Démonstrations de sciences

Electrolyse 2

	Branche(s)	Chimie, matériaux, électrotechnique, con. prof.,...
	Leçon(s) à illustrer	Electrochimie ...
	Objet de la démonstration	Electrolyse de l'eau, conversion d'énergie électrique en énergie chimique, variation du pH aux électrodes.
	Lieu	salle de cours normale
	Durée	environ 5 min.
	Connaissances requises	Atomes, structure atomique, molécules, réaction chimique, électronégativité, symbolique chimique, énergie électrique, énergie chimique, réaction d'oxydoréduction, acides et bases, pH.
	Connaissances nouvelles	Electrolyse de l'eau (avec ou sans les réactions aux électrodes), électrodes (anode et cathode), variation de pH aux électrodes.
	Introduction théorique	L'électrolyse est une méthode chimique permettant d'obtenir, par décomposition, des corps purs à partir de corps composés. L'apport d'énergie électrique permet de réaliser une réaction chimique d'oxydoréduction qui a lieu normalement spontanément dans l'autre sens. Dans le cas particulier de l'électrolyse de l'eau, on assiste à une décomposition de l'eau en hydrogène (H2) et en oxygène (O2). Les réactions impliquées sont les suivantes: Anode (oxydation) 2 H2O -> O2 + 4 H+ + 4 e- Cathode (réduction) 2 H2O + 2 e- -> H2 + 2 OH- La méthode proposée permet de mettre en évidence la variation de pH aux électrodes par électrolyse d'eau avec adjonction de BBT (bleu de bromothymol). Le bleu de bromothymol est un indicateur acide-base, qui colore la solution acide en jaune et la solution basique en bleu ; en milieu neutre, cet indicateur colore la solution en vert /bleu + jaune). La différence de tension aux bornes de la pile est suffisamment élevée pour dissocier l'eau en ses constituants et procéder à leur oxydo-réduction : la borne positive est donc le lieu de formation d'entités acides (protons,H⁺) et la borne négative est le lieu de formation d'entités basiques (hydroxyles,OH^--). Des bulles sont formées aux 2 électrodes, en plus grande quantité à la mine connectée à la borne négative. Lorsque l'hydrogène (H₂) est formé par réduction du proton (H⁺), des ions hydroxyles (OH^-) restent en solution à l'électrode négative, basifiant localement la solution (bleu) ; tandis que lorsque l'oxygène (O₂) est formé par oxydation de l'ion hydroxyle (OH^-), des protons (H⁺) restent en solution à l'électrode positive, acidifiant localement la solution (jaune).
	Matériel	1 cristallisoir de 400 ml et un papier buvard de longueur égale au diamètre du cristallisoir, 1 pile de 9 V avec câbles de connexion et 2 trombonnes comme électrodes, 250 ml de sulfate de sodium, Na2SO4, (Fluka n° 71960) env. 1 mol/l (35,5 g dans 250 ml d'eau distillée) + quelques gouttes de solution stock de BBT (Fluka n° 18460)(0,1% dans éthanol à 20 %).
	Méthode	Remplir le cristallisoir avec la solution de sulfate de sodium, former deux compartiments au moyen d'un papier buvard ajusté au diamètre du cristallisoir, brancher les fiches sur les trombonnes, introduire ceux-ci dans la solution. Brancher la pile. Laisser l'électrolyse se dérouler, observer le changement de couleur de l'indicateur (jaune: milieu acide, bleu: milieu basique).
	Observation essentielle	Changement de pH aux électrodes. Dégagement de gaz aux électrodes.
	Difficultés	aucune
	Sécurité	Règles habituelles du labo
	Remarques pédagogiques	Ne pas dire que l'anode a le signe + (car c'est le contraire dans une pile) mais que, ce qui est général, c'est le siège de l'oxydation. Comparer les résultats obtenu avec l'électrolyseur d'Hoffmann: le compartiment où il y a acidification correspond à celui où se dégage l'oxygène!

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A. Hubler / A-L. Cuany / Webmaster / Février 1997