Principe de l'électrolyse
Une pile convertit de l'énergie chimique en énergie électrique en exploitant une réaction spontanée. L'électrolyse fait l'inverse : elle utilise de l'énergie électrique pour forcer une transformation chimique non spontanée.
L'électrolyse est une transformation chimique non spontanée, provoquée par le passage d'un courant électrique imposé par un générateur dans un électrolyte.
Constitution d'un électrolyseur
Un électrolyseur est constitué d'un générateur de courant continu (source d'énergie électrique) relié à deux électrodes plongeant dans un électrolyte (solution ou sel fondu contenant des ions libres).
Électrode reliée à la borne négative du générateur. Les cations migrent vers la cathode où se produit une réduction (gain d'électrons). $\text{ox} + ne^- \to \text{red}$
Électrode reliée à la borne positive du générateur. Les anions migrent vers l'anode où se produit une oxydation (perte d'électrons). $\text{red} \to \text{ox} + ne^-$
- Pile : réaction spontanée ($Q_{r,i} < K$), conversion énergie chimique → électrique. La cathode est la borne positive.
- Électrolyseur : réaction forcée ($Q_{r,i} > K$), conversion énergie électrique → chimique. La cathode est la borne négative.
- Dans les deux cas : réduction à la cathode et oxydation à l'anode.
| Caractéristique | Pile | Électrolyseur |
|---|---|---|
| Type de transformation | Spontanée | Forcée (non spontanée) |
| Conversion d'énergie | Chimique → Électrique | Électrique → Chimique |
| Cathode | Borne + · Réduction | Borne − · Réduction |
| Anode | Borne − · Oxydation | Borne + · Oxydation |
| Critère d'évolution | $Q_{r,i} < K(T)$ | $Q_{r,i} > K(T)$ |
Loi de Faraday — Quantités de matière échangées
Lors d'une électrolyse, la quantité de matière transformée aux électrodes est directement liée à la charge électrique totale ayant traversé le circuit. Cette relation est connue sous le nom de loi de Faraday.
La charge électrique $Q$ transférée en un temps $\Delta t$ sous une intensité $I$ constante vaut :
Le transfert d'une mole d'électrons correspond à une charge égale à la constante de Faraday $\mathcal{F}$ :
Pour une demi-réaction mettant en jeu $n$ électrons par entité, la quantité de matière transformée $\Delta n$ est :
1. Écrire les demi-équations aux électrodes et repérer $n$. 2. Calculer $Q = I \times \Delta t$. 3. En déduire $\Delta n = Q / (n \cdot \mathcal{F})$. 4. Calculer la masse déposée ou le volume de gaz dégagé.
Applications industrielles
Galvanoplastie (dépôt électrolytique)
Le dépôt électrolytique permet de recouvrir un objet conducteur d'une fine couche de métal (argent, or, chrome, cuivre…). L'objet à recouvrir est placé à la cathode ; l'anode est en métal pur. Le métal de l'anode se dissout et se dépose à la cathode.
Cathode (objet à argenter) : $\text{Ag}^+(aq) + e^- \to \text{Ag}(s)$ · Anode (argent pur) : $\text{Ag}(s) \to \text{Ag}^+(aq) + e^-$
Procédé chlore-soude
L'électrolyse d'une solution concentrée de chlorure de sodium NaCl produit industriellement du dichlore Cl₂ (anode), du dihydrogène H₂ (cathode) et de la soude NaOH (en solution). C'est l'un des procédés chimiques les plus importants au monde.
Production de dihydrogène par électrolyse de l'eau
L'électrolyse de l'eau (en milieu acide ou basique) produit du dihydrogène H₂ à la cathode et du dioxygène O₂ à l'anode. Cette technologie est au cœur du développement de l'hydrogène vert, vecteur d'énergie pour la transition énergétique.
- Cathode : $2\,\text{H}^+(aq) + 2\,e^- \to \text{H}_2(g)$ (réduction)
- Anode : $2\,\text{H}_2\text{O}(l) \to \text{O}_2(g) + 4\,\text{H}^+(aq) + 4\,e^-$ (oxydation)
- Bilan : $2\,\text{H}_2\text{O}(l) \xrightarrow{\text{électrolyse}} 2\,\text{H}_2(g) + \text{O}_2(g)$
Travaux pratiques
Réalisation d'une électrolyse au laboratoire : mise en évidence de la transformation forcée, identification des produits aux électrodes et vérification de la loi de Faraday.
Ce TP explore concrètement le principe de l'électrolyse : forcer une réaction d'oxydoréduction non spontanée grâce à un générateur de courant. On identifie les produits formés aux électrodes, on mesure les masses déposées ou les volumes de gaz dégagés, et on vérifie la loi de Faraday.
- Mettre en place le dispositif d'électrolyse (générateur, électrodes, électrolyte) et régler l'intensité du courant.
- Identifier les réactions d'oxydation (anode) et de réduction (cathode) à partir des observations expérimentales (dégagement gazeux, dépôt, changement de couleur).
- Mesurer la durée de l'électrolyse et la masse de métal déposé (ou volume de gaz dégagé).
- Calculer la charge $Q = I \times \Delta t$ et en déduire la quantité de matière théorique via $\Delta n = Q / (n \cdot \mathcal{F})$.
- Comparer la valeur théorique à la mesure expérimentale et calculer le rendement de l'électrolyse.