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Introduction :
Il est vrai que les chimistes se sont intéressées dans un premier temps aux réactions spontanées pour en tirer profit. Cependant certaines réactions non spontanées, c’est-à-dire n’ayant pas lieu naturellement, peuvent avoir un grand intérêt pour la recherche ou l’industrie. Bien qu’il en existe de nombreuses, une des réactions non spontanées que les chimistes ont mis au point, présentant un atout majeur, est l’électrolyse.
Ce cours présentera dans une première partie le dispositif et le fonctionnement d’un électrolyseur avant de développer dans une seconde partie des exemples d’utilisation. Pour finalement, traiter dans une dernière partie les dispositifs capables de stocker l’énergie.
Constitution et fonctionnement d’un électrolyseur
Fonctionnement d’une électrolyse
Les piles sont des dispositifs capables te transformer l’énergie chimique, issue d’une réaction spontanée, en énergie électrique. Il existe également des dispositifs capables de transformer de l’énergie électrique en énergie chimique : les électrolyseurs.
Électrolyseur et électrolyse :
Pour cela, un générateur de courant continu fournit des électrons qui forceront la réaction chimique dans le sens voulu. Il est connecté au circuit par deux électrodes plongées dans une électrolyte liquide.
Fonctionnement d’une électrolyse
L’équation bilan d’une pile est une réaction d’oxydoréduction spontanée et les électrons sont fournis par la réaction d’oxydation à l’anode.
L’équation bilan d’un électrolyseur est une réaction d’oxydoréduction non spontanée et les électrons sont fournis par le générateur électrique.
Charge électrique mise en jeu lors d’une électrolyse
Nous savons que le générateur de l’électrolyseur délivre un courant continu d’intensité , ainsi la charge électrique est la charge qui circule dans le circuit électrique pendant une durée : Avec :
L’expression de la charge électrique d’un électrolyseur est semblable à la formule de la charge maximale d’une pile.
Lors d’une électrolyse, la réaction chimique met en jeu électrons circulant dans le circuit, ainsi la charge électrique est proportionnelle au nombre d’électrons échangés aux électrodes soit : Avec le nombre d’électrons égal à .
Alors a pour expression :
Avec :
Exemples de réactions d’électrolyse
L’électrolyse du bromure de cuivre
Un·e chimiste veut récupérer le cuivre solide à partir des ions par la réaction suivante :
Cependant cette réaction a une constante d’équilibre , elle n’est donc ni favorable ni spontanée.
Pour cela, le/la chimiste met au point un protocole d’électrolyse où un générateur est relié à deux électrodes de graphite plongées dans un électrolyte de bromure de cuivre .
Électrolyse du bromure de cuivre
En additionnant la demi-équation d’oxydation qui se produit à l’anode et la demi-équation de réduction qui se produit à la cathode, nous obtenons l’équation bilan suivante :
L’électrolyse du bromure de cuivre est effectuée pendant heures avec une intensité constante fournie par le générateur.
Pour cela, nous devons calculer la quantité d’électricité qui a traversé l’électrolyseur :
Ainsi la quantité de matière d’électrons qui a circulé durant cette électrolyse est :
Donc,
Or selon la demi-équation : , nous pouvons dire que lorsque moles d’électrons sont échangés, il y a moles de cuivre formé soit : . Alors,
Ainsi au cours de l’électrolyse du bromure de cuivre, de cuivre solide ont été formées.
L’électrolyse de l’eau
La décomposition de l’eau est une réaction très intéressante et a plusieurs applications. Elle se fait selon l’équation bilan suivante :
Cette réaction étant une réaction non spontanée, elle n’a lieu que dans un électrolyseur et met en jeu les deux couples redox suivants : et .
(1)
(2)
Pour additionner deux demi-équations redox et en déduire l’équation bilan, le nombre d’électrons échangés doit être le même. Ainsi la demi-équation d’oxydation est multipliée par et ajoutée à la demi-équation (2).
L’électrolyse de l’eau est par exemple employée comme source d’oxygène dans les sous-marins. Ils utilisent l’eau de mer et une fois cette eau distillée, une partie va permettre d’obtenir de l’eau potable par ajouts de minéraux et une autre partie va être utilisée dans une électrolyse, afin de produire de l’oxygène suivant la réaction ci-dessus
Stockage et conversion de l’énergie chimique
Le bon fonctionnent de notre société et de nos équipements est basé sur l’énergie électrique.
Cependant, les ressources renouvelables présentent une limite importante : elles ne sont disponibles que lorsque certaines conditions sont réunies, ce qui peut nous limiter dans leur utilisation.
Par exemple, l’énergie solaire peut être transformée en énergie électrique par les cellules photovoltaïques, mais le rayonnement solaire n’est pas homogène à la surface de la Terre et son intensité varie en fonction des saisons et des conditions météorologiques.
Il en est de même pour le fonctionnent des éoliennes qui nécessitent beaucoup de vent. Mais le vent n’est pas un phénomène permanent et dépend de nombreux paramètres sur lesquels nous n’avons aucun contrôle.
Pour pouvoir suivre la révolution qui s’opère dans le monde des énergies renouvelables, on doit aussi mettre en place un moyen de stocker cette énergie lorsqu’elle est disponible, afin de pouvoir la réutiliser au besoin, même au moment où les conditions ne sont plus réunies.
Les piles sont des dispositifs capables de transformer une énergie chimique obtenue suite à une réaction spontanée en énergie électrique.
Il est possible d’additionner le fonctionnement d’une pile comme générateur électrique, délivrant de l’énergie électrique, et celui d’un électrolyseur comme récepteur d’énergie électrique, stockant de l’énergie électrique en énergie chimique, dans un seul dispositif.
Accumulateur :
Un accumulateur est un système de stockage de l’énergie électrique.
Il fonctionne comme un générateur d’énergie chimique quand sa réaction se fait dans le sens spontané, et fonctionne comme un récepteur d’énergie électrique quand sa réaction se fait dans le sens opposé, c’est-à-dire non spontané.
Le mode de fonctionnement d’un accumulateur se base sur deux phases, pour les développer nous allons prendre l’exemple de l’accumulateur au plomb.
Accumulateur au plomb
Un exemple naturel d’accumulateur est les feuilles des plantes. En effet, les feuilles sont capables d’effectuer deux réactions d’oxydoréduction inverses, une spontanée et une non spontanée selon leur environnement.
Conclusion :
L’électrolyse est une réaction d’oxydoréduction non spontanée forcée par apport d’énergie électrique. Grâce à ce principe, nous pouvons contrôler et produire des réactions qui ne se produirait pas naturellement, et ceci, même à grande échelle.
Étant donné que l’énergie électrique est une ressource importante au bon fonctionnement de notre société, des dispositifs se basant sur l’électrolyse et la pile électrochimique ont été mis en place pour la stocker et sont développés continuellement. D’autant plus que nos appareils et nos besoins en énergie électrique ne cessent de croitre.