Cours

A

Principe général

B

Transformation chimique forcée

Exemple :

Pour les couples $\text{I}_2(\text{aq})/\text{I}^-(\text{aq})$ et $\text{Zn}^{2+}(\text{aq})/\text{Zn(s)}$ :

Sens de la réaction spontanée : $\text{Zn(s)} + \text{I}_2(\text{aq}) \rightarrow 2\ \text{I}^-(\text{aq}) + \text{I}_2(\text{aq})$

Sens de la réaction forcée : $2\ \text{I}^-(\text{aq}) + \text{Zn}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Zn(s)} + \text{I}_2(\text{aq})$

Ce qui implique les réactions aux électrodes :

        $2\ \text{I}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{I}_2(\text{aq}) + 2\ \text{e}^-$ (sens de l’oxydation)

$\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- \rightarrow \text{Zn(s)}$ (sens de la réduction)

C

Constitution d’un électrolyseur

Doc. 1

Carlisle et Nicholson

► L’électrolyse en courant continu a vu le jour en 1800, grâce aux chimistes britanniques William Nicholson et Sir Anthony Carlisle juste après l’invention de la pile par Alessandro Volta.

Éviter les erreurs

➜ Une oxydation a lieu à l’anode (les deux mots commencent par une voyelle).

➜ Une réduction a lieu à la cathode (les deux mots commencent par une consonne).

Doc. 2

Évolution chimique forcée

Doc. 3

Électrolyseur

A

Charge électrique et intensité du courant

B

Charge électrique et quantité d’électrons

La quantité d’électrons échangés $n_\text{e}$ dépend du nombre d’électrons au cours de la réaction.

C

Quantité de matière des produits formés

On étudie un électrolyseur constitué d’une cathode en zinc baignant dans une solution contenant des ions $\text{Zn}^{2+}(\text{aq})$. Établir l'expression de la quantité de $\text{Zn(s)}$.

Corrigé :

À la cathode d’un électrolyseur, il se produit la réduction :

$\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- \rightarrow \text{Zn(s)}$
Pour produire 1 mol de $\text{Zn(s)}$, il faut 2 mol d’électrons. On peut alors écrire :

$n_\text{e} = 2\ n(\text{Zn})_\text{produit}$
En combinant les deux expressions donnant la charge électrique $Q$ :

       $I \cdot \Delta t = n_\text{e} \cdot F$

$n(\text{Zn})_\text{produit} = \dfrac{I \cdot \Delta t}{2\ F}$

Découvrez en vidéo le fonctionnement de l'électrolyse et des piles à combustible en cliquant ici.

Doc. 4

Électrolyse de l'eau

Doc. 5

Électrolyseur à production de dihydrogène

Éviter les erreurs

➜ Les demi-équations électrochimiques aux électrodes s’écrivent avec un signe « $\rightarrow$ » et représentent de façon symbolique le transfert d’électrons à la surface. Il faut toujours les écrire en plaçant à droite le produit obtenu à chaque électrode par électrolyse.

Pas de malentendu

➜ Les électrons ne sont pas libérés dans l’électrolyte, les réactions d’échange (oxydation ou réduction) ont lieu à l’interface entre l’électrode (conductrice) et l’électrolyte.

A

Piles

B

Accumulateurs

► Conversion d’énergie dans un accumulateur.

Comment fonctionne un accumulateur au plomb constituant les batteries de voiture ?

Corrigé :

En décharge, la réaction spontanée est :

$\text{PbO}_2(\text{s}) + 4\ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{Pb(s)} + 2\ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq}) \rightarrow 2\ \text{PbSO}_4(\text{s}) + 2\ \text{H}_2\text{O(l)}$
La lame de plomb pur s’oxyde.

En charge, la réaction forcée est :

$2\ \text{PbSO}_4(\text{s}) + 2\ \text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow \text{PbO}_2(\text{s}) + 4\ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{Pb(s)} + 2\ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})$
Le sulfate de plomb se réduit à la surface de la lame de plomb pur.

C

Organismes chlorophylliens

Doc. 6

Composition d'une pile

Doc. 7

Schéma d’un accumulateur

Doc. 8

Équation de la photosynthèse

Doc. 9

Herbier de posidonie

► Les herbiers de posidonie, comme l’ensemble des végétaux, participent à la fixation du carbone grâce à la photosynthèse.

Découvrez la photosynthèse en vidéo :

Passion Céréales/Dailymotion/DR