Electrolyse - Page 1

  

L'ÉLECTROLYSE et 

l'ÉLECTROCHIMIE

Des cours au Collège

jusqu'à l'industrie

  

Avec l'aimable autorisation de

AGFA-GEVAERT n.v. ©

 

1

Cette photographie montre d'emblée que l'électrolyse ne se limite pas à des essais académiques réalisés comme support de la théorie dans des préparations de laboratoire ; elle représente une salle d'électrolyse gigantesque pour le raffinage du cuivre, par lequel on augmente la pureté du métal de 95-98% à 99,9%. Cette pureté est nécessaire par exemple pour des applications électriques du cuivre métallique : une conductivité élevée est requise en l'occurrence.

  

 

  

  L'électrolyse au Collège ... en bref !

Au collège, l'étude de l'électrochimie est inclue dans le vaste chapitre des réactions d'oxydo-réduction. Ce phénomène est généralement abordé par des expériences qui conduisent rapidement à l'examen de la constitution et du fonctionnement des piles et, en particulier, des piles de concentrations. Le "citron-pile" constituant une introduction amusante et étonnante. Le chapitre relatif à l'électrolyse est ensuite abordé ; l'idée de base étant que l'électrolyse apparaît alors comme "l'inverse" du fonctionnement de la pile.

  

Bien rapidement, l'étude devient plus formaliste et conduit à la pile de Daniell mettant en oeuvre deux couples redox tels que, par exemple les couples Zn++/Zn et Cu++/Cu. L'expérience - en ensuite l'étude formelle - montre que la borne négative - celle où se réalise l'oxydation - est le zinc (réducteur) qui se transforme en Zn++ (oxydant conjugué) selon la (demi-)réaction : Zn(s) --> Zn++(aq) + 2 e-.

  

 Les 2 e- parcourent le fil, contribuent au fonctionnement de la lampe, et parviennent au Cu (oxydant) - borne + - où se réalise la réduction. Les ions Cu++, captant les 2 e-, se transforment en Cu(s) selon la (demi)réaction : 

Cu++(aq)  + 2 e- --> Cu(s)

  

L'enrichissement en Zn++(aq)  du compartiment où se réalise l'oxydation et l'appauvrissement en Cu++(aq)  du compartiment où se réalise la réduction seront respectivement compensés par une migration d'ions Cl-(aq)  et K+(aq)  du pont ionique de KCl.

  

Dans une telle pile, ce sont les tendances naturelles des deux couples "redox" qui s'expriment et "se complètent" ; le phénomène se traduisant par l'équation :

  

Zn(s) + Cu++(aq) --> Cu(s) + Zn++(aq)

  

  Retrouvez une autre explication du fonctionnement d'une pile sur le Web en cliquant ici et une autre synthèse accompagnée d'exercices sur ce site Web.

 

 

  Le principe de fonctionnement de la pile étant acquis, il est aisé d'introduire l'électrolyse comme l'effet inverse ; le fonctionnement des deux couples devant alors être imposé : toute électrolyse nécessite donc un apport énergétique. Il sera réalisé, expérimentalement, en remplaçant l'ampoule ou le galvanomètre - consommateurs d'énergie - par un générateur de courant continu.

  

Les réactions s'inverseront et, en pure théorie, se formaliseront comme suit :

  

1. à la borne négative (réduction) :

Zn++(aq)  + 2 e- --> Zn(s)

les 2 électrons étant fournis par le générateur (considéré comme pompe foulante d'électrons),

  

2. à la borne positive (oxydation) :

Cu(s) --> Cu++(aq)  + 2 e-

les 2 électrons étant captés par le générateur (considéré comme pompe aspirante d'électrons),

  

3. globalement, l'équation du phénomène s'écrivant :

Zn++(aq)  + Cu(s) --> Zn(s) + Cu++(aq)

  

L'interprétation de la table des potentiels de réduction (attention au classement en fonction des E° - par ordre croissant ou décroissant - selon les modèles de tables) devant également "s'adapter" à cet "effet inverse" ; les "excellents capteurs" d'électrons (les bons oxydants réagissant à la borne négative du générateur) se trouveront, dans cet extrait, en "haut et à gauche dans le couple" alors que les "excellents donneurs" d'électrons (les bons réducteurs réagissant à la borne positive du générateur) se trouvant en "bas et à droite dans le couple".

  

  

  

  L'ÉLECTROCHIMIE dans l'INDUSTRIE

Une branche industrielle d'importance vitale mais qui constitue également un risque pour la vie est souvent désignée par le terme général : chimie de la production du chlore et des alcalis ; il s'agit de la production électrolytique de NaOH et de Cl2. De manière générale, l'ammoniac (cf production de NH3) est et reste la matière première chimique la plus produite. Dans le secteur de l'industrie électrochimique, la "chimie du chlore" constitue encore toujours la branche la plus importante : annuellement plus de 50 millions de tonnes de Cl2.

   

Le dichlore est énormément utilisé, pas tellement pour l'épuration de l'eau potable et des piscines, mais bien lors de la synthèse du PVC, une matière synthétique importante, et lors de la préparation d'hydrocarbures chlorés tels que des solvants, des réfrigérants liquides, des insecticides, des pesticides, des fongicides, etc. Lors de la production de Cl2, on peut également préparer d'autres produits chimiques très utiles, notamment l'hydroxyde de sodium et l'hydrogène gazeux.

 

La matière première qui est utilisée pour ces productions est le plus souvent de la saumure. Il s'agit d'une solution saturée de NaCl que l'on obtient à partir de couches de sel naturel.

 

Lors de l'électrolyse d'une solution aqueuse de NaCl, les demi-réactions ci-après (voir entre autres les transparents R7 et R10) constituent un point de départ intéressant :

 

Na+(aq) + 1 e- <==> Na(s)  E° = -2,71 V  

  

2 H20 + 2 e- <==> H2(g) + 2 OH-(aq)  (10-7 mol/l)   E = -0,41 V  

  

2 H+(aq) (10-7 mol/l) + 2 e- <==> H2(g)       E = -0,41 V  

  

Cl2(g) + 2 e- <==> 2 Cl-(aq) E° = +1,36 V

   

Remarquons que nous avons pris, pour les ions H+ et les ions OH-, la concentration réaliste qui convient pour de l'eau neutre. Dans ce cas, la valeur E est égale à -0,41 V.

 

De ces demi-réactions et de leur ordre de succession, nous pouvons déduire que la production de Cl2 pourrait avoir lieu en faisant réagir des ions Cl-, soit avec des ions Na+, soit avec des ions H+, ou encore avec des molécules de H2O : trois constituants qui se trouvent en haut à gauche par rapport aux ions chlorure. Il est impossible pour ces réactions de se dérouler de manière auto-entretenue. Lorsqu'elles ont lieu, on doit absolument les alimenter en énergie électrique (en continu) ; en d'autres termes, une électrolyse doit intervenir.

 

L'électrolyse dans laquelle on forcerait les ions Cl- à réagir avec des ions Na+ fournirait, en plus de Cl2, également Na(s). Ce métal de Na serait à même, de manière auto-entretenue, voire spontanée, de réduire H2O et/ou H+ en gaz H2 et en ions OH-. Ces derniers, conjointement avec les ions Na+ restant et avec les ions Na+ nouvellement formés, donneraient lieu à une solution de NaOH.

 

A première vue, tout semble normal. On pourrait même produire d'un coup trois produits chimiques importants. Néanmoins, il y a anguille sous roche. Dans des milieux basiques, Cl2 serait en mesure de manifester une dismutation (réaction d'auto-oxydoréduction) par laquelle entre autres des ions ClO- et Cl- sont générés. Cela signifierait que nous aurions obtenu un autre produit ; notamment NaClO (hypochlorite de sodium) que l'on retrouve dans l'eau de Javel.

 

Les trois procédés de fabrication électrolytique que l'on utilise le plus fréquemment dans la pratique, fournissent tous, en plus du dichlore, également du gaz d'hydrogène et de l'hydroxyde de sodium. Néanmoins, ils diffèrent par la manière utilisée pour empêcher le contact entre Cl2 et NaOH.

  


  Vers la page SUIVANTE

Christian Loockx - Collège Roi Baudouin  Av. Félix Marchal, 62  1030  Bruxelles.
Copyright © 1999 Vers. 1.00 [Chr. Loockx]. Tous droits réservés.
Copyright © 1999 Agfa-Gevaert N.V. Tous droits réservés pour les textes et illustrations.
Révision : 08 nov. 2001 05:52:43 +0100 .