Exploiter une électrolyse

On étudie la réaction entre :

• le cuivre Cu, solide de couleur rougeâtre ;
• le dibrome Br₂, solution de couleur orangée.

Pour cela, on plonge une plaque de cuivre Cu dans une solution contenant du dibrome Br₂.

Après quelques heures, on remarque que la solution se colore en bleu et que la plaque de cuivre a été rongée.

Il s’est passé une réaction d’oxydoréduction entre le cuivre Cu et le dibrome Br₂.

• Le cuivre Cu appartient au couple Cu²⁺ / Cu. Il subit une oxydation selon l’équation Cu (s) → Cu²⁺ (aq) + 2 e^–.
• Le dibrome Br₂ appartient au couple Br^– / Br₂. Il subit une réduction selon l’équation Br₂ (aq) + 2 e^– → 2 Br^– (aq).

L’équation de la réaction d’oxydoréduction s’écrit :

Cu (s) + Br₂ = Cu²⁺ (aq) + 2 Br^– (aq)

Cette équation permet d’expliquer :

• l’apparition de la couleur bleue due à la formation des ions Cu²⁺ ;
• la diminution du métal cuivre Cu due à sa consommation ;
• la consommation du dibrome Br₂ qui explique la disparition de la couleur orangée.

Lors de la mise en contact des deux réactifs Cu et Br₂, la réaction évolue spontanément, sans apport d’énergie.

On étudie cette fois-ci la réaction inverse de la réaction précédente, c’est-à-dire, la réaction entre :

• les ions cuivre Cu²⁺, bleus en solution ;
• les ions brome Br^–, incolores en solution.

On mélange pour cela une solution contenant des ions cuivre Cu²⁺ avec une solution contenant des ions bromure Br^– dans un tube en U.
On plonge deux électrodes de graphite (elles sont inertes chimiquement donc elles ne vont pas réagir avec les réactifs) dans la solution, qu’on relie à un ampèremètre.

Schéma de l’expérience

On ne remarque aucune évolution de la réaction :

• Il n’y a pas de changement de couleur de la solution ;
• Il n’y a pas de formation de solide sur les électrodes ;
• L’ampèremètre affiche une valeur nulle.

S’il n’y a pas de courant qui circule dans le circuit, cela veut dire qu’il n’y a pas de déplacements d’électrons dans le circuit et donc pas de réaction d’oxydoréduction. L’absence de changement de couleur confirme cette conclusion.

Lors de la mise en contact des deux réactifs Cu²⁺ et Br^–, la réaction ne se déroule pas.

On va chercher à forcer cette réaction chimique. On relie pour cela le circuit à un générateur pour faire circuler un courant (et donc des électrons).

On remarque après quelques heures :

• la formation d’un solide rougeâtre sur l’électrode reliée à la borne négative du générateur ;
• l’apparition d’une coloration orangée de la solution sur l’électrode reliée à la borne positive du générateur ;
• une valeur non nulle affichée par l’ampèremètre.

Il s’est passé une réaction d’oxydoréduction entre les ions cuivre Cu²⁺ et les ions brome Br^–.

• Les ions cuivre Cu²⁺ appartient au couple Cu²⁺ / Cu.
  Ils subissent une réduction selon l’équation
  Cu²⁺ (aq) + 2 e^– → Cu (s).
• Les ions brome Br^– appartient au couple Br^– / Br₂.
  Ils subissent une oxydation selon l’équation
  2 Br^– (aq) → Br₂ (aq) + 2 e^–.

L’équation de la réaction d’oxydoréduction s’écrit :

Cu²⁺ (aq) + 2 Br^– (aq) = Cu (s) + Br₂ (aq)

Cette équation permet d’expliquer :

• l’apparition du solide rougeâtre due à la formation du métal Cu ;
• l’apparition de la couleur orangée due au dibrome Br₂.

La réaction d’oxydoréduction a pu se réaliser grâce au passage du courant I dans le circuit. Le passage du courant va imposer le sens de transfert des électrons d’une électrode à l’autre et donc la consommation des électrons sur une électrode (réduction) et la libération d’électrons sur l’autre (oxydation).

Lors de la mise en contact des deux réactifs Cu²⁺ et Br^–, la réaction a pu se réaliser grâce au courant qui circule dans le circuit. La réaction a été forcée : c’est l’électrolyse.

Un électrolyseur est composé de deux électrodes qui sont plongées dans une solution appelée électrolyte, et d’un générateur de courant continu qui impose le sens de circulation des électrons.

Schéma d’un électrolyseur

Lors de la mise en route du générateur, les électrons vont circuler de la borne négative vers la borne positive du générateur (sens inverse du courant) selon le procédé suivant.

Les cations sont attirés par cette électrode.

Les anions sont attirés par cette électrode.

Il est possible de relier l’intensité I qui traverse le circuit et la quantité de matière d’électrons n(e^–) qui circulent dans le circuit pendant une durée Δt.

On peut ensuite avoir accès à la quantité de matière de produit qui a été formé en s’aidant des réactions qui ont lieu aux bornes des électrodes.

En effet, l’intensité du courant I correspond à une quantité de charge Q par unité de temps (et donc à un débit d’électrons).

avec : I l'intensité du courant, en ampère (A) Q la valeur absolue de la charge, en coulomb (C) Δt la durée, en seconde (s)

La valeur absolue de la charge Q d’un électron vaut |–e| = 1,6 × 10^–19 C.

Si pendant une durée Δt, il y a N électrons qui circulent dans le circuit, alors la charge totale est donnée par la formule suivante.

On obtient finalement la relation entre l'intensité du courant I et la quantité de matière des électrons qui circulent dans le circuit en reliant les deux formules.

On reprend l’exemple de l’électrolyse vue précédemment.
L’équation de la réaction trouvée est :

Cu²⁺ (aq) + 2 Br^– (aq) = Cu (s) + Br₂ (aq)

On cherche à calculer la quantité de matière de cuivre Cu qui s’est formée au bout de 15 minutes, sachant que l’ampèremètre a affiché une valeur de 65 mA.

Donnée : F = 9,65 × 10⁴ C·mol^–1.

1. On calcule la quantité de matière d’électrons qui a circulé dans le circuit.
   • On utilise pour cela la formule soit .
   • On convertit les données dans la bonne unité :
     I = 65 mA = 6,5 × 10^–2 A
     t = 15 min = 15 × 60 s = 900 s.
   • Application numérique :
     n(e^–) = 
     n(e^–) = 6,1 × 10^–4 mol
2. On utilise ensuite la demi-équation d’oxydoréduction qui a lieu à l’électrode où il y a eu formation de cuivre Cu pour relier la quantité de matière en cuivre Cu et en électrons.
   • La demi-équation est : Cu²⁺ (aq) + 2 e^– = Cu (s).
     On a donc :  = n(Cu).
   • Application numérique:
     n(Cu) = 
     n(Cu) = 3,1 × 10^–4 mol