!!!
Réaction à l’anode : Cl
-
= ½ Cl
2
+ e
-
(anode en graphite ce qui évite l’ox de l’eau)
Réaction à la cathode : H
2
O + e
-
= ½ H
2
+ HO
-
Réaction dans le Becher : Cl
2
+ 2HO
-
 Cl
-
+ ClO
-
+ H
2
O
Caractérisation du produit formé (CLO
-
) : sous hotte test de Runge à l’aniline
Becher d’eau avec 3 à 4 gouttes d’aniline pure (agiter) + qques mL d’eau de javel
formée. Agiter  coloration violette.

Dosage en vue de détermination du degré chlorométrique
Doser 20mL de la solution préparée + 5 mL KI (0,1 mol.L
-1
) + 5mL H2SO4 (0,5 mol.L
-
1
) + empois d’amidon (mélange bleu avant l’équilibre et incolore à l’équilibre)
1
ère
réaction : CLO
-
+ 2I
-
 I
2
+ 2 Cl
-
2
ème
réaction : (réaction de dosage) : 2 S
2
O
32-
+ I
2
 S
4
O
62-
+ 2I
-
v
eq
= 5,3 mL
n
CLO-
=n
I2
= ½ [ S
2
O
32-
] x v
eq
= 2,65 10
-5
mol dans 20 mL
 [CLO
-
]=2,65.10
-5
/ 20.10
-3
= 1,33.10
-3
mol.L
-1
Détermination du degré chlorométrique
= nb de L de chlore gazeux qu’un litre de solution est capable de dégager dans les
conditions normales de température et de pression. (Vm=22,4L)
D=[CLO
-
] x Vm= 0,03
Détermination du rendement
η= quantité de matière obtenue / quantité de matière qu’on aurait dû obtenir
η= n
CLO- obtenu dans 200 mL
/ n
CLO- max
n
e-
=2 n
CLO- max
Q=I x t = n
e-
x F = 2 n
CLO- max
x F
n
CLO- max
= (I.t)/(2F)
n
CLO- obtenu dans 200 mL
= 2,65 10
-4
mol dans 200 mL
on devrait avoir un rendement de 80 à 90 %
3.2 Electrozingage
100 Manip T1 n°57 p.166
livre TS spé (pas dans le Nathan)
En vue d’éviter la corrosion de métaux facilement oxydable, on les recouvre d’une faible épaisseur de zinc.
Electrode de Zn, becher de 250 mL, générateur de courant continu, pointe ou plaque
en fer ou acier, solution de ZnSO
4
à 1 mol.L
-1
On peut le faire en préparation, ce qui permet de montrer juste le résultat.
E°(Fe
2+
/Fe)=-0,440 V
E°(Zn
2+
/Zn)=-0,763 V
Conclusion
Les applications industrielles des l’électrolyses sont nombreuses:
• La fabrication de la soude et du dichlore (électrolyse de solutions de chlorure de sodium :
soude et dichlore séparés au fur et à mesure de leur synthèse afin d’éviter qu’ils ne
réagissent entre eux)
• Plaquage électrolytique (électrozingage : recouvrement de Zn pour toutes les tôles
utilisées dans l’industrie automobile). Un autre procédé concurrent est la galvanisation :
le métal est plongé dans un bain de Zn en fusion
• Purification des métaux (procédé à anode soluble est utilisé pour l'affinage ou le
superaffinage du métal) (préparation de l’aluminium (cf c’est pas sorcier))
Questions
• Solubilité de Br2 meilleure dans le cyclohexane car Br2 non polaire
• Electrolyse de bromure de cuivre : pourquoi est-ce que ce n’est pas l’eau qui s’oxyde au
lieu des ions bromures ? on est à pH=5 environ, d’où une diminution de E° de 0,30 V (-
0.06 pH) donc, normalement, c’est l’eau. Mais l’eau est un système lent
• eau de javel : on se met dans la glace car dismutation des ions hypochlorures en
chlorate et chlorure sous l’action de la chaleur.
• On fait un dosage indirect car on dose un des produits de la réaction (on peut mesurer KI
à l’éprouvette graduée).

• Pourquoi le rendement n’est pas de 100 % ? car les électrons ont servi à faire autre
chose (réactions parasites) et Cl2 ne reste pas en solution et dégage. Dans la preatique,
on ne préparer pas l’eau de javel comme ça car pas suffisamment concentrée.
Biblio
Sarrazin p.149
100 Manip T1 « générale et analytique »
livre TS spé
BUP n°635 de juin 1981

L'électrolyse est une méthode qui permet de réaliser des réactions chimiques grâce à une activation
électrique. C'est le processus de conversion de l'énergie électrique en énergie chimique. Elle permet par
ailleurs, dans l'industrie chimique, la séparation d'éléments ou la synthèse de composés chimiques. La
première électrolyse (électrolyse de l'eau) a été réalisée le 2 mai 1800 par deux chimistes britanniques,
William Nicholson (1753-1815) et Sir Anthony Carlisle (1768-1842), quelques jours après l'invention de
la première pile électrique (publication soumise le 20 mars 1800 dans une lettre en français au président
de la Royal Society, Joseph Banks) par Alessandro Volta et grâce à celle-ci.
Décomposition ou réaction chimique (oxydation ou réduction) des ions d'un électrolyte, produite par le
passage d'un courant électrique.
l'électrolyse
Certaines réactions d'oxydoréduction spontanées peuvent servir à la production et au stockage d'énergie
électrique. Elles sont généralement mises à profit dans certains dispositifs appelés piles.
À l'inverse, une transformation chimique peut être induite par le passage du courant électrique à travers
une substance: c'est le procédé d'électrolyse.
La découverte du phénomène d'électrolyse On attribue cette découverte au Britannique Michael Faraday
au début du XIXe siècle.
Il montra que le passage du courant dans certains électrolytes pouvait parfois provoquer des réactions
chimiques qui n'auraient pu avoir lieu autrement.
Une des premières cellules qu'il étudia était constituée de deux électrodes (une anode en platine et une
cathode en platine platiné) reliées entre elles par un générateur (le pôle + étant relié à l'anode). Ces
électrodes plongeaient dans une solution de sulfate de cuivre molaire. L'ensemble étant à pression
atmosphérique.
En imposant un courant suffisant à travers ce dispositif, il parvint à observer un dépôt de cuivre sur la
cathode, correspondant à la réaction chimique suivante:
Cu2+(aq) + 2e− Cu.
Conditions de fonctionnement d'un dispositif à électrolyse
En travaillant sur d'autres solutions électrolytiques, Faraday est parvenu à la conclusion que, pour forcer
une réaction dans le sens opposé à son sens d'évolution spontanée, il fallait relier les électrodes à une
source possédant un potentiel supérieur à celui qu'aurait la cellule à électrolyse si elle fonctionnait en pile
(en veillant à relier l'électrode à laquelle on souhaite observer une oxydation au pôle + du générateur).
Un exemple: l'électrolyse de l'eau La réaction que l'on souhaite provoquer est:
2 H2O (l) 2 H2(g) + O2(g).
Pour que l'électrolyse puisse fonctionner, il semble visiblement nécessaire d'imposer un minimum de
1,23 V [car on a E(H2O/H2) = 0,42 V et E(O2/OH−) = − 0,81 V] par l'intermédiaire du générateur.
En réalité, cette condition nécessaire est non suffisante. Comme à chaque fois qu'il y a électrolyse,
différents facteurs cinétiques interviennent qui imposent que l'on applique une tension minimale de 1,8 V
environ: c'est le phénomène de surtension.
Réactions compétitives Dans toute cellule d'électrolyse sont à la fois présentes les espèces chimiques
auxquelles on souhaite faire subir le phénomène d'électrolyse et d'autres espèces qui constituent les
électrodes par exemple ou qui apparaissent dans l'électrolyte (comme l'eau bien souvent).
Il faut veiller, lorsque l'on réalise une électrolyse, à ce que les espèces qui sont effectivement réduites ou
oxydées soient réellement celles que l'on souhaite.
Pour cela, il faut analyser au préalable les divers potentiels d'oxydoréduction des espèces présentes. Par
exemple, la réalisation de l'électrolyse de l'eau en utilisant une électrode de cuivre [E(Cu2+/Cu) = 0,34 V]
conduirait de manière évidente à la réduction immédiate du cuivre et non de l'eau (les réactions qui se
font de manière prioritaire étant celles qui correspondent à une différence de potentiel minimale).
Les applications industrielles de l'électrolyse
La fabrication de la soude et du dichlore La principale difficulté de cette fabrication réside dans la
compétition qui existe à la cathode entre la réduction de l'eau et la réduction de Na+.