Livret de Physique-Chimie

Chapitre 17 — L'évolution forcée (électrolyse)Spé Physique-Chimie · Terminale

Introduction

Chapitre 17 — L'évolution forcée (électrolyse)

Chap 17 — L'évolution forcée (électrolyse)

Idéeavec un générateur, on force une réaction dans le sens inverse du spontané = l'électrolyse (batteries, galvanoplastie, aluminium)

Feuille de route

① spontané ou forcé (Q_r vs K) ② électrolyseur (anode, cathode) ③ équations aux électrodes ④ quantité d'électricité Q = I·Δt & Faraday ⑤ stockage & conversion

Idée clé

l'électrolyse impose le sens non spontané en apportant de l'énergie électrique = le contraire d'une pile

I — Forcé

I — Évolution spontanée ou forcée

comparer le quotient initial Q_r,i à K :

Q_r,i < K spontané sens direct (Q_r monte vers K)

Q_r,i > K spontané sens indirect (Q_r descend vers K)

pour aller à l'inverse du spontané il faut un générateur (évolution forcée)

Mémo

spontané : la nature le fait seule (pile) · forcé : pousser avec un générateur (électrolyse)

I — Application 1

App. 1 — Reconnaître spontané ou forcé

App 1 — Reconnaître spontané ou forcé

1) Zn + I₂K = 6×10⁴⁶, [Zn²⁺] = [I⁻] = 0,01, [I₂] = 0,001

Q_r,i = [Zn²⁺][I⁻]²[I₂] = 0,01 × 0,01²0,001 = 1×10⁻³ ≪ K sens direct

2)Q_r,i = 2,0×10³ > K = 5,0 sens indirect (Q_r doit diminuer)

3)pile qui débite spontanée · recharge batterie forcée · électrolyse de l'eau forcée

II — Électrolyseur

II — L'électrolyseur : anode & cathode

convertit l'énergie électrique chimique · 2 électrodes dans un électrolyte + générateur continu

anode = borne + du générateur oxydation (perte d'e⁻)

cathode = borne − réduction (gain d'e⁻)

courant + − dans les fils · cations cathode, anions anode

Mémo « An-Ox / Cat-Réd »

à l'ANode OXydation · à la CAThode RÉDuction · vrai pour pile ET électrolyseur

II — Application 2-3

App. 2-3 — Caractériser & schématiser

App 2-3 — Caractériser & schématiser

1)convertit électrique chimique · énergie apportée par un générateur continu

2)borne + anode (oxydation) · borne − cathode (réduction) · cations cathode, anions anode

3) V / F« l'électrolyse accélère une réaction spontanée » FAUX : elle rend possible une réaction NON spontanée

III — Équations

III — Écrire l'équation d'une électrolyse

① identifier qui s'oxyde (anode) / se réduit (cathode)

② demi-équations (équilibrer éléments puis charges avec les e⁻)

③ combiner en éliminant les e⁻ bilan

ex (iodure de zinc) : cathode Zn²⁺ + 2 e⁻ Zn · anode 2 I⁻ I₂ + 2 e⁻

bilan : Zn²⁺ + 2 I⁻ Zn + I₂ (inverse du spontané)

Mémo

le bilan d'une électrolyse = l'inverse de la réaction spontanée · autant d'e⁻ à chaque électrode

III — Application 4

App. 4 — Équations aux électrodes

App 4 — Équations aux électrodes

cuivrecathode (−) : Cu²⁺ + 2 e⁻ Cu (réduction)

anodisation Al: Al Al₂O₃, la pièce cède des e⁻ oxydation la pièce est l'anode

iodure de zinccathode Zn²⁺ + 2 e⁻ Zn · anode 2 I⁻ I₂ + 2 e⁻

bilan Zn²⁺ + 2 I⁻ Zn + I₂ (inverse du spontané)

IV — Faraday

IV — Quantité d'électricité & Faraday

Q = I · Δt · Q = n(e⁻) · F

Q en C · I en A · Δt en s · F ≈ 96 500 C·mol⁻¹ (charge d'une mole d'e⁻)

relier à la matière (α A + n e⁻ β B) : n(e⁻)n = n_Aα = n_Bβ

démarche : Q = I·Δt n(e⁻) = QF n(produit) m = n·M

⚠ Piège

n(e⁻) dépend du coefficient des e⁻ : ÷2 pour Cu²⁺ / Cu, ÷3 pour Al³⁺ / Al

IV — Exemple

IV — Exemple : dépôt de chrome

Cr³⁺ + 3 e⁻ Cr, Δt = 40 min, I = 4,7 A, M = 52,0 (F = 96 500)

Q	=	I·Δt
	=	4,7 × 2400
	=	11 280 C

n(e⁻)	=	QF
	=	11 28096 500
	=	0,117 mol

n(Cr) = n(e⁻)3 = 0,039 mol m = n·M = 0,039 × 52,0 = ≈ 2,0 g

IV — Application 5-7

App. 5-7 — Q, n(e⁻) et masses

App 5-7 — Q, n(e⁻) et masses

5) Q = I·Δt: (0,200 ; 1200) = 240 C · (2,5 ; 1800) = 4,5×10³ C · (0,540 ; 18 000) = 9,7×10³ C

6) n(e⁻) = Q / F: 200 C = 2,1 mmol · 5,0 kC = 52 mmol · (0,75 × 25) = 0,19 mmol

7) masses: Cu (90 min, 3,1 A) n = 8,7×10⁻² mol · Ag (10 min, 3,0 A) m = 2,0 g · Al (30 min, 0,500 A) m = 8,4×10⁻² g

V — Stockage

V — Stockage & conversion d'énergie chimique

🔋 pile : chimique électrique, réaction non réversible (usage unique)

🔄 accumulateur (batterie) : décharge (chim élec) puis recharge (élec chim par électrolyse) réversible

🌱 photosynthèse : lumineuse chimique (chlorophylle)

Mémo

un accumulateur se recharge = on force l'électrolyse pour reformer les réactifs · la pile ne se recharge pas

V — Application 9

App. 9 — Dispositifs & enjeux

App 9 — Dispositifs & enjeux

1)pile (chim élec) · accumulateur (décharge chim élec, recharge élec chim) · chlorophylle (lumineuse chim)

2)pile = non réversible (usage unique) · accumulateur = réversible (rechargeable par électrolyse)

3) enjeux: ① recyclage des batteries (Li, Co, Ni) · ② stockage des renouvelables intermittentes (H₂ vert)

Récap

Formulaire — tout le chapitre 17

① forcé = sens opposé au spontané (générateur)

② anode = + = oxydation · cathode = − = réduction

③ quantité d'électricité : Q = I·Δt = n(e⁻)·F

④ F = 96 500 C·mol⁻¹ · n(e⁻) = QF

⑤ démarche : Q n(e⁻) n(produit) via demi-équation m = n·M

⚠️ Les pièges à éviter + Grand Oral

⚠ Les pièges à éviter

coefficient des e⁻ : ÷2 pour Cu²⁺ / Cu, ÷3 pour Al³⁺ / Al (ne pas oublier)

Δt en secondes dans Q = I·Δt (convertir minutes / heures)

An-Ox / Cat-Réd : anode = oxydation, cathode = réduction (pile ET électrolyse)

électrolyse ≠ accélération : elle rend possible le sens NON spontané

bilan = inverse de la réaction spontanée

🎤 Grand Oral

batterie lithium-ion ?décharge spontanée / recharge par électrolyse (réversible)

aluminium par électrolyse ?procédé Hall-Héroult (Al₂O₃ fondue)

galvanoplastie (chromage) ?dépôt métallique à la cathode (protège / décore)

hydrogène vert ?électrolyse de l'eau avec électricité renouvelable