Download ppt - Transformation forcée: l'électrolyse 1. Réaction spontanée entre le cuivre (métal) et le dibrome en solution aqueuse. L'équation de cette réaction est:

Transformation forcée: l'électrolyse

1. Réaction spontanée entre le cuivre (métal) et le dibrome en solution aqueuse.

L'équation de cette réaction est: Cu + Br2 = Cu2+ + 2Br- avec: K = 1,2.1025

tournure de cuivre (Cu) et du dibrome (Br2) en

solution aqueuse ([Br2]i=1,0.10-2 mol.L-1).

La solution initialement jaune (couleur du dibrome en solution aqueuse) se colore progressivement en bleu (couleur d'une solution aqueuse d'ions Cu2+) et le cuivre métallique disparaît. CES OBSERVATIONS permettent de conclure pour les sens d’évolution de cette transformation

Qri =0

K >> 104 la réaction est quasi totale dans le sens direct de l'équation. Le taux d'avancement final est très proche de 1 (100%).

2. Transformation forcée.

L ’électrolyse cuivre / brome

T. DULAURANS

Électrolyse cuivre / brome

Électrodesen graphite

Solution de bromurede cuivre (II) : Cu2+ ; 2 Br-

On place une solution de bromure de cuivre II dans un tube en U

et on plonge des électrodes de graphite dans la solution




On relie les électrodes par un circuit électriquecontenant un générateur

générateur




Le générateur impose le sens du courant électrique

générateur

ii




Dans les conducteurs, le courant est créé par la circulation des électrons

générateur

iie-e-

e-




Dans la solution, le courant est créé par la circulation des ions

générateur

iie-e-

e-




Les anions se déplacent dans le sens des électrons

générateur

iie-e-

e-

Déplacementdes anions




Les cations se déplacent dans le sens du courant

générateur

iie-e-

e-


Déplacementdes cations



Les électrons sont libérés par l ’oxydation des ions Br-

générateur

iie-e-

e-



Oxydation

2 Br- = Br2 + 2 e-



Les électrons sont libérés par l ’oxydation des ions Br-

générateur

iie-e-

e-



Oxydation

2 Br- = Br2 + 2 e-



Les électrons sont consommés par la réduction des ions Cu2+

générateur

iie-e-

e-

Oxydation

2 Br- = Br2 + 2 e-



Réduction

Cu2+ + 2 e- = Cu



Les électrons sont consommés par la réduction des ions Cu2+

générateur

iie-e-

e-

Oxydation

2 Br- = Br2 + 2 e-



Réduction

Cu2+ + 2 e- = Cu



Cela permet de définir la nature des électrodes

générateur

iie-e-

e-

Oxydation

2 Br- = Br2 + 2 e-



Réduction

Cu2+ + 2 e- = Cu

ANODECATHODE

L’ANODE est l’électrode sur laquelle se produit l’OXYDATION.

La CATHODE est l’électrode sur laquelle se produit la REDUCTION.

Réduction à la cathode Cu2+ + 2 e- = Cu

Oxydation à l’anode 2 Br- = Br2 + 2 e-

L’équation est celle du fonctionnement forcé :

Équation 2 Br- + Cu2+ = Br2 + Cu

Formation de Br2

Formation de Cu


Généralisation. Lorsqu'un générateur de tension continue impose dans un système chimique un courant de sens inverse

à celui qui est observé lorsque le système évolue spontanément (pile), il peut imposer à ce système d'évoluer dans le sens inverse de son sens d'évolution spontanée Cette

transformation forcée est appelée électrolyse.L'electrode à laquelle se produit une oxydation est appelée anode L'électrode à laquelle se produit une réduction est

appelée cathode .

L'électrolyse est une transformation forcée qui n'a lieu que si un générateur électrique fournit une énergie suffisante pour que puissent se produire simultanément une oxydation à l'anode et une réduction à la cathode.

Trois réactions peuvent se produire à l'anode :- l'oxydation des anions contenus dans la solution : A m+ = A + m e-- l'oxydation des molécule d'eau : 2 H2O=O2 + 4 H+ (aq) + 4 e-- l'oxydation du matériau constituant l'électrode : M=M n+ + n e-

Deux réactions peuvent se produire à la cathode :- la réduction des cations contenus dans la solution : C p+ + p e- =C- la réduction des molécules d'eau : 2 H2O + 2 e- = H2 + 2 HO-

La connaissance de la nature des espèces formées permet de déterminer l'équation de la réaction globale d'électrolyse.Les quantités de matière formées aux électrodes sont proportionnelles à la quantité d'électricité qui a traversé le circuit

3.2. Électrolyse d'une solution de chlorure de sodium.

3.2.1. Montage et observations.

3.2.2. Interprétation.

Inventaire des espèces chimiques présentes et pouvant intervenir:

les ions sodium (Na+)

les ions chlorure (Cl-)

Le solvant (H2O)

le carbone (C) des électrodes ne jouent pas de rôle ici, les électrodes sont dites inertes.

Ecrire les couples Ox/Red

H2O / H2

Na+ / Na

O2 / H2O.

Cl2 / Cl-

Comparer avec les résultats de l’expérience

La décoloration de l'indigo au voisinage de l'anode indique qu'il y a apparition de dichlore:

2Cl- = Cl2 + 2e-

La coloration de la phénolphtaléine au voisinage de la cathode indique qu'il y a apparition d'ions hydroxyde HO-.

2H2O + 2e- = H2 + 2HO-

BILAN : 2H2O + 2Cl- = Cl2 + H2 + 2HO-

IV. Réactions spontanées et réactions forcées dans le monde vivant.

La respiration.C'est un processus biologique dont le déroulement complexe passe par la dégradation d'un nutriment organique. Il apparaît une succession de réactions d'oxydoréduction mettant en jeu le dioxygène. Elle a, entre autres, pour effet de synthétiser la molécule d'ATP, réservoir d'énergie des cellules. Par exemple:C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O

C'est une réaction spontanée dans le sens direct.

La synthèse chlorophyllienne.Il s'agit de la synthèse de matière organique avec l'aide de la lumière par les végétaux dits"chlorophylliens".6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + 6O2

Il s'agit de la réaction inverse de la précédente (respiration). C'est donc nécessairement une réaction forcée. L'énergie nécessaire est apportée par la lumière.

T. DULAURANS

L ’accumulateur au plomb

L'accumulateur au plomb

Électrodeen plomb

Solution concentrée d’acidesulfurique : 2 H+ ; SO4

2-

Deux électrodes en plomb sont dans une solution d’acide sulfurique

Électrodeen plomb


Électrodeen plomb


2-

L’une des électrodes est recouverte d’oxyde de plomb PbO2

Électrodeen plomb

recouverte d’oxyde de plomb


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


Des connecteurs permettent de relier les électrodesà un circuit électrique


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


Le fonctionnement met en jeu deux couples rédox

PbO2/Pb2+ Pb2+ /Pb

L'accumulateur au plombCet accumulateur peut fonctionner de deux façons :

Pile

spontanée

générateur

décharge

Électrolyse

forcée

récepteur

charge

transformation

type de dipôle

fonctionnement


Pile

spontanée

générateur

décharge

Électrolyse

forcée

récepteur

charge

transformation

type de dipôle

fonctionnement


Pile

spontanée

générateur

décharge

Électrolyse

forcée

récepteur

charge

transformation

type de dipôle

fonctionnement


Pile

spontanée

générateur

décharge

Électrolyse

forcée

récepteur

charge

transformation

type de dipôle

fonctionnement


Lors de la décharge, l’accumulateur se comporte comme une pile.

Étude de la décharge

Décharge de l'accumulateur au plomb

Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


On relie les bornes par un circuit électrique

mA COM

AR


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


L’ampèremètre mesure une intensité positive

mA COM

ARi

ii


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


Cela permet de définir les polarités des bornes

mA COM

ARi

ii


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


Dans le circuit électrique, le courant est du à la circulation des électrons

mA COM

ARi

iie-

e-

Décharge de l'accumulateur au plombLes électrons sont libérés par l’oxydation du plomb

mA COM

ARi

iie-

e-

OxydationPb = Pb2+ + 2 e-

2e-

Pb2+ Pb

Décharge de l'accumulateur au plombCela consomme le plomb de l’électrode

mA COM

ARi

iie-

e-


2e-

Pb2+ Pb

Décharge de l'accumulateur au plombCela consomme le plomb de l’électrode

mA COM

ARi

iie-

e-


2e-

Pb2+ Pb

Décharge de l'accumulateur au plombLes électrons sont consommés par la réduction de l’oxyde de plomb

mA COM

ARi

iie-

e-

RéductionPbO2 + 4 H+ + 2 e- = Pb2+ + 2 H2O

2e-

Pb2+

PbO2


2e-

Pb2+ Pb

Décharge de l'accumulateur au plombCela consomme l’oxyde de plomb qui recouvre l’électrode

mA COM

ARi

iie-

e-



2e-

Pb2+

PbO2

2e-

Pb2+ Pb

Décharge de l'accumulateur au plombCela consomme l’oxyde de plomb qui recouvre l’électrode

mA COM

ARi

iie-

e-



2e-

Pb2+

PbO2

2e-

Pb2+ Pb

Décharge de l'accumulateur au plombCela permet de définir la nature des électrodes

mA COM

ARi

iie-

e-



CATHODE ANODE2e-

Pb2+

PbO2

2e-

Pb2+ Pb



Oxydation à l’anode Pb = Pb2+ + 2 e-

L’équation est celle du fonctionnement spontané :

Équation PbO2 + Pb + 4 H+ = 2 Pb2+ + 2 H2O


Réduction à la cathode PbO2 + 4 H+ + 2 e- = Pb2+ + 2 H2O

borne -

borne +

La décharge de l’accumulateur au plomb consomme les solides des

électrodes et des ions H+ de l’électrolyte (le pH augmente).


Lors de la charge, il se produit une électrolyse.

Il faut utiliser un générateur pour «charger» l’accumulateur.

Étude de la charge

Charge de l'accumulateur au plomb

Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


On relie les bornes par un circuit électrique contenant un générateur

générateur

La borne + du générateur est reliée à l’électrode d’oxyde de plomb


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


Le générateur impose le sens du courant

générateuri i


Électrodeen plomb


2-

Électrodeen plomb


générateur

Dans le circuit électrique, le courant est du à la circulation des électrons

e-e-i i


générateur

Les électrons sont consommés par la réduction des ions plomb II

e-e-i i

RéductionPb2+ + 2 e- = Pb

2e-

Pb2+ Pb


générateur

Cela forme du plomb solide qui se dépose sur l’électrode

e-e-i i


2e-

Pb2+ Pb


générateur

Cela forme du plomb solide qui se dépose sur l’électrode

e-e-i i


2e-

Pb2+ Pb


générateure-e-

i i


OxydationPb2+ + 2 H2O = PbO2 + 4 H+ + 2 e-

2e-

Pb2+

PbO2

Les électrons sont libérés par l’oxydation des ions plomb II

2e-

Pb2+ Pb


générateure-e-

i i



Cela forme de l’oxyde de plomb qui se dépose sur l’électrode

2e-

Pb2+

PbO2

2e-

Pb2+ Pb


générateure-e-

i i



Cela forme de l’oxyde de plomb qui se dépose sur l’électrode

2e-

Pb2+

PbO2

2e-

Pb2+ Pb


générateure-e-

i i



Cela permet de définir la nature des électrodes

CATHODEANODE2e-

Pb2+

PbO2

2e-

Pb2+ Pb



Oxydation à l’anode Pb2+ + 2 H2O = PbO2 + 4 H+ + 2 e-

L’équation est celle du fonctionnement forcé :

Équation 2 Pb2+ + 2 H2O = PbO2 + Pb + 4 H+


Réduction à la cathode Pb2+ + 2 e- = Pb

La charge de l’accumulateur au plomb forme les solides des

électrodes et des ions H+ de l’électrolyte (le pH diminue).


Décharge

spontanée

pile

anode- de la pile

cathode + de la pile

Charge

forcée

récepteur

cathodereliée au - du générateur

anode reliée au + du générateur

transformation

type de dipôle

électrode de Pb

électrode de PbO2


Décharge

spontanée

générateur

anode- de la pile


Charge

forcée

récepteur



transformation

type de dipôle

électrode de Pb

électrode de PbO2


Décharge

spontanée

générateur

anode- de la pile


Charge

forcée

récepteur



transformation

type de dipôle

électrode de Pb

électrode de PbO2


Décharge

spontanée

générateur

anode- de la pile


Charge

forcée

récepteur



transformation

type de dipôle

électrode de Pb

électrode de PbO2

Les accumulateursIl n’y a pas que des accumulateurs au plomb.

Il existe de nombreux autres types d’accumulateurs :- nickel-cadmium (Ni-Cd)- nickel-hydrure métallique (Ni-MH)- lithium-ion (Li-ion)...

L’expression « pile rechargeable » est souvent utilisée à tort pour désigner un accumulateur.

Les batteries comme celle de démarrage des automobiles ou celles des téléphones portables sont constituées de plusieurs accumulateurs associés en série (pour augmenter la f.é.m.) et/ou en parallèle (pour augmenter l’énergie emmagasinée).