Électrolyse de l'eau

Pour "recharger" une pile à combustible, il faut effectuer la transformation chimique non spontanée modélisée par la réaction d'équation : \(\mathrm{2H_2O(\ell)\rightleftarrows2H_2(g)+O_2(g)}\). Pour ce faire, on peut réaliser l'électrolyse de l'eau.

Objectifs : réaliser une électrolyse, identifier les produits formés lors du passage forcé d’un courant dans l'électrolyseur, puis relier la durée de l'électrolyse, l’intensité du courant et les quantités de matière de produits formés.

Conseils pour les ECE

• La réalisation d'une électrolyse et sa modélisation font partie des sujets possibles aux ECE en électrochimie, tout comme la mise en œuvre d'une pile.
  
• Il peut être nécessaire de réaliser des tests d'identification, dont certains sont rappelés dans les prérequis du chapitre "Analyser un système chimique par des méthodes chimiques".

Matériel mis à votre disposition

• Un électrolyseur avec des électrodes en carbone.
• Un litre d'une solution aqueuse de sulfate de sodium à `0,5 " mol"\cdot"L"^{-1}`.
• Des fils électriques.
  
• Un ampèremètre.
• Un thermomètre.
• Un chronomètre.
• Une pissette d'eau distillée.
• Deux éprouvettes graduées en verre de 25 mL.
• Une boîte avec des allumettes longues.
  

Données

• Couples oxydant-réducteur de l'eau : \(\mathrm{H^+(aq)/H_2(g)}\) et \(\mathrm{O_2(g)/H_2O(\ell)}\).
• Volume molaire d'un gaz parfait à 20 °C à pression atmosphérique : `V_\text{m}=24,1" L"\cdot "mol"^{-1}`.
  
• Constante de Faraday : `F=96500" C"\cdot"mol"^{-1}`.

Protocole de l'électrolyse de l'eau

• Remplir le bac de l'électrolyseur jusqu'à la moitié avec la solution de sulfate de sodium.
  
• Retourner au-dessus de chaque électrode une éprouvette graduée de 25 mL remplie de la solution de sulfate de sodium.
  
• Brancher en série un générateur de tension continue de 12 V, l'électrolyseur et un ampèremètre.
• Allumer le générateur et lancer le chronomètre.
  

Le schéma de l'électrolyse de l'eau réalisée est le suivant.

Voici une vidéo de l'électrolyse de l'eau réalisée.

1. Noter les observations réalisées lors du fonctionnement de l'électrolyseur.

2. Sur le schéma de l'électrolyse, indiquer le sens de circulation des électrons et du courant électrique. Légender alors les flèches (1) et (2) du schéma de l'électrolyse.

3. Écrire les deux demi-équations électroniques modélisant ce qui se déroule aux électrodes A et B, en vérifiant qu'elles sont compatibles avec les réponses données aux deux questions précédentes.

4. Prévoir la nature du gaz qui se forme à chaque électrode.

5. Montrer que l'on retrouve bien l'équation de la réaction recherchée.

Au bout d'une durée \(\Delta t=1,0\text{ h}\) et avec un courant électrique moyen \(I=92,5\text{ mA}\), on éteint le générateur.

Photos des deux éprouvettes (celle au-dessus de l'électrode A est à gauche, celle au-dessus de l'électrode B est à droite)

Vidéo d'une expérience réalisée avec l'éprouvette qui était au-dessus de l'électrode A

Vidéo d'une expérience réalisée avec l'éprouvette qui était au-dessus de l'électrode B

6. Montrer que ces résultats expérimentaux sont compatibles avec l'étude théorique précédente, en détaillant le raisonnement.

7. Calculer la charge électrique totale, notée \(Q\), qui a circulé au cours de cette électrolyse.

8. Calculer la quantité de matière en électron, notée \(n_\mathrm{e^-}\), qui a circulé au cours de cette électrolyse.

9. Calculer les quantités de matière en dihydrogène et en dioxygène, notées respectivement \(n_\mathrm{H_2}\) et \(n_\mathrm{O_2}\), synthétisées au cours de cette électrolyse.

10. En déduire le rendement de cette électrolyse. Commenter.