Cours : Exemples de Transformations forcées
Exemples de Transformations forcées
1 Qu’est-ce qu’une transformation forcée ?
1.1 Transformation spontanée
Une transformation spontanée est une transformation qui se produit sans aucune intervention extérieure.
On prépare une solution (S), en mélangeant 10 mL de solution de dibrome \(Br_{2(aq)}\) à 10 mmol.L-1, 20 mL de solution de bromure de potassium \((K^+_{(aq)}+Br^-_{(aq)})\) à 1,0 mol.L-1 et 20 mL de solution de sulfate de cuivre (II) \((Cu^{2+}_{(aq)}+SO_4^{2-}{}_{(aq)})\) à 1,0 mol.L-1. On introduit une électrode de graphite dans l’une des branches d’un tube en U, noté A, et des tournures de cuivre compactées dans l’autre. On relie les électrodes à un ampèremètre. On introduit la solution préparée dans le tube en U et on observe que l’ampèremètre indique le passage d’un courant spontané.
L’équation de la réaction qui se produit peut s’écrire :
À 25°C, la constante d’équilibre qui lui est associée vaut : \(K = 1,2\times10^{25}\).
On a :
C’est-à-dire que \(Q_{r,i} < K\) donc le système va évoluer spontanément dans le sens direct de l’équation écrite ci-dessus, c’est-à-dire dans le sens de la formation d’ions cuivre (II) et d’ions bromure.
L’équation de la réaction qui peut se produire est :
La constante d’équilibre dans ce cas sera : \(K’ = \dfrac{1}{K} = 8,3\times10^{-26}\)
La constante d’équilibre est très petite et presque nulle, d’autre part : \(Q_{r,i} = \dfrac{[Br_2]_i}{[Cu^{2+}]_i\cdot[Br^-]_i^2} = 0\) donc le système est en équilibre, donc il ne peut pas évoluer dans le sens de la réaction ci-dessus.
Comment obliger cette réaction à évoluer dans le sens direct ?
Transformation forcée
On remplit un tube en forme de U par une solution aqueuse de bromure de cuivre (II) \((Cu^{2+}_{(aq)}+2Br^-_{(aq)})\), et on le relie à un générateur comme représenté sur la figure. Après une durée, on observe un dépôt de métal de cuivre sur l’électrode reliée au pôle négatif du générateur et l’apparition de dibrome \(Br_{2(aq)}\) auprès de l’électrode reliée au pôle positif du générateur.
Au voisinage de la cathode : \(Cu^{2+}_{(aq)} + 2e^- \rightleftarrows Cu_{(s)}\) : réduction
Au voisinage de l’anode : \(2Br^-_{(aq)} \rightleftarrows Br_{2(aq)} + 2e^-\) : oxydation
Donc le générateur de tension continue a forcé le système chimique à évoluer dans le sens inverse de son sens d’évolution spontanée. Cette transformation forcée est appelée électrolyse.
- ☑ Pour réaliser une transformation forcée, il faut fournir de l’énergie au système chimique par un appareil extérieur qui impose une évolution dans le sens opposé au sens spontané.
- ☑ Lors d’une transformation forcée, le quotient de réaction s’éloigne de la constante d’équilibre.
2 Electrolyse
2.1 Définition
L’électrolyse est une transformation d’oxydoréduction forcée par un générateur de tension continue au cours de laquelle le système évolue dans le sens opposé au sens d’évolution spontanée.
Remarque
- ☜ Les cations sont attirés par la cathode : électrode reliée au pôle négatif du générateur.
- ☜ Les anions sont attirés par l’anode : électrode reliée au pôle positif du générateur.
2.2 Réactions produites au niveau de chaque électrode
Au cours de l’électrolyse :
- ☑ L’électrode reliée au pôle positif du générateur (Anode) est le lieu d’une oxydation.
- ☑ L’électrode reliée au pôle négatif du générateur (Cathode) est le lieu d’une réduction.
- ☜ En général dans l’électrolyse, à partir du sens du courant électrique on identifie l’anode et la cathode ;
- ☜ Ensuite à partir des espèces chimiques qui existent dans la cuve à électrolyse, on écrit toutes les oxydations susceptibles de se produire au voisinage de l’anode et toutes les réductions susceptibles de se produire au voisinage de la cathode (tout en tenant compte de l’eau qui est toujours solvant et des électrodes qui peuvent parfois participer à ces réactions) ;
- ☜ Enfin l’analyse des produits formés permet de connaître les demi-réactions qui se produisent effectivement à chaque électrode.
2.3 Quantité d’électricité mise en jeu lors d’une électrolyse
☜ Lors de l’électrolyse, lorsque le générateur de tension continue débite un courant d’intensité I pendant la durée \(\Delta t\), le système est traversé par la quantité d’électricité Q :
☜ La quantité d’électricité dépend également de la quantité de matière des électrons échangés :
F est la constante de Faraday : \(F = 96500\ \mathrm{C.mol^{-1}}\)
3 Applications
3.1 Électrolyse de la solution de chlorure de sodium
L’électrolyse de la solution de chlorure de sodium permet d’obtenir 95 % de la production mondiale du gaz de dichlore \(Cl_{2(g)}\) et 3 % du gaz de dihydrogène \(H_{2(g)}\).
On réalise l’électrolyse d’une solution aqueuse de chlorure de sodium \((Na^+_{(aq)}+Cl^-_{(aq)})\). On observe un dégagement de gaz dichlore \(Cl_2\) au niveau d’une électrode et un dégagement de gaz dihydrogène \(H_2\) au niveau de l’autre électrode. Lors de l’électrolyse, il y a formation des ions hydroxyde \(HO^-\) rendant le milieu basique.
Les espèces chimiques existant en solution : électrodes de graphite, \(H_2O\), \(Cl^-\), \(Na^+\). Ces espèces appartiennent aux couples : \(H_2O/H_2\) ; \(O_2/H_2O\) ; \(Cl_2/Cl^-\) ; \(Na^+/Na\). Les électrodes de graphite ne réagissent pas.
Données : Constante de Faraday : \(F=96500\ \mathrm{C.mol^{-1}}\). Volume molaire : \(V_m=24\ \mathrm{L.mol^{-1}}\).
L’électrode A est l’anode car elle est reliée au pôle positif du générateur. Et l’électrode B est la cathode car elle est reliée au pôle négatif du générateur.
Les anions \(Cl^-\) et \(HO^-\) se déplacent vers l’électrode A (anode) et les cations \(Na^+\) se déplacent vers l’électrode B (cathode).
Les réactions possibles au niveau de l’anode sont les réactions d’oxydation. Le milieu réactionnel contient les réducteurs \(H_2O\) et \(Cl^-\), donc :
Les réactions possibles au niveau de la cathode sont les réactions de réduction. Le milieu réactionnel contient les oxydants \(H_2O\) et \(Na^+\), donc :
On observe un dégagement des gaz \(Cl_2\) et \(H_2\) et le milieu devient basique, donc les réactions qui se produisent effectivement sont :
Au voisinage de l’anode : \(2Cl^-_{(aq)} \rightleftarrows Cl_{2(g)}+2e^-\)
Au voisinage de la cathode : \(2H_2O_{(l)}+2e^- \rightleftarrows H_{2(g)}+2HO^-_{(aq)}\)
L’équation bilan est donc :
6.1. Calculer la quantité d’électricité Q transférée pendant \(\Delta t\).
6.2. Calculer \(V(Cl_2)\) le volume de gaz dichlore formé pendant \(\Delta t\).
Tableau d’avancement à l’anode :
| Demi-équation : \(2Cl^-_{(aq)} \ \rightleftarrows\ Cl_{2(g)} \ +\ 2e^-\) | ||||
|---|---|---|---|---|
| État | Avancement | \(n(Cl^-)\) | \(n(Cl_2)\) | \(n(e^-)\) |
| Initial | 0 | \(n_i(Cl^-)\) | 0 | 0 |
| Intermédiaire | x | \(n_i(Cl^-)-2x\) | x | 2x |
D’après le T.A : \(n(Cl_2)=x\) et puisque \(n(Cl_2)=\dfrac{V(Cl_2)}{V_m}\) alors \(V(Cl_2)=x\cdot V_m\)
D’autre part : \(Q=I\cdot\Delta t=n(e^-)\cdot F\) et d’après le T.A : \(n(e^-)=2x\) donc : \(I\cdot\Delta t=2x\cdot F\), c’est-à-dire : \(x=\dfrac{I\cdot\Delta t}{2F}\)
Synthèse : piles et électrolyse
Les piles
- ☑ La réaction qui se produit est spontanée.
- ☑ L’énergie chimique se transforme en énergie électrique.
- ☑ La pile n’a pas besoin d’une source extérieure de courant.
- ☑ Le pôle positif est la cathode.
- ☑ Le pôle négatif est l’anode.
L’électrolyse
- ☑ La réaction qui se produit est forcée.
- ☑ L’énergie électrique se transforme en énergie chimique.
- ☑ L’électrolyse nécessite une source extérieure de courant.
- ☑ La cathode est reliée au pôle négatif du générateur.
- ☑ L’anode est reliée au pôle positif du générateur.
- ☑ L’oxydation se produit au niveau de l’anode.
- ☑ La réduction se produit au niveau de la cathode.