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Préparation aux épreuves du Bac
1. Constitution et transformations de la matière
Ch. 1
Modélisation des transformations acide-base
Ch. 2
Analyse physique d'un système chimique
Ch. 3
Méthode de suivi d'un titrage
Ch. 4
Évolution temporelle d'une transformation chimique
Ch. 5
Évolution temporelle d'une transformation nucléaire
BAC
Thème 1
Ch. 6
Évolution spontanée d'un système chimique
Ch. 7
Équilibres acide-base
Ch. 8
Transformations chimiques forcées
Ch. 9
Structure et optimisation en chimie organique
Ch. 10
Stratégies de synthèse
BAC
Thème 1 bis
2. Mouvement et interactions
Ch. 11
Description d'un mouvement
Ch. 12
Mouvement dans un champ uniforme
Ch. 13
Mouvement dans un champ de gravitation
Ch. 14
Modélisation de l'écoulement d'un fluide
BAC
Thème 2
3. Conversions et transferts d'énergie
Ch. 15
Étude d’un système thermodynamique
Ch. 16
Bilans d'énergie thermique
BAC
Thème 3
4. Ondes et signaux
Ch. 17
Propagation des ondes
Ch. 18
Interférences et diffraction
Ch. 19
Lunette astronomique
Ch. 20
Effet photoélectrique et enjeux énergétiques
Ch. 21
Évolutions temporelles dans un circuit capacitif
BAC
Thème 4
Annexes
Ch. 22
Méthode
Chapitre 8
Cours
Transformations chimiques forcées
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1Électrolyse
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APrincipe général
Une réaction d'oxydoréduction spontanée a lieu dans un sens bien déterminé entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple. Le système chimique se rapprochant de son état d'équilibre, cette réaction ne peut pas s'inverser naturellement.
Si un générateur de courant continu est branché correctement, il peut inverser les transformations ayant lieu dans le système, permettant ainsi la conversion d'énergie électrique en énergie chimique. Cette technique est appelée électrolyse.
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Doc. 1Carlisle et Nicholson
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L'électrolyse en courant continu a vu le jour en 1800, grâce aux chimistes britanniques William Nicholson et Sir Anthony Carlisle juste après l'invention de la pile par Alessandro Volta.
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BTransformation chimique forcée
Pour inverser une réaction d'oxydoréduction, il faut que le transfert d'électrons entre les couples change de sens. Cette inversion du sens de la réaction est rendue possible grâce à un générateur.
Exemple :
Pour les couples \text{I}_2(\text{aq})/\text{I}^-(\text{aq}) et \text{Zn}^{2+}(\text{aq})/\text{Zn(s)} :
Sens de la réaction spontanée : \text{Zn(s)} + \text{I}_2(\text{aq}) \rightarrow 2\ \text{I}^-(\text{aq}) + \text{Zn}^{2+}(\text{aq})
Sens de la réaction forcée : 2\ \text{I}^-(\text{aq}) + \text{Zn}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Zn(s)} + \text{I}_2(\text{aq})
Ce qui implique les réactions aux électrodes :
2\ \text{I}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{I}_2(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- (sens de l'oxydation)
\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- \rightarrow \text{Zn(s)} (sens de la réduction)
L'équation de la réaction réalisée lors d'une électrolyse est obtenue par la combinaison des demi-équations de réactions d'oxydation et de réduction faites aux électrodes.
Lors d'une réaction spontanée, la proportion des produits augmente au cours de l'évolution, donc le quotient de réaction Q_\text{r} augmente et tend vers la constante d'équilibre K.
Dans le cas d'une réaction forcée dans le sens inverse, selon ce même quotient Q_\text{r}, la proportion des produits diminue, donc Q_\text{r} diminue et s'éloigne de K.
Lors d'une réaction spontanée, la proportion des produits augmente au cours de l'évolution, donc le quotient de réaction Q_\text{r} augmente et tend vers la constante d'équilibre K.
Dans le cas d'une réaction forcée dans le sens inverse, selon ce même quotient Q_\text{r}, la proportion des produits diminue, donc Q_\text{r} diminue et s'éloigne de K.
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- Une oxydation a lieu à l'anode (les deux mots commencent par une voyelle).
- Une réduction a lieu à la cathode (les deux mots commencent par une consonne).
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Doc. 2Évolution chimique forcée
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CConstitution d'un électrolyseur
Un électrolyseur comporte deux électrodes, un électrolyte ionique et un générateur de courant continu qui impose le sens de circulation des électrons.
L'électrode reliée à la borne positive du générateur capte les électrons libérés à la surface de l'électrode : une oxydation a donc lieu (anode). Pour l'électrode reliée à la borne négative, celle-ci libère les électrons à sa surface : une réduction s'y déroule (cathode).
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Doc. 3Électrolyseur
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2Bilan de matière
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ACharge électrique et intensité du courant
Durant une électrolyse, le système est traversé par une charge électrique Q, exprimée en coulomb (C), égale à :
Q = I \cdot \Delta t
Q : charge électrique (C)
I : intensité délivrée par le générateur (A)
\Delta t : durée de l'électrolyse (s)
I : intensité délivrée par le générateur (A)
\Delta t : durée de l'électrolyse (s)
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Doc. 4Électrolyse de l'eau
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BCharge électrique et quantité d'électrons
La charge électrique Q est aussi égale à :
Q = n_\text{e} \cdot F
Q : charge électrique (C)
n_\text{e} : quantité d'électrons échangés (mol)
F : constante de Faraday égale à F = 96\ 500 C·mol-1
n_\text{e} : quantité d'électrons échangés (mol)
F : constante de Faraday égale à F = 96\ 500 C·mol-1
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Doc. 5Électrolyseur à production de dihydrogène
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CQuantité de matière des produits formés
Ce sont les coefficients stœchiométriques des demi-équations de réaction aux électrodes qui permettent de faire le lien entre la quantité de matière de produit n_\text{produit} et la quantité d'électrons échangés n_\text{e}.
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Constante de Faraday
Constante de Faraday : charge en valeur absolue d'une mole d'électrons. Un électron porte la charge -e et une mole d'électrons est constituée de N_\text{A} électrons, donc :
F = N_\text{A} \cdot e
AN : F = 6{,}022 \times 10^{23} \times 1{,}602 \times 10^{-19}
F \approx 9{,}65 \times 10^4 C·mol-1
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Application
On étudie un électrolyseur constitué d'une cathode en zinc baignant dans une solution contenant des ions \text{Zn}^{2+}(\text{aq}). Établir l'expression de la quantité de \text{Zn(s)}.
Corrigé
À la cathode d'un électrolyseur, il se produit la réduction :
Pour produire 1 mol de \text{Zn(s)}, il faut 2 mol d'électrons. On peut alors écrire :
En combinant les deux expressions donnant la charge électrique Q :
n(\text{Zn})_\text{produit} = \dfrac{I \cdot \Delta t}{2\ F}
\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- \rightarrow \text{Zn(s)}
Pour produire 1 mol de \text{Zn(s)}, il faut 2 mol d'électrons. On peut alors écrire :
n_\text{e} = 2\ n(\text{Zn})_\text{produit}
En combinant les deux expressions donnant la charge électrique Q :
-
I \cdot \Delta t = n_\text{e} \cdot F
n(\text{Zn})_\text{produit} = \dfrac{I \cdot \Delta t}{2\ F}
Les quantités de matière des produits formés peuvent donc être déterminées. La transformation forcée s'arrête dès que l'un des réactifs est totalement consommé ou si le générateur est coupé.
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- Les demi-équations électrochimiques aux électrodes s'écrivent avec un signe « \rightarrow » et représentent de façon symbolique le transfert d'électrons à la surface. Il faut toujours les écrire en plaçant à droite le produit obtenu à chaque électrode par électrolyse.
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Les électrons ne sont pas libérés dans l'électrolyte, les réactions d'échange (oxydation ou réduction) ont lieu à l'interface entre l'électrode (conductrice) et l'électrolyte.
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Découvrez en vidéo le fonctionnement de l'électrolyse et des piles à combustible en cliquant .
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3Stockage et conversion d'énergie
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APiles
Lorsqu'elle débite un courant électrique, une pile, qu'elle soit saline, alcaline ou au lithium, convertit l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction spontanée d'oxydoréduction.
Retrouvez plus d'informations sur les piles en cliquant .
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Doc. 6Composition d'une pile
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BAccumulateurs
Les accumulateurs (souvent appelés piles rechargeables par abus de langage) sont des systèmes électrochimiques rechargeables. Lors de la décharge, une transformation d'oxydoréduction spontanée se produit et, lors de la recharge, la transformation inverse forcée permet de reformer les réactifs.
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Conversion d'énergie dans un accumulateur.
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Application
Comment fonctionne un accumulateur au plomb constituant les batteries de voiture ?
Corrigé
En décharge, la réaction spontanée est :
La lame de plomb pur s'oxyde.
En charge, la réaction forcée est :
Le sulfate de plomb se réduit à la surface de la lame de plomb pur.
\text{PbO}_2(\text{s}) + 4\ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{Pb(s)} + 2\ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq}) \rightarrow 2\ \text{PbSO}_4(\text{s}) + 2\ \text{H}_2\text{O(l)}
La lame de plomb pur s'oxyde.
En charge, la réaction forcée est :
2\ \text{PbSO}_4(\text{s}) + 2\ \text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow \text{PbO}_2(\text{s}) + 4\ \text{H}^+(\text{aq}) + \text{Pb(s)} + 2\ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})
Le sulfate de plomb se réduit à la surface de la lame de plomb pur.
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Doc. 7Schéma d'un accumulateur
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Batterie
Batterie : ensemble constitué de plusieurs accumulateurs en série. Ainsi, les batteries au plomb de voiture 12 V sont composées en général de 6 accumulateurs de 2 V en série.
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Doc. 8Équation de la photosynthèse
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COrganismes chlorophylliens
Certaines réactions d'oxydoréduction sont forcées par un facteur extérieur, différent du courant électrique.
Dans le cas des végétaux chlorophylliens, la photosynthèse est réalisée grâce aux photons de la lumière visible. Ainsi, la plante convertit du dioxyde de carbone \text{CO}_2 en présence d'eau \text{H}_2\text{O} en matière organique qui forme une réserve d'énergie chimique.
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Doc. 9Herbier de posidonie
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Les herbiers de posidonie, comme l'ensemble des végétaux, participent à la fixation du carbone grâce à la photosynthèse.
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Découvrez la photosynthèse en vidéo :
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