Fiche de révision

Une évolution forcée : l'électrolyse

Contenu


Si on met en contact les quatre espèces de deux couples oxydant/réducteur, le critère d'évolution spontanée prévoit le sens de la transformation. Mais est-il possible d'assister à l'autre évolution, contraire au sens spontané ?

I Principe de l'électrolyse

Une électrolyse est une transformation d'oxydo-réduction forcée par un générateur au cours de laquelle le système évolue dans le sens inverse de celui qui serait spontanément observé. Au cours d'une évolution forcée, le quotient de réaction Qr évolue en s'éloignant de la valeur de la constante d'équilibre K.

L'électrode où a lieu la réduction est la cathode, reliée au pôle (–) du générateur.

L'électrode où a lieu l'oxydation est l'anode, reliée au pôle (+) du générateur.

À noter

Si les définitions restent les mêmes que pour une pile (anode : oxydation et cathode : réduction), les polarités (+/-) ne sont plus les mêmes !

La quantité d'électricité Q lors d'une électrolyse est, comme pour la pile :

Tableau de 1 lignes, 2 colonnes ;Corps du tableau de 1 lignes ;Ligne 1 : Q=ne−×F=I×Δt; Q en C ; n(e−) en mol ; F en C · mol−1 ; I en A et Δt en s.;

Si la tension aux bornes du générateur est suffisante, il va imposer un sens du courant et donc un sens de parcours aux électrons. Si cela s'oppose aux sens prévus par le critère d'évolution spontanée du système électrochimique, on obtient une transformation forcée.

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II Pile et électrolyse : deux comportements pour un système

Tableau de 2 lignes, 2 colonnes ;Corps du tableau de 2 lignes ;Ligne 1 : Pile : transformation spontanée d'un système électrochimique; Électrolyse : transformation forcée d'un système électrochimique; Ligne 2 : ; ;

Méthode

Déterminer une quantité de matière formée lors d'une électrolyse

Grâce à un générateur qui impose un courant d'intensité constante I = 12 mA, on réalise pendant 15 minutes l'électrolyse d'une solution aqueuse de bromure de cuivre (Cu2+(aq) + 2 Br(aq)), de volume V = 500 mL et de concentration en quantité de matière C = 0,25 mol · L1.

Données : couples d'oxydo-réduction : Br2/Br et Cu2+/Cu ;

M(Br) = 79,9 g · mol1.

a. Écrire l'équation de réaction pour cette électrolyse.

b. Quelle quantité d'électricité traverse le circuit au cours de cette électrolyse ?

c. Quelle est la masse de dibrome formée lors de cette électrolyse ?

Conseils

a. Utilisez les couples proposés et tenez compte des espèces initialement présentes.

b. Appliquez la définition de Q mais attention aux unités…

c. Utilisez les demi-équations d'oxydo-réduction pour lier le nombre d'électrons échangés au nombre de molécules de dibrome formées. Cela mène à la quantité de matière formée en dibrome. Passez enfin à la masse.

Solution

a. Les réactifs initialement présents sont les ions bromure Br et cuivre Cu2+.

On écrit les demi-équations associées :

Tableau de 3 lignes, 1 colonnes ;Corps du tableau de 3 lignes ;Ligne 1 : 2 Br− ⇄ Br2 + 2 e−; Ligne 2 : Cu2+ + 2 e− ⇄ Cu; Ligne 3 : 2 Br−(aq) + Cu2+(aq) ⇄ Br2 (aq) + Cu(s);

b. Q=I×Δt=12×103×15×60=11 C

c. D'après la demi-équation liée au dibrome, on a : 2 Br Br2 + 2 e.

Cela signifie que la formation d'une molécule de dibrome correspond à la libération de deux électrons. La quantité d'électrons libérée est donc le double de la quantité de matière en dibrome formée : n(e) = 2 n(Br2)formée

Q=ne×F=2 n(Br2)formée×F

nBr2formée=Q2 F=112×96500=5,6×105mol

mBr2formée=nBr2formée×MBr2=nBr2formée×2×MBr=5,6×105×2×79,9=8,9 mg.

À noter

Le volume donné pour la solution n'a ici aucune utilité.

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