Transformations Forcées : Électrolyse
Chimie – 2ème BAC Sciences de la Vie et la Terre SVT
Introduction
L’électrolyse est un processus qui utilise l’énergie électrique pour provoquer une réaction chimique non spontanée. Contrairement aux piles, elle convertit l’énergie électrique en énergie chimique.
Électrolyse à anode soluble
Exemple : Raffinage du cuivre
Électrolyse à anode inerte
Exemple : Électrolyse de l’eau
1. Principes de Base
Définitions
- Électrolyseur: Dispositif qui réalise l’électrolyse
- Anode: Électrode où se produit l’oxydation (reliée au pôle +)
- Cathode: Électrode où se produit la réduction (reliée au pôle -)
- Électrolyte: Solution conductrice
Comparaison pile/électrolyse
| Pile | Électrolyse | |
|---|---|---|
| Énergie | Chimique → Électrique | Électrique → Chimique |
| Polarité | Anode (-), Cathode (+) | Anode (+), Cathode (-) |
Lois de Faraday
1ère Loi
m = (M × I × t)/(n × F)
m: masse déposée (g)
2ème Loi
Q = I × t = n(e⁻) × F
Q: charge (C)
2. Applications Industrielles
Production d’aluminium
Procédé Hall-Héroult
Électrolyse de l’alumine (Al₂O₃) dissoute dans la cryolite
Réactions :
Cathode: Al³⁺ + 3e⁻ → Al
Anode: 2O²⁻ → O₂ + 4e⁻
Électroraffinage du cuivre
Purification du cuivre à 99,99%
Réactions :
Anode: Cu → Cu²⁺ + 2e⁻
Cathode: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu
Autres applications
Chlore et soude
2NaCl + 2H₂O → Cl₂ + H₂ + 2NaOH
Galvanoplastie
Dépôt métallique (nickelage, argenture…)
Électrolyse de l’eau
2H₂O → 2H₂ + O₂
3. Aspects Quantitatifs
\[ m = \frac{M \times I \times t}{n \times F} \]
Avec F = 96 500 C/mol (constante de Faraday)
Exemple de calcul
On effectue l’électrolyse d’une solution de CuSO₄ pendant 1h avec un courant de 2A.
Quelle masse de cuivre se dépose à la cathode?
Donnée: M(Cu) = 63,5 g/mol
Correction
1. Q = I×t = 2×3600 = 7200 C
2. n(e⁻) = Q/F = 7200/96500 ≈ 0,0746 mol
3. n(Cu) = n(e⁻)/2 ≈ 0,0373 mol
4. m(Cu) = n×M ≈ 0,0373×63,5 ≈ 2,37 g
Rendement faradique
\[ η = \frac{m_{exp}}{m_{th}} \times 100 \]
Exemple : Si on obtient 2,0 g au lieu de 2,37 g théoriques :
η = (2,0/2,37)×100 ≈ 84,4%
4. Électrolyse de l’Eau
Montage expérimental
Électrodes en platine ou nickel
Réactions
Anode (oxydation):
2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻
Cathode (réduction):
2H⁺ + 2e⁻ → H₂
Réaction globale:
2H₂O → 2H₂ + O₂
Rapport volumique V(H₂)/V(O₂) = 2/1
