Le constat
L'eau reste stable dans les conditions usuelles. Sa transformation en dihydrogène et dioxygène ne se produit pas spontanément.
2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g)
?Comment fabriquer du dihydrogène avec de l'électricité ?
L'idée
Un générateur impose un courant dans le système. Les électrons reçus à une électrode et arrachés à l'autre rendent possible cette évolution.
énergie électrique → énergie chimique
La démarche dans tous les exercices
Repérer le sens du courant et le déplacement des électrons.
Écrire une demi-équation à chaque électrode.
Relier la charge électrique à la quantité d'électrons.
Utiliser la stœchiométrie pour calculer la quantité de produit.
1Pile et électrolyseur : deux fonctionnements opposés
| Pile en fonctionnement | Électrolyseur | |
|---|---|---|
| Évolution | Spontanée | Forcée par un générateur |
| Conversion | Chimique → électrique | Électrique → chimique |
| Anode | Oxydation, borne − | Oxydation, reliée à la borne + du générateur |
| Cathode | Réduction, borne + | Réduction, reliée à la borne − du générateur |
Piège classique
Les signes des électrodes changent entre pile et électrolyseur. En revanche, les réactions ne changent jamais : oxydation à l'anode, réduction à la cathode.
Les signes des électrodes changent entre pile et électrolyseur. En revanche, les réactions ne changent jamais : oxydation à l'anode, réduction à la cathode.
2Que se passe-t-il aux électrodes ?
Anode : oxydation
L'espèce cède des électrons.
Réducteur → Oxydant + n e⁻
Dans l'électrolyse de l'eau en milieu basique, du dioxygène est formé à l'anode :
4 HO⁻ → O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻
Cathode : réduction
L'espèce capte des électrons.
Oxydant + n e⁻ → Réducteur
Dans l'électrolyse de l'eau, du dihydrogène est formé à la cathode :
2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 HO⁻
Mémo : les électrons sont fournis par la borne négative du générateur à la cathode. Le générateur récupère des électrons à l'anode par sa borne positive.
Retrouver l'équation globale
On multiplie la demi-équation cathodique par 2, puis on additionne. Les électrons et les ions HO⁻ présents des deux côtés se simplifient :
2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g)
Identifier les produits sans deviner
Dans une solution aqueuse, plusieurs espèces peuvent parfois réagir. L'énoncé fournit alors les couples oxydant-réducteur ou des observations expérimentales. On écrit les demi-équations possibles, puis on retient celles compatibles avec les données.
On n'identifie jamais un produit uniquement à partir du signe de l'électrode.
3Relier courant, durée et quantité de matière
1. Charge transférée
Q = I × Δt
Q en coulombs, I en ampères et Δt en secondes.
2. Quantité d'électrons
n(e⁻) = Q / F
Avec la constante de Faraday F ≈ 9,65 × 10⁴ C·mol⁻¹.
3. Quantité de produit
stœchiométrie
On utilise les coefficients de la demi-équation électronique.
Exemple guidé
Un courant de 2,0 A circule pendant 30 min lors de l'électrolyse de l'eau.
Convertir : Δt = 30 × 60 = 1 800 s.
Q = 2,0 × 1 800 = 3,6 × 10³ C.
n(e⁻) = 3,6 × 10³ / 9,65 × 10⁴ = 3,7 × 10⁻² mol.
Deux électrons produisent une molécule H₂, donc n(H₂) = n(e⁻)/2 = 1,9 × 10⁻² mol.
Erreur fréquente : utiliser des minutes dans Q = IΔt. L'ampère est un coulomb par seconde : la durée doit donc être exprimée en secondes.
⚡Électrolyseur virtuel
Régler le générateur et observer la production
Le générateur ferme le circuit : sa borne négative fournit les électrons à la cathode et sa borne positive les récupère à l'anode.
Charge Q—
n(e⁻)—
Volume H₂—
Volume O₂—
Énergie E—
Modèle idéal : Vm = 24,0 L·mol⁻¹ et rendement faradique de 100 %. À intensité fixée, U ne change pas la quantité produite ; elle modifie l'énergie consommée E = UIΔt.
4Stocker et convertir l'énergie chimique
Pile
Elle transforme spontanément l'énergie chimique en énergie électrique. Les réactifs s'usent pendant la décharge.
Accumulateur
À la décharge, il fonctionne comme une pile. Pendant la recharge, le générateur force la transformation inverse : il fonctionne comme un électrolyseur.
Électrolyse
Elle peut produire du dihydrogène, déposer un métal, purifier du cuivre ou fabriquer certaines substances industrielles.
Enjeu essentiel : aucun stockage n'est parfait. Il faut considérer le rendement, la durée de vie, les ressources utilisées, les risques, le recyclage et l'origine de l'électricité consommée.
BacExercice guidé — dépôt de cuivre
Cuivrage d'un objet métallique · 7 points
On veut déposer du cuivre sur un objet. À la cathode se produit :
Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s)
Le courant a une intensité I = 1,50 A pendant 40,0 min. Données : F = 9,65 × 10⁴ C·mol⁻¹ ; M(Cu) = 63,5 g·mol⁻¹.
- Expliquer pourquoi le dépôt apparaît à la cathode.
- Calculer la charge Q transférée.
- Déterminer n(e⁻), puis n(Cu).
- Calculer la masse de cuivre déposée.
1. Cu²⁺ capte des électrons : il subit une réduction, nécessairement à la cathode.
2. Δt = 40,0 × 60 = 2 400 s ; Q = 1,50 × 2 400 = 3,60 × 10³ C.
3. n(e⁻) = Q/F = 3,73 × 10⁻² mol. La demi-équation donne n(Cu) = n(e⁻)/2 = 1,87 × 10⁻² mol.
4. m(Cu) = nM = 1,87 × 10⁻² × 63,5 = 1,18 g.
✓Quiz final
1. Où se produit toujours l'oxydation ?
Anode = oxydation, dans une pile comme dans un électrolyseur.
2. Dans un électrolyseur, la cathode est reliée :
La borne négative fournit les électrons nécessaires à la réduction.
3. Un courant de 0,50 A circule pendant 10 min. Quelle charge est transférée ?
10 min = 600 s, donc Q = 0,50 × 600 = 300 C.
4. Pour Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu, une mole de cuivre nécessite :
On lit directement le coefficient stœchiométrique de e⁻.
5. Pendant la recharge d'un accumulateur :
La recharge convertit de l'énergie électrique en énergie chimique.
★L'essentiel
Réactions
Anode : oxydation. Cathode : réduction. Cette règle est universelle.
Énergie
Pile : chimique → électrique. Électrolyseur : électrique → chimique.
Calcul
Q = IΔt, puis n(e⁻) = Q/F, puis relation stœchiométrique.
Interprétation
Identifier les produits avec les demi-équations et les données, jamais en devinant.