Term STL SPCL Lycée Ste Anne- Verdun

Transcription

1 Chimie et développement durable CHAPITRE I. Des synthèses forcées L ELECTROLYSE Objectifs : Électrolyse, électrosynthèse, photosynthèse. - Réaliser expérimentalement et interpréter quelques électrolyses, dont celle de l'eau. - Identifier expérimentalement ou à partir du schéma du circuit électrique la cathode et l'anode d'un électrolyseur. - Prévoir les réactions possibles aux électrodes, les couples mis en jeu étant donnés. - Identifier et/ou caractériser expérimentalement les espèces chimiques formées aux électrodes. - Écrire les équations des réactions aux électrodes connaissant les produits formés. Transformation forcée : apport d'énergie et évolution hors équilibre du système. - Distinguer le caractère forcé des électrolyses et des photosynthèses, du caractère spontané d'autres transformations, en comparant l'évolution du quotient de réaction par rapport à la constante d'équilibre. - Repérer la source d'énergie mise en œuvre dans une transformation forcée. Bilan de matière lors d'une électrolyse. Applications courantes des électrolyses à la synthèse. - Prévoir les quantités de produits formés dans des cas simples et confronter les prévisions du modèle aux mesures. - Déterminer le rendement d'une électrosynthèse. - Citer quelques applications courantes des électrolyses : synthèse de métaux, de produits minéraux et organiques, stockage d'énergie, analyse et traitement de polluants. - Analyser différentes voies de synthèses et montrer que l'électrolyse peut permettre de respecter quelques principes de la chimie verte (matières premières renouvelables, non-consommation de ressources fossiles, absence de sous-produits carbonés). I. Les piles : 1. Constitution : Inventée en 1800 par Volta (premier appareil produisant courant continu) couples oxydant/réducteur M 1 n+ /M 1 et M 2 p+ /M 2.

2 2. Fonctionnement d une pile : 1) Les électrons sortent de l'électrode constituant le pôle négatif de la pile. Cette demi-pile est le siège d'une oxydation. 2) Les électrons entrent par l'électrode constituant le pôle positif de la pile. Cette demi-pile est le siège d'une réduction. 3) Les électrons se déplacent dans les électrodes et les conducteurs qui les relient. Le sens conventionnel du courant i est du pôle + au pôle - de la pile (sens inverse de celui des électrons). 4) A l'intérieur de la pile (solutions et pont salin), les cations se déplacent dans le sens du courant et les anions dans le sens inverse. 5) La concentration des ions présents dans le compartiment du pôle + diminue et inversement pour ceux présents dans le compartiment du pôle -. 6) Lorsque le quotient de réaction Qr est égal à la constante d'équilibre k de la réaction, l'équilibre est atteint, la pile ne débite plus de courant. Si Qr = k alors I = 0 3. Grandeurs caractéristiques : Générateur électrochimique = convertisseur d énergie Une pile est un générateur qui transforme de l énergie chimique fournie par une réaction d oxydoréduction spontanée en énergie électrique. Caractéristique intensité tension de la pile : Pile= générateur Equation U = E ri Avec U tension aux bornes de la pile, E force électromotrice de la pile (différence de potentiel entre les 2 compartiments de la pile qd elle ne débite pas) et r résistance interne de la pile. En effet, lorsque les espèces chimiques participant à une réaction d oxydoréduction sont séparées, il est possible de réaliser un transfert d électrons spontané et indirect du réducteur vers l oxydant, par l intermédiaire d un conducteur métallique. On * l équation par I : UI = EI ri 2 donc EI = UI + ri 2 cad P ch = P E + P J En multipliant l équation par (durée écoulée, en seconde), on a :, et le bilan énergétique est donc : avec l énergie chimique transformée (énergie apportée), l énergie électrique générée par la pile (énergie utile), et Joule, c'est-à-dire l énergie perdue. l énergie thermique dissipée par effet Le rendement de la pile vaut alors.

3 Quantité d électricité fournie par la pile : La quantité d'électricité que peut débiter une pile est égale au nombre d'électrons fournis multiplié par la valeur absolue de la charge d'un électron (e). Q = N.e = n.na.e = n.f Avec : Le faraday (F) est : F = C.mol -1 Nombre d'avogadro Na = 6, mol -1 n: nombre de mole d'électrons. Une pile débitant un courant d'intensité I pendant une durée Dt fournit une quantité d'électricité Q: Q = I.Δt la capacité Q(max) d'une pile est la quantité maximale d'électricité qu'elle peut fournir. II Electrolyse : Transformations forcées : Une transformation chimique est dite «forcée» si elle a lieu dans le sens opposé au sens dans lequel elle se produit spontanément. Cela nécessite forcément un apport d énergie au système chimique. Évolution du quotient de réaction : Lors d une transformation forcée, le quotient de réaction s éloigne de la valeur de la constante d équilibre K : suite à une transformation forcée, le système chimique s est alors éloigné de son état d équilibre. L électrolyse : Une réaction d oxydoréduction peut être forcée si le système chimique est traversé par un courant électrique imposé par un Il se produit alors un transfert forcé d électrons entre un réducteur et un oxydant. Une telle réaction est appelée une électrolyse. Une électrolyse est une réaction chimique d oxydoréduction qui se produit dans le sens inverse de son sens spontané. C est une transformation forcée par un courant électrique imposé par un 1. Définition : Soit un système chimique pouvant évoluer spontanément dans le sens direct de la réaction d'oxydoréduction suivante: Ox1 + red2 = red1+ Ox2 avec les 2 couples Ox1/red1, Ox2/red2 Pour faire évoluer le système dans le sens inverse, il faut lui fournir un courant électrique délivré par un Celui-ci doit envoyer un courant i dans le sens inverse de celui fourni lorsque le système évolue spontanément. Cette transformation forcée est appelée une électrolyse. Elle se déroule dans un électrolyseur. L'électrode où se produit l'oxydation est appelée anode (qui attire les anions) celle où se produit la réduction est appelée cathode (qui attire les cations). Une pile est un générateur, alors qu un électrolyseur est un récepteur électrique alimenté par un Ainsi lors d une électrolyse, le sens du courant est celui imposé par le Le courant électrique entre dans le système chimique par l électrode reliée à la borne + du Donc le système chimique cède des électrons. Il s y produit donc une oxydation, c est donc une anode. L anode est donc connectée à la borne positive du Le courant électrique sort du système chimique par l électrode reliée à la borne - du Donc le système chimique capte des électrons. Il s y produit donc une réduction, c est donc une cathode. La cathode est donc connectée à la borne négative du

4 exemple : La réaction suivante n a pas lieu spontanément : Zn 2+ (aq) + Fe (s) = Fe 2+ (aq) + Zn (s) K = Pour la forcer on réalise une électrolyse d une solution de sulfate de zinc. Zn 2+ (aq) + Fe (s) = Fe 2+ (aq) + Zn (s) à l anode oxydation du métal fer : Fe (s) = Fe 2+ (aq) + 2eà la cathode réduction des ions zinc : Zn 2+ (aq) + 2e- = Zn (s) équation de fonctionnement de l électrolyse : 2) Sens d'évolution du quotient de réaction Pour une transformation forcée, le quotient de réaction du système chimique Qr s'éloigne de la constante d'équilibre K (c'est l'inverse pour la pile). 3) Méthode pour l'équation chimique d'une électrolyse 1) Ecrire les espèces chimiques présentes en solution. 2) Ecrire les couples oxydant réducteur et entourer les espèces présentes en solution. 3) Déterminer les réactions possibles à l'anode (oxydation) et à la cathode (réduction). 4) Choisir la réaction d'oxydation et de réduction par l'observation ou les tests. 5) En déduire l'équation produite au cours de l'électrolyse. 4) Quantité d'électricité Q fournie à l'électrolyseur Soit un générateur fournissant un courant d'intensité I constant à un électrolyseur, pendant une durée Dt. La quantité d'électricité Q débitée est : Q = I.Δ t = n(e - ).F Avec : Q : quantité d'électricité en coulomb (C) ; I : intensité en ampère (A) ; Dt : durée en seconde (s) ; n(e - ): quantité de matière d'électrons fournis par le générateur en mole (mol) ; F : charge par mole d'électron égale à un Faraday 1 F = C.mol Applications : Malgré son coût énergétique, l électrolyse est largement utilisée dans l industrie chimique, notamment pour préparer et purifier des métaux et non-métaux. L électrolyse d une solution de sulfate de zinc est par exemple utilisée pour obtenir du zinc métallique relativement pur (à 99,5 %). La réaction d électrode intéressante est la réduction cathodique, qui permet de produire du zinc métallique : Zn(aq) + 2 e = Zn(s). D autres applications jouent également un rôle important dans l industrie de l électrolyse. Les procédés de fabrication d'aluminium Al, de dichlore Cl2, de dihydrogène H2 ou d eau oxygénée H2O2 utilisent cette technologie. C'est également le cas pour le raffinage du cuivre métallique Cu. Le cas particulier des accumulateurs, à la base du fonctionnement des piles rechargeables, est un exemple d'application dans la vie quotidienne.

5 Un accumulateur est un générateur électrochimique rechargeable. Il est en effet susceptible d évoluer spontanément en fournissant de l énergie au milieu extérieur et ainsi de jouer le rôle d une pile (décharge). Il peut également être branché à un générateur qui impose un sens de courant inverse du précédent. Le système évolue alors dans le sens contraire de son sens d évolution spontané et subit une électrolyse (charge). L électrolyse trouve aussi sa place dans d autres domaines comme ceux de la protection contre la corrosion ou de la conservation d'anciens objets (en archéologie notamment). L électrosynthèse est parfois utilisée dans l industrie chimique lourde au détriment d une synthèse par voie thermique, les procédés d électrosynthèse étant généralement plus facilement contrôlables et sélectifs. Les principales matières premières produites par électrosynthèse sont : l aluminium (environ 24 Mt/an), le dichlore et la soude (environ 40 Mt/an). On produit également en quantité moindre du difluor, du lithium, du sodium, du magnésium et du dihydrogène. On rangera dans la même catégorie la purification de certains métaux par électroaffinage (notamment le cuivre, le zinc et l aluminium). Il existe en chimie et en biochimie des réactions spontanées et des réactions forcées qui ne relèvent pas d'un processus électrolytique. Par exemple: la respiration et la photosynthèse chlorophyllienne. La respiration : c'est un processus biologique dont le déroulement complexe passe par la dégradation d'un nutriment organique. Il apparaît une succession de réactions d'oxydoréduction mettant en jeu le dioxygène. Elle a, entre autres, pour effet de synthétiser la molécule d'atp, réservoir d'énergie des cellules. Par exemple : La synthèse chlorophyllienne : Il s'agit de la synthèse de matière organique avec l'aide de la lumière par les végétaux dits "chlorophylliens". Il s'agit de la réaction inverse de la précédente (respiration). C'est donc nécessairement une réaction forcée. L'énergie nécessaire est apportée par la lumière.