Électrolyse

Électrolyse

Électrolyse

I. Réactions d’oxydo-réductions spontanées et forcées

L’électrolyse se base sur une réaction d’oxydo-réduction. On connaît déjà les réactions d’oxydo-réductions spontanées. Par exemple, lorsqu’on place des ions Cu²⁺ en présence de zinc solide, on a l’apparition d’ions Zn²⁺ et d’un dépôt de cuivre solide.

Lorsque l’on fait une électrolyse, on fait une réaction d’oxydo-réduction forcée : on la force en apportant de l’énergie. Concrètement, on va donc essayer de faire la réaction chimique inverse, qui n’est pas spontanée, en fournissant de l’électricité.

II. Dispositif de l’électrolyse

En pratique, pour faire une électrolyse, on a ce type de dispositif :

Il y a deux électrodes qui trempent dans une solution. Ces deux électrodes sont reliées à un générateur de tension qui va fournir de l’électricité. On a une électrode de cuivre, puisque c’est la réaction précédente que l’on réalise en fournissant de l’électricité. On a aussi les ions Zn²⁺ et SO₄^2- présents pour apporter la neutralité. Les électrons fournis vont provoquer une réaction de réduction sur la deuxième électrode.

L’équation de réduction est la suivante : Zn²⁺ (aq) + 2e^– = Zn(s).

On va donc constater un dépôt de Zn solide qui provient de la réduction de Zn²⁺ avec les électrons apportés par le générateur.

La réaction de réduction se produit à la cathode dans le cas de l’électrolyse. A l’inverse, à l’anode, on va avoir une réaction d’oxydation qui se produit : Cu(s) = Cu²⁺ (aq) + 2e^–.

L’électrode de cuivre va donc se grignoter puisqu’elle va produire des ions Cu²⁺. Ces ions vont permettre de remplacer les ions Zn²⁺ partis avec la réaction de réduction.

Un moyen mnémotechnique pour retenir ces informations est le mot APERO+. A pour Anode, O pour Oxydation et PER pour perte d’électrons.

III. Bilan quantitatif de l’électrolyse

Pour avoir le bilan quantitatif de l’électrolyse, on utilise l’intensité du courant électrique mesuré par l’ampèremètre présent dans le montage.

L’intensité du courant électrique est la charge qui a circulé lors de l’électrolyse en fonction de la durée : $I = \dfrac{Q}{\Delta t}$.

La charge est en coulomb (C), l’intensité en ampères (A) et le temps en secondes (s).

On peut aussi déterminer le nombre de moles d’électrons qui ont circulé durant l’électrolyse en fonction de la charge divisée par le nombre d’Avogadro (nombre d’électrons dans une mole) et la charge d’un électron (charge élémentaire) : $n_{e-} = \dfrac{Q}{N_A \times e}$.

À partir du nombre d’électrons, on peut déterminer le nombre de moles de zinc formé :

$n(Zn)_{formé} = \dfrac{ne^-}{2} = n(Zn^{2+})_{consommé}$.

On forme un Zn en utilisant 2 électrons, il y a donc deux fois plus de moles d’électrons que de Zn formé, d’où le chiffre 2.

On va faire la même chose pour le nombre de moles de Cu²⁺ formé :

$n(Cu^{2+})_{formé} = \dfrac{ne^-}{2} = n(Cu)_{consommé}$.

Avec l’intensité électrique mesurée à l’ampèremètre et la durée de l’électrolyse, on peut dresser le bilan quantitatif complet en moles en déterminant le nombre de moles de produits formés et de réactifs consommés.