Vidéo de la leçon: Électrolyse de solutions salines Chimie

Transcription de la vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre comment prédire les produits de l’électrolyse de solutions salines aqueuses en utilisant la série de réactivité. Cette vidéo traite de l’électrolyse de solutions salines. Mais que signifie ce terme ? « Électro » se réfère à l’électricité et « lyse » se réfère à une séparation. Mais qu’est-ce qu’on sépare ? Un sel est une autre façon de désigner un composé ionique. On sépare donc les ions positifs et les ions négatifs du composé. Une solution saline signifie que ces ions sont dissous dans l’eau. Une solution dans laquelle un composé ionique est dissous dans l’eau est parfois appelée solution aqueuse. Elle diffère de la version liquide du composé ionique, qui ne contient pas de molécules d’eau mais uniquement du sel fondu liquide. L’électrolyse de solutions salines est donc la séparation électrique d’ions dissous dans l’eau. Regardons cela de plus près.

On démarre avec une solution saline, par exemple du bromure de potassium dissous dans de l’eau. Les ions potassium et bromure se promènent librement dans l’eau. Pour plus de simplicité visuelle, effaçons les molécules d’eau, en gardant à l’esprit que ces ions sont bel et bien dissous dans l’eau. L’ion de charge positive s’appelle le cation. L’ion de charge négative s’appelle l’anion. Ces deux types d’ions seront séparés à l’aide d’électricité. L’électricité pour l’électrolyse provient en général d’une batterie. La batterie est reliée par des fils à deux électrodes plongées dans la solution.

Les électrodes sont généralement constituées d’une substance inerte et stable comme le platine ou le carbone. L’électrode non réactive peut faire passer les électrons de la solution dans le fil sans participer elle-même à la réaction. En mettant le circuit sous tension, la charge de chaque côté de la batterie s’étend à l’électrode qui y est connectée. Les ions sont alors attirés par l’électrode de charge opposée. En fait, les noms des électrodes correspondent aux noms des ions. Les cations positifs sont attirés par la cathode négative. Et les anions négatifs sont attirés par l’anode positive. Étant donné qu’une solution saline est composée d’ions positifs et négatifs, ce processus se déroulera quasiment de la même manière, quels que soient les ions présents.

Nous avons ici l’exemple d’une solution de bromure de potassium. Mais nous pourrions séparer les ions cuivre et chlorure d’une solution de chlorure de cuivre (II) de la même manière. Cependant, l’électrolyse ne consiste pas uniquement à séparer physiquement deux types d’ions. Des réactions se déroulent aussi à la surface de chaque électrode, et de nouvelles substances sont produites. Et pour comprendre ces réactions, nous devons comprendre comment les électrons traversent le circuit. Les anions de charge négative, avec leurs électrons supplémentaires, sont attirés vers l’anode. À l’anode, les anions donnent leurs électrons supplémentaires. L’anode récupère ces électrons et les fait passer à travers le fil le long du circuit.

L’électricité est le flux de particules chargées, et pendant l’électrolyse, les électrons circulent de l’anode vers la cathode. Avant de voir ce qui arrive aux électrons à la cathode, regardons ce qui se passe d’autre à l’anode. En abandonnant leurs électrons, les anions cessent d’être des ions et ils peuvent former une nouvelle substance. Dans ce cas, deux ions chlorure qui abandonnent leurs électrons peuvent se lier pour former du chlore gazeux. La demi-réaction pour ce processus est : deux ions chlorure produisent du chlore gazeux et deux électrons. La formation de bulles à la surface de l’électrode nous indique la présence du chlore gazeux. Ainsi, quand les ions chlorure abandonnent leurs électrons pour former du chlore gazeux, ces électrons traversent le fil vers la cathode.

Que se passe-t-il au niveau de la cathode ? Dans cet exemple, les cations de cuivre se rassemblent à la cathode. Les électrons qui arrivent dans l’électrode sont ensuite transférés aux cations en solution. Deux électrons annulent la charge deux plus d’un ion cuivre, ce qui donne un atome neutre de cuivre qui se dépose sous forme solide. La demi-réaction pour ce processus est : un ion Cu2+ plus deux électrons forment un atome de cuivre. Dans de telles réactions, où un ion métallique accepte des électrons pour former un métal solide, on peut voir le métal à la surface de l’électrode. Dans cet exemple, une fine couche brune apparaît sur la partie immergée de l’électrode. La couleur du dépôt dépendra du métal en question. Voici globalement l’électrolyse d’une solution saline.

Nous avons séparé les ions positifs et négatifs, et en faisant passer des électrons à travers le circuit, nous avons obtenu de nouvelles substances à chaque électrode. Lors de l’étude de l’électrolyse du chlorure de cuivre (II), nous avons pu remarquer que nous avons écrit des équations chimiques légèrement différentes de celles auxquelles nous sommes habitués. De telles équations chimiques sont appelées demi-réactions. Une demi-réaction indique la formation d’un produit ainsi que les électrons impliqués dans cette formation. Il y a deux types de demi-réactions. Il y a des demi-réactions dans lesquelles un atome ou un ion gagne des électrons, et des demi-réactions dans lesquelles un atome, un ion ou, dans ce cas, une paire d’ions, perd des électrons.

Ces types de demi-réactions ont aussi des noms. Une demi-réaction où un atome ou un ion gagne des électrons correspond à une réduction. Dans ce cas, l’ion cuivre est réduit quand il gagne deux électrons pour former du cuivre solide. Quand un atome ou un ion perd des électrons, on appelle cela une oxydation. Dans ce cas, les ions chlorure sont oxydés lorsqu’ils libèrent des électrons pour former du chlore gazeux. En fait, on peut combiner ces deux demi-réactions quand on parle d’une réaction d’oxydo-réduction complète. Nous pourrions écrire la réaction d’oxydo-réduction complète dans laquelle le chlorure de cuivre (II) se décompose pour former du cuivre solide et du chlore gazeux. Cependant, les demi-réactions nous donnent des informations utiles sur ce qui arrive aux électrons durant ce processus.

Concernant les termes oxydation et réduction, nous pouvons nous aider d’un moyen mnémotechnique. Lors d’une Oxydation, qui commence par O, l’espèce Offre des électrons. Lors d’une Réduction, qui commence par R, l’espèce Reçoit des électrons. Si l’oxydation et la réduction ont lieu lors de l’électrolyse, la réduction se produit à la cathode. Et simultanément, l’oxydation se produit à l’anode. Les anions de charge négative sont attirés vers l’anode où ils abandonnent leurs électrons supplémentaires.

Inversement, les cations de charge positive sont attirés vers la cathode où ils acceptent des électrons. Pour cette électrolyse particulière, l’électrolyse du chlorure de cuivre (II), les produits sont du cuivre solide et du chlore gazeux. Cependant, lors de l’électrolyse de différentes substances, différents produits peuvent apparaître. Regardons d’autres demi-réactions possibles à chaque électrode, afin de prédire les produits de l’électrolyse.

Un des objectifs de cette vidéo est de pouvoir prédire les produits de l’électrolyse d’une solution saline donnée. Dans notre exemple, l’électrolyse du chlorure de cuivre (II) produit du cuivre solide à la cathode et du chlore gazeux à l’anode. D’après ce résultat initial, il serait tentant de penser que les produits à la cathode et à l’anode seraient respectivement la forme élémentaire du cation et de l’anion. Mais ce n’est pas toujours le cas. Si on fait l’électrolyse d’une solution de chlorure de sodium, aussi appelée saumure, du chlore gazeux sera produit à l’anode, comme nous nous y attendions, en raison de la présence d’ions chlorure dans la solution saline initiale. Cependant, à la cathode, on obtient de l’hydrogène gazeux, plutôt que du sodium solide, contrairement à ce que nous aurions pu prédire.

L’électrolyse du sulfate de magnésium donne également des résultats intéressants. On obtient ici aussi de l’hydrogène gazeux à la cathode, et de l’oxygène gazeux est produit à l’anode. Nous avons déjà vu comment certains produits se forment quand les ions de la solution saline gagnent ou perdent des électrons pour produire leur forme élémentaire. Mais comment expliquer l’émergence de ces produits inattendus qui ne font pas partie du sel d’origine ? Examinons de plus près l’électrolyse du sulfate de magnésium afin de trouver une réponse.

Quand le circuit est sous tension, les ions magnésium sont attirés vers la cathode, et les ions sulfate sont attirés vers l’anode. Il convient cependant de noter que ce ne sont pas les seuls ions dans la solution. Les forces électrostatiques puissantes peuvent fragmenter les molécules d’eau présentes dans la solution. Une fois fragmentée, chaque molécule d’eau formera un ion hydrogène et un ion hydroxyde. L’ion hydroxyde négatif formé sera attiré vers l’anode, tandis que l’ion hydrogène positif sera attiré vers la cathode. À l’anode, au lieu de prendre des électrons de l’ion dans le sel, comme c’est le cas avec l’ion chlorure auquel on prend des électrons pour former du chlore gazeux, les électrons sont plutôt pris de l’ion hydroxyde, qui est produit lors de la décomposition de l’eau.

La même chose se produit à l’autre électrode. Les électrons, plutôt que d’être donnés à l’ion magnésium du sel, sont donnés à l’ion hydrogène provenant de l’eau. À chaque électrode, des demi-réactions spécifiques formeront les produits que nous voyons ici. Quatre ions hydroxyde abandonnent leurs électrons, produisant ces quatre électrons, une molécule d’oxygène gazeux et deux molécules d’eau. À la cathode, deux ions hydrogène se combinent avec deux électrons pour former de l’hydrogène gazeux. Nous savons maintenant comment ces produits mystère ont été formés. Selon les ions qui gagnent ou perdent des électrons dans la solution, les produits peuvent être non seulement la forme élémentaire des ions provenant du sel, mais aussi l’hydrogène gazeux ou l’oxygène gazeux.

Mais une question demeure. Comment savoir quel ion sera impliqué dans le transfert des électrons ? Un terme clé à connaître dans cette vidéo est la décharge d’un ion. Un ion est déchargé quand il est retiré de la solution en formant un atome. Dans nos exemples jusqu’à présent, quand les ions sont déchargés, ils forment des métaux solides ou des gaz. Pour prédire les produits de l’électrolyse, nous devons nous poser une question-clé : quel ion sera déchargé ? Nous avons vu qu’à chaque électrode, il y a deux candidats qui pourraient être l’ion déchargé. Cela peut être l’ion du sel ou l’ion formé par l’eau. Les ions positifs de chaque type se rassemblent à la cathode, et les ions négatifs de chaque type se rassemblent à l’anode.

Heureusement, nous pouvons suivre quelques règles simples pour identifier l’ion qui sera déchargé. Pour comprendre la règle qui s’applique à la cathode, nous devons examiner la série de réactivité. La série de réactivité est une liste de métaux ordonnés du plus réactif en haut au moins réactif en bas. Avec la série de réactivité en main, nous pouvons examiner la règle sur la décharge ionique à la cathode. Si l’ion du sel est un métal moins réactif que l’hydrogène, c’est cet ion métallique qui sera déchargé. Sinon, c’est l’ion hydrogène provenant de l’eau qui sera déchargé.

Les métaux moins réactifs que l’hydrogène sont les métaux situés sous l’hydrogène dans la série de réactivité. Ces métaux comprennent le cuivre, le mercure, l’argent, l’or et le platine. Ce sont ces métaux qui se déchargeront pour se déposer sur les électrodes sous forme de solide lors de l’électrolyse. Ce sont ces ions, plutôt que l’ion hydrogène, qui formeront des atomes car ils nécessitent moins d’énergie pour ce faire. Inversement, les ions des métaux situés au-dessus de l’hydrogène dans la série de réactivité, comme le magnésium de notre exemple, ont besoin de plus d’énergie que l’ion hydrogène pour se transformer en atomes. C’est pourquoi les ions hydrogène seront déchargés à leur place.

On peut utiliser l’identité de l’ion déchargé pour prédire les produits de la réaction. La décharge d’un ion métallique moins réactif que l’hydrogène produira la forme solide de ce métal. La décharge d’un ion hydrogène produira de l’hydrogène gazeux. Une règle similaire s’applique à l’anode. Cette règle stipule que si l’anion du sel est un halogénure, ce sera l’ion déchargé. Sinon, c’est l’ion hydroxyde de l’eau qui sera déchargé à sa place. Le pourquoi de cette règle est le même que celui de l’autre règle. Il faut simplement moins d’énergie pour transformer un halogénure en atome que pour transformer d’autres anions en atomes.

L’identité de l’ion déchargé détermine le produit de l’électrolyse. Si on décharge un ion halogénure, c’est un gaz halogène comme le chlore ou le fluor gazeux qui sera produit. En l’absence d’halogénure, c’est l’ion hydroxyde qui est déchargé, et de l’oxygène gazeux est produit à la surface de l’anode. En suivant les règles décrites ici, nous pouvons à la fois identifier l’ion qui sera déchargé à chaque électrode, et prédire le produit qui se formera lorsque cet ion gagnera ou perdra des électrons.

On peut bénéficier de l’électrolyse dans de nombreuses situations du monde réel. Une de ces applications est la restauration d’objets. Au fil du temps, et plus particulièrement lorsqu’ils sont exposés à l’eau, des objets métalliques tels que des pièces de monnaie, des clous et des sculptures peuvent se couvrir d’impuretés à base de chlorure. À cause de ce chlorure, les objets ont l’air bosselés, sales et presque impossibles à identifier. Mais heureusement, on peut rendre à l’objet son apparence initiale en utilisant une configuration d’électrolyse dans laquelle l’objet est la cathode. Lorsque le circuit est sous tension, les ions chlorure, constituant les impuretés, pénètrent dans la solution où ils sont attirés par l’anode. Les ions chlorure abandonnent leurs électrons, forment des paires et produisent du chlore gazeux libéré sous forme de bulles à la surface de l’anode. Au fil du temps, les impuretés à base de chlorure se dissolvent dans la solution, permettant à l’objet de retrouver son apparence originale intacte.

Une autre application de l’électrolyse est la galvanoplastie. Dans ce processus, on recouvre un objet métallique d’une fine couche d’un autre métal. À des fins esthétiques, il est possible de recouvrir un bijou avec de l’or ou du cuivre, ou d’enduire de chrome une pièce externe de voiture. On peut aussi revêtir une pièce de machine avec un certain métal pour lui donner certaines propriétés, comme la résistance à l’usure ou à l’eau. Pour galvaniser un objet métallique, on met en place une électrolyse dans laquelle cet objet est la cathode. On choisit une solution dans laquelle l’ion métallique correspond au métal qu’on veut déposer à la surface de l’objet.

Dans cet exemple, quand le circuit est activé, les ions cuivre circulent vers la cathode. À la cathode, ils prennent les électrons et se déposent en tant que cuivre solide, ce qui nous donne un objet avec un mince revêtement métallique. Dans ces deux exemples, la restauration d’objets et la galvanoplastie, on peut utiliser l’électrolyse pour manipuler à notre avantage les substances impliquées.

Maintenant que nous savons ce qu’est l’électrolyse d’une solution saline, passons en revue les points clés de la vidéo. L’électrolyse est la séparation électrique d’ions. Pendant l’électrolyse, une batterie est connectée à deux électrodes. La cathode négative attire les cations positifs de la solution saline. Simultanément, l’anode positive attire les anions négatifs. Une fois les ions attirés vers chaque électrode, ils sont déchargés ou retirés de la solution. Quand un ion est déchargé pendant l’électrolyse, il forme un solide métallique ou un gaz.

À chaque électrode, l’ion déchargé peut être le cation ou l’anion du sel dans la solution. Mais il peut aussi provenir de l’eau, sous forme d’ion hydrogène positif ou hydroxyde négatif. Les demi-réactions indiquent quand un ion ou un atome gagne ou perd des électrons, qui est alors respectivement réduit ou oxydé. Un exemple de demi-réaction pour la formation de cuivre est : l’ion Cu2+ plus deux électrons forment du cuivre solide. L’électrolyse des solutions salines peut être utilisée pour restaurer ou galvaniser des objets en métal.