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Exemples de transformations forcées — Cours
Cours de Chimie — Exemples de transformations forcées : l'électrolyse, ses applications (électrolyse du chlorure de sodium, argenture) — 2ème Bac.
Ce cours de Chimie est destiné aux élèves de 2ème Bac (Semestre 2) et s'inscrit dans le chapitre « Exemples de transformations forcées ».
Cours réalisé par Professeur Jenkal Rachid.
Mise en situation
Au sein des végétaux verts s'effectuent naturellement des transformations forcées qui permettent aux plantes de se développer selon un processus appelé photosynthèse. L'homme sait également réaliser des transformations forcées : l'électrolyse, par exemple, dont les applications sont nombreuses.
Le robot Curiosity se déplace et fait des prélèvements à la surface de Mars depuis le début de l'année 2004. Pour pouvoir fonctionner, il recharge ses batteries grâce à ses capteurs solaires selon une transformation appelée transformation forcée.
- Qu'est-ce qu'une transformation forcée ?
- Quelles sont les conditions de sa réalisation ?
- Et pourquoi s'appelle-t-elle transformation forcée ?
Objectifs
- Comprendre ce qu'est une transformation forcée en étudiant l'électrolyse.
- Identifier les électrodes d'un électrolyseur, connaissant le sens du courant imposé par le générateur.
- Écrire les équations des réactions se déroulant aux électrodes au cours d'une électrolyse.
- Connaître des applications courantes et industrielles de l'électrolyse.
I. Transformations spontanées — rappel
On plonge de la tournure de cuivre Cu(s) dans une solution aqueuse de dibrome Br2, de couleur orangée et de concentration C = 10-2 mol.L-1.
Observations : la solution perd sa coloration orangée et se colore progressivement en bleu ; le cuivre métallique disparaît.
Une transformation spontanée est une transformation qui se produit spontanément entre des espèces chimiques, sans intervention extérieure.
L'équation de la réaction qui se produit spontanément entre les couples Cu2+(aq)/Cu(s) et Br2(aq)/Br-(aq) :
Cu(s) + Br2(aq) → Cu2+(aq) + 2 Br-(aq)
À 25 °C, la constante d'équilibre associée à cette équation est K = 1,2.1025. Le quotient de réaction initial Qr,i = 0, donc Qr,i < K : le système évolue spontanément dans le sens direct (formation d'ions Cu2+).
La réaction inverse, Cu2+(aq) + 2 Br-(aq) → Cu(s) + Br2(aq), a pour constante d'équilibre K' = 1/K = 8,33.10-26. Si l'on mélange initialement Cu2+(aq) et Br-(aq), alors Qr,i = K' : le système est déjà à l'équilibre, il n'évolue pas de lui-même.
Pour obliger le système à évoluer dans le sens inverse au sens spontané, il faut un apport d'énergie du milieu extérieur : c'est une réaction forcée. On réalise pour cela l'électrolyse de la solution de bromure de cuivre à l'aide d'un générateur de tension. L'électrolyse est un exemple de transformation forcée.
II. Transformations forcées : l'électrolyse
1. Mise en évidence expérimentale
On remplit un tube en U d'une solution de bromure de cuivre (Cu2+(aq), Br-(aq)) et on y plonge deux électrodes de graphite, reliées à un générateur de tension continue.
Observation : on observe un dépôt de cuivre sur une électrode et l'apparition de dibrome en solution au voisinage de l'autre.
L'électrode reliée au pôle positif du générateur s'appelle l'anode ; celle reliée au pôle négatif s'appelle la cathode. Le courant électrique circule toujours du pôle positif vers le pôle négatif du générateur ; les électrons se déplacent en sens inverse dans le circuit extérieur. Les cations (Cu2+) se déplacent vers la cathode ; les anions (Br-) se déplacent vers l'anode.
Au voisinage de l'anode, le réducteur Br- subit une oxydation :
2 Br-(aq) → Br2(aq) + 2 e-
Au voisinage de la cathode, l'oxydant Cu2+ subit une réduction :
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
L'équation bilan de l'électrolyse s'écrit :
Cu2+(aq) + 2 Br-(aq) → Cu(s) + Br2(aq)
Le sens de cette réaction est le sens inverse du sens d'évolution spontanée : c'est une transformation forcée, qui a lieu grâce à l'apport d'énergie électrique fourni par le générateur, et qui s'arrête dès que cet apport cesse.
Conclusion : une électrolyse est une transformation d'oxydoréduction forcée par un générateur de tension continue, au cours de laquelle le système électrochimique évolue dans le sens inverse de celui qui serait spontanément observé.
2. Application : électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure de sodium
Dans un tube en U contenant une solution de chlorure de sodium (Na+(aq), Cl-(aq)) de concentration C = 1 mol.L-1, on introduit deux électrodes inattaquables en graphite. On ajoute de la phénolphtaléine (incolore, devient rose en présence d'ions HO-) et de l'indigo bleu (se décolore en présence de dichlore Cl2). Le circuit est fermé par un générateur imposant une tension de 2,5 V.
Observation : un dégagement gazeux se produit aux deux électrodes ; le gaz dégagé à l'anode décolore le bleu d'indigo, et la phénolphtaléine devient rose au voisinage de la cathode.
Espèces présentes en solution : le graphite (électrodes), l'eau, les ions Na+ et Cl-. Couples mis en jeu : Cl2(g)/Cl-(aq), Na+(aq)/Na(s), O2(g)/H2O(l), H2O(l)/H2(g).
À l'anode, deux oxydations sont possibles :
- 2 Cl-(aq) → Cl2(g) + 2 e- (1)
- 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- (2)
À la cathode, deux réductions sont possibles :
- Na+(aq) + e- → Na(s) (1')
- 2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 HO-(aq) (2')
Les tests indiquent que ce sont les réactions (1) et (2') qui se produisent effectivement (décoloration de l'indigo à l'anode → dichlore ; rosissement de la phénolphtaléine à la cathode → ions hydroxyde). L'équation bilan de cette électrolyse est :
2 Cl-(aq) + 2 H2O(l) → Cl2(g) + H2(g) + 2 HO-(aq)
3. Aspect quantitatif : charge, intensité et quantité de matière
Pour la même électrolyse, traversée par un courant d'intensité I = 3 A pendant une durée Δt = 30 min, avec un volume molaire Vm = 24 L.mol-1 et une constante de Faraday F = 9,65.104 C.mol-1 :
La charge échangée est Q = I.Δt = n(e-).F, donc n(e-) = I.Δt/F. D'après l'équation bilan, n(e-) = 2x, d'où :
x = I.Δt / (2.F) = (3 × 30 × 60) / (2 × 9,65.104) ≈ 2,8.10-2 mol
D'après le tableau d'avancement, n(Cl2) = x, donc le volume de dichlore formé est V(Cl2) = x.Vm ≈ 2,8.10-2 × 24 ≈ 0,672 L, soit environ 672 mL.
Application : l'argenture par électrolyse
Parmi les applications de l'électrolyse, on trouve la couverture des métaux par une couche mince d'un autre métal (zingage, argenture…), afin de les protéger de la corrosion ou de les embellir.
Énoncé : on veut argenter une boule métallique de rayon r = 4 cm en couvrant sa surface d'une couche mince d'argent d'épaisseur e = 500 µm. La boule constitue l'une des électrodes de l'électrolyse ; la seconde électrode est une tige de platine inattaquable. L'électrolyte est une solution aqueuse de nitrate d'argent (Ag+(aq), NO3-(aq)) de volume V = 200 mL.
Données : couples Ag+(aq)/Ag(s) et O2(g)/H2O(l) ; volume d'une boule de rayon R : V = (4/3)πR3 ; M(Ag) = 108 g.mol-1 ; 1 F = 9,65.104 C.mol-1 ; masse volumique de l'argent ρ = 10,5 g.cm-3 ; volume molaire Vm = 25 L.mol-1. L'électrolyse dure Δt = 30,0 min, avec un courant d'intensité constante.
- La boule doit-elle être l'anode ou la cathode ?
- Écrire l'équation bilan de l'électrolyse.
- Exprimer la masse m de la couche mince d'argent déposée sur la surface de la boule, en fonction de r, e et ρ, puis calculer sa valeur.
- Quelle est la concentration molaire initiale minimale nécessaire de la solution de nitrate d'argent ?
- Déterminer l'expression de l'intensité I du courant électrique en fonction de m, M(Ag), F et Δt, puis calculer sa valeur.
- Calculer le volume V(O2) du dioxygène formé pendant Δt.
Ceci est un exercice d'application proposé dans le document source ; son corrigé n'y figure pas.