Exploiter une électrolyse - Maxicours

Exploiter une électrolyse

Objectifs
  • Modéliser et schématiser, à partir de résultats expérimentaux, les transferts d’électrons aux électrodes par des réactions électrochimiques.
  • Déterminer les variations de quantité de matière à partir de la durée de l’électrolyse et de la valeur de l’intensité du courant.
  • Identifier les produits formés lors du passage forcé d’un courant dans un électrolyseur. Relier la durée, l’intensité du courant et les quantités de matière de produits formés.
Points clés
  • L’électrolyse est une réaction forcée qui se déroule dans le sens inverse de la réaction qui a lieu spontanément. Elle se déroule grâce au passage d’un courant.
  • L’électrode reliée à la borne négative du générateur est appelée « cathode ». Elle est le siège d’une réduction.
  • L’électrode reliée à la borne positive du générateur est appelée « anode ». Elle est le siège d’une oxydation.
Pour bien comprendre

Couple oxydant-réducteur, demi-équation d’oxydoréduction, réaction d’oxydoréduction

1. La réaction d'oxydoréduction (rappel)
Un couple oxydant-réducteur est l’ensemble d’un oxydant et d’un réducteur conjugués qui se transforment l’un en l’autre lors d’un échange d’électrons.

Une réaction d’oxydoréduction met en jeu un oxydant Ox1 qui appartient à un couple Ox1 / Red1, avec un réducteur Red2 qui appartient au couple Ox2 / Red2 selon la réaction suivante.

Ox1 + Red2  Red1 + Ox2

L’oxydant du couple 1, Ox1, subit une réduction selon l’équation : Ox1 n1 e = Red1, avec n1 le nombre d’électrons échangés.

Le réducteur du couple 2, Red2, subit une oxydation selon l’équation : Red2= Ox2+ n2 e, avec n2 le nombre d’électrons échangés.

2. L'évolution d'une réaction chimique
a. Évolution spontanée d'une réaction chimique

On étudie la réaction entre :

  • le cuivre Cu, solide de couleur rougeâtre ;
  • le dibrome Br2, solution de couleur orangée.

Pour cela, on plonge une plaque de cuivre Cu dans une solution contenant du dibrome Br2.

Observations

Après quelques heures, on remarque que la solution se colore en bleu et que la plaque de cuivre a été rongée.

Interprétations

Il s’est passé une réaction d’oxydoréduction entre le cuivre Cu et le dibrome Br2.

  • Le cuivre Cu appartient au couple Cu2+ / Cu. Il subit une oxydation selon l’équation Cu (s)  Cu2+ (aq) + 2 e.
  • Le dibrome Br2 appartient au couple Br / Br2. Il subit une réduction selon l’équation Br2 (aq) + 2 e → 2 Br (aq).

L’équation de la réaction d’oxydoréduction s’écrit :

Cu (s) + Br2 = Cu2+ (aq) + 2 Br (aq)

Cette équation permet d’expliquer :

  • l’apparition de la couleur bleue due à la formation des ions Cu2+ ;
  • la diminution du métal cuivre Cu due à sa consommation ;
  • la consommation du dibrome Br2 qui explique la disparition de la couleur orangée.
Conclusions

Lors de la mise en contact des deux réactifs Cu et Br2, la réaction évolue spontanément, sans apport d’énergie.

b. Transformation inverse d'une réaction spontanée

On étudie cette fois-ci la réaction inverse de la réaction précédente, c’est-à-dire, la réaction entre :

  • les ions cuivre Cu2+, bleus en solution ;
  • les ions brome Br, incolores en solution.

On mélange pour cela une solution contenant des ions cuivre Cu2+ avec une solution contenant des ions bromure Br dans un tube en U.
On plonge deux électrodes de graphite (elles sont inertes chimiquement donc elles ne vont pas réagir avec les réactifs) dans la solution, qu’on relie à un ampèremètre.


Schéma de l’expérience
Observations

On ne remarque aucune évolution de la réaction :

  • Il n’y a pas de changement de couleur de la solution ;
  • Il n’y a pas de formation de solide sur les électrodes ;
  • L’ampèremètre affiche une valeur nulle.
Interprétations

S’il n’y a pas de courant qui circule dans le circuit, cela veut dire qu’il n’y a pas de déplacements d’électrons dans le circuit et donc pas de réaction d’oxydoréduction. L’absence de changement de couleur confirme cette conclusion.

Conclusions

Lors de la mise en contact des deux réactifs Cu2+ et Br, la réaction ne se déroule pas.

c. Transformation forcée d'une réaction chimique

On va chercher à forcer cette réaction chimique. On relie pour cela le circuit à un générateur pour faire circuler un courant (et donc des électrons).

Observations

On remarque après quelques heures :

  • la formation d’un solide rougeâtre sur l’électrode reliée à la borne négative du générateur ;
  • l’apparition d’une coloration orangée de la solution sur l’électrode reliée à la borne positive du générateur ;
  • une valeur non nulle affichée par l’ampèremètre.
Interprétations

Il s’est passé une réaction d’oxydoréduction entre les ions cuivre Cu2+ et les ions brome Br.

  • Les ions cuivre Cu2+ appartient au couple Cu2+ / Cu.
    Ils subissent une réduction selon l’équation
    Cu2+ (aq) + 2 e → Cu (s).
  • Les ions brome Br appartient au couple Br / Br2.
    Ils subissent une oxydation selon l’équation
    2 Br (aq) → Br2 (aq) + 2 e.

L’équation de la réaction d’oxydoréduction s’écrit :

Cu2+ (aq) + 2 Br (aq) = Cu (s) + Br2 (aq)

Cette équation permet d’expliquer :

  • l’apparition du solide rougeâtre due à la formation du métal Cu ;
  • l’apparition de la couleur orangée due au dibrome Br2.

La réaction d’oxydoréduction a pu se réaliser grâce au passage du courant I dans le circuit. Le passage du courant va imposer le sens de transfert des électrons d’une électrode à l’autre et donc la consommation des électrons sur une électrode (réduction) et la libération d’électrons sur l’autre (oxydation).

Conclusions

Lors de la mise en contact des deux réactifs Cu2+ et Br, la réaction a pu se réaliser grâce au courant qui circule dans le circuit. La réaction a été forcée : c’est l’électrolyse.

Remarque
L’électrolyse est la réaction inverse de celle qui se déroule dans une pile.
3. Le fonctionnement de l'électrolyse
a. Principe
L’électrolyse est une réaction forcée qui se déroule dans le sens inverse de la réaction qui a lieu spontanément. Elle se déroule dans un électrolyseur sous l’effet du passage d’un courant.

Un électrolyseur est composé de deux électrodes qui sont plongées dans une solution appelée électrolyte, et d’un générateur de courant continu qui impose le sens de circulation des électrons.


Schéma d’un électrolyseur
b. Équation de réaction aux bornes de chaque électrode

Lors de la mise en route du générateur, les électrons vont circuler de la borne négative vers la borne positive du générateur (sens inverse du courant) selon le procédé suivant.

La cathode
L’électrode reliée à la borne négative du générateur est appelée cathode.

Les cations sont attirés par cette électrode.

Les ions Cu2+ vont se déplacer à proximité de cette électrode. Les électrons entrent par cette borne et vont être consommés par les ions Cu2+ selon la réaction : Cu2+ (aq) + 2 e  Cu (s).
La cathode est donc le siège d’une réduction.
Du métal cuivre Cu se forme.
L’anode
L’électrode reliée à la borne positive du générateur est appelée anode.

Les anions sont attirés par cette électrode.

Les ions Br vont se déplacer à proximité de cette électrode.
Les électrons sortent par cette borne car ils sont libérés par les ions brome Br selon la réaction : 2 Br (aq)  Br2 (aq) + 2 e.
L’anode est donc le siège d’une oxydation.
L’élément dibrome Br2 se forme.
4. Étudier les quantités de matière
a. Principe

Il est possible de relier l’intensité I qui traverse le circuit et la quantité de matière d’électrons n(e) qui circulent dans le circuit pendant une durée Δt.

On peut ensuite avoir accès à la quantité de matière de produit qui a été formé en s’aidant des réactions qui ont lieu aux bornes des électrodes.

En effet, l’intensité du courant I correspond à une quantité de charge Q par unité de temps (et donc à un débit d’électrons).

avec :
  • I l'intensité du courant, en ampère (A)
  • Q la valeur absolue de la charge, en coulomb (C)
  • Δt la durée, en seconde (s)

La valeur absolue de la charge Q d’un électron vaut |e| = 1,6 × 1019 C.

Si pendant une durée Δt, il y a N électrons qui circulent dans le circuit, alors la charge totale est donnée par la formule suivante.

Q = N × e

Q = n(e× NA × e (car N = n × NA)

Q = n(e× F (car F = NA × e)

avec :
  • Q la valeur absolue de la charge, en coulomb (C)
  • N le nombre d’électrons, sans unité
  • e la charge élémentaire d’un électron, e = 1,6 × 1019 C
  • n(e) la quantité de matière d’électrons, en mole (mol)
  • NA la constante d’Avogadro, NA = 6,02 × 1023 mol1
  • F la constante de Faraday :
    F = NA × e
    F = 6,02 × 1023 × 1,6 × 1019
    F = 9,65 × 104 C·mol1

On obtient finalement la relation entre l'intensité du courant I et la quantité de matière des électrons qui circulent dans le circuit en reliant les deux formules.

et Q = n(e× F

Soit

avec :
  • I l'intensité du courant, en ampère (A)
  • F la constante de Faraday, F = 9,6 × 104 C·mol1
  • n(e) la quantité de matière d’électrons, en mole (mol)
  • Δt la durée, en seconde (s)
b. Application

On reprend l’exemple de l’électrolyse vue précédemment.
L’équation de la réaction trouvée est :

Cu2+ (aq) + 2 Br (aq) = Cu (s) + Br2 (aq)

On cherche à calculer la quantité de matière de cuivre Cu qui s’est formée au bout de 15 minutes, sachant que l’ampèremètre a affiché une valeur de 65 mA.

Donnée : F = 9,65 × 104 C·mol1.

  1. On calcule la quantité de matière d’électrons qui a circulé dans le circuit.
    • On utilise pour cela la formule soit .
    • On convertit les données dans la bonne unité :
      = 65 mA = 6,5 × 102 A
      t = 15 min = 15 × 60 s = 900 s.
    • Application numérique :
      n(e= 
      n(e= 6,1 × 104 mol
  2. On utilise ensuite la demi-équation d’oxydoréduction qui a lieu à l’électrode où il y a eu formation de cuivre Cu pour relier la quantité de matière en cuivre Cu et en électrons.
    • La demi-équation est : Cu2+ (aq) + 2 e = Cu (s).
      On a donc :  n(Cu).
    • Application numérique:
      n(Cu) = 
      n(Cu) = 3,1 × 104 mol

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