I- La transformation forcée.

1)- Évolution spontanée d’un système.

a)-  Expérience 1 : Réaction entre une solution aqueuse de dibrome et du cuivre métal.

Sous la hotte, on verse dans deux tubes à essais A et B, environ 4 mL d’une solution aqueuse de dibrome.

-  Dans le tube A, on ajoute de la tournure de cuivre métallique et on laisse réagir.

-  Puis on ajoute 3 mL de cyclohexane et on agite.

-  Dans le tube B, on ajoute 3 mL de cyclohexane et on agite.

     Observations :

-  Tube A :

-  Il se produit une réaction entre le dibrome et le cuivre.

-  La solution initialement orange s’éclaircit, puis devient de couleur bleu foncé et la quantité de cuivre métallique diminue.

-  On remarque que la concentration en dibrome diminue au cours de la réaction et qu’il se forme des ions cuivre II.

-  La solution de cyclohexane se colore faiblement. Le dibrome pratiquement disparu en fin de réaction.

-  Tube B :

-  Le dibrome est plus soluble dans le cyclohexane que dans l’eau.

-  L’expérience réalisée dans le tube B permet de mettre en évidence le fait que le dibrome est soluble dans le cyclohexane.

-  Elle montre aussi que la concentration en dibrome a diminuée lors de la réaction entre le dibrome et le cuivre métal.

b)-  Interprétation.

-  On donne la réaction d’oxydoréduction suivante :

-  On peut calculer le quotient de la réaction initial du système précédent.

-   

-  Le système évolue spontanément dans le sens direct de l’équation de la réaction (1) car Q _{r, i} < K.

-  Lorsque le système a fini d’évoluer :

-   

-  La valeur très grande de K >> 10 ⁴  permet de dire que la réaction est quasiment totale et que le taux d’avancement final de la réaction est pratiquement égal à 1.

-  τ ≈ 1

- On peut écrire :

c)-  Expérience 2 : Réaction entre une solution aqueuse de bromure de potassium et de sulfate de cuivre I.

  Dans un tube à essais,

-  On verse :

-  2 mL d’une solution de bromure de potassium et

-  2 mL d’une solution de sulfate de cuivre II

-  de même concentration C = 1,0 mol / L

-  On laisse réagir, puis on ajoute 2 mL de cyclohexane et on agite.

  Observations :

-  On ne remarque aucune évolution.

►  Questions :

-  Quelle est l’équation de la réaction susceptible de se produire ?

-  Quelle est la valeur de sa constante d’équilibre K’ ?

-  Quelle est la valeur du quotient de réaction initial ?

►  Réponses :

-  Équation de la réaction :

-  expression de la constante d’équilibre K’.

-   

-  Valeur quotient de réaction initial Q_r,i ?

-   

-  Le système évolue spontanément dans le sens direct de l’équation de la réaction (1’)

-  car Q _{r, i} < K.

-  Mais Q _r, i ≈ K ≈ 0.

-  On peut considérer que le système n’évolue pratiquement pas.

-  On n’observe aucune évolution du système.

-  Les quantités de matière mises en jeu sont très faibles.

-  Le taux d’avancement de la réaction est très petit et K << 1.

2)- Transformation forcée.

-  Le but est de fournir de l’énergie à ce système pour voir si on peut le faire évoluer spontanément.

a)-  Expérience : Électrolyse d’une solution aqueuse de bromure de cuivre II.

  Montage :

-  L’électrode reliée à la borne positive :

-  l’électrode reliée à la borne négative :

b)-  Interprétation :

-  Le générateur impose le sens du courant dans le circuit.

-  Le courant sort de la borne positive du générateur.

-  Dans les fils conducteurs, les porteurs de charge sont les électrons qui se déplacent dans le sens inverse du courant.

-  Dans la solution aqueuse de bromure de cuivre II,

-  les ions cuivre II, Cu ²⁺(aq) se déplacent dans le sens du courant et

-  les ions bromure, Br ^– (aq) se déplacent dans le sens inverse du sens du courant (sens de déplacement des électrons.

-  Le dépôt rougeâtre qui apparaît à l’électrode reliée à la borne négative du générateur est constitué de cuivre métal. 

-  il se produit la réduction suivante :

-  Cu²⁺ (aq) +  2 e^–  → Cu (s)

-  La réduction se produit à la cathode (Électrode négative).

-  Le jaunissement de la solution au niveau de l’électrode reliée à la borne positive est provoqué par la formation de dibrome.

-  Il se produit l’oxydation suivante :

-  2 Br^– (aq)  →  2 e^– + Br₂ (aq)

-  L’oxydation se produit à l’anode (Électrode positive).

-  L’équation de la réaction qui se produit lors de l’électrolyse est la suivante :

-  On a vu précédemment que ce système constitué d’ions cuivre II en présence d’ions bromure n’évolue pas.

-  Le générateur fournit l’énergie nécessaire pour faire évoluer le système.

-  C’est lui qui impose le sens de circulation du courant dans le circuit.

-  Il peut le forcer à évoluer.

c)-  Conclusion.

-  Au cours de la première expérience, on observe l’évolution spontanée d’équation :

-  Lors de l’électrolyse, il se produit la réaction suivante :

-  Le sens de cette réaction est le sens inverse du sens d’évolution spontanée :

-  C’est une réaction forcée.

-  Elle a lieu grâce à l’énergie électrique fournie par le générateur.

-  Cette réaction forcée, appelée électrolyse, n’a lieu que si le générateur apporte de l’énergie électrique sinon, elle cesse.

-  Pour réaliser cette opération, il faut un électrolyseur.

►  L’électrolyseur :

-  Un électrolyseur est un récepteur électrique constitué de deux électrodes (tiges conductrices) qui plongent dans une solution appelée électrolyte.

-  Le générateur impose le transfert d’électrons et force une transformation limitée à poursuivre son évolution.

-  L’électrolyse est une réaction endoénergétique (elle consomme de l’énergie).

-  L’électrode à laquelle se produit l’oxydation est appelée anode (reliée à la borne positive du générateur)

-  L’électrode à laquelle se produit la réduction est appelée cathode (reliée à la borne négative du générateur).

-  Schéma simplifié :

►  Remarque :

-  Les termes anode et cathode pour noter les électrodes s’emploient aussi pour les piles.

-    L’anode désigne toujours l’électrode où se produit l’oxydation.

-  À l’anode des électrons sont cédés par la demi-équation électronique produite

-  La cathode désigne toujours l’électrode où se produit la réduction.

-  À la cathode, les électrons sont consommés par la demi-équation électronique produite.

►  Exemples d’électrolyseurs :

-  Électrolyse d’une solution de sulfate de cuivre II :

-  Électrolyse d’une solution aqueuse d’acide sulfurique :

-  Représentation schématique :

-  Bilan énergétique dans un circuit électrique

II- Le fonctionnement d’un électrolyseur : étude quantitative.

1)- Quantité d’électricité mise en jeu lors d’une électrolyse.

-  L’intensité I du courant qui circule dans l’électrolyseur pendant la durée Δt est donnée par la relation suivante :

-  La quantité d’électricité Q mise en jeu au cours de l’électrolyse pendant la durée Δt :

-  Constante de Faraday : La valeur absolue de la charge d’une mole d’électrons définit le faraday de symbole F.

-  1 F = |N_A . n (e^–)|

-  Q quantité d’électricité mise en jeu : grandeur positive :  Unité : coulomb (C).

► Remarque :

-  Quantité de matière d’électrons échangés :

- 

2)- Application.

III- Conversion et stockage de l’énergie.

1)- Définitions.

-  Convertisseurs d’énergie :

-  Un convertisseur d’énergie assure la conversion d’une forme d’énergie en une ou plusieurs formes d’énergie.

-  Une pile :

-  Une pile est un convertisseur d’énergie  qui convertit de l’énergie chimique en énergie électrique.

-  Un électrolyseur :

-  Un électrolyseur  est un convertisseur d’énergie  qui convertit de l’énergie électrique en énergie chimique.

-  Un accumulateur électrique :

-  Un accumulateur électrique est un convertisseur d’énergie pouvant se comporter comme une pile ou comme un électrolyseur.

-  La réaction, qui se produit dans une pile, est la réaction opposée à celle qui se produit dans un électrolyseur.

-  Dans les accumulateurs, l’énergie électrique est stockée sous forme d’énergie chimique.

2)- Exemple : l'accumulateur Fer-Zinc :

-  La pile Fer-Zinc :

-  Bilan énergétique de la pile :

-  Électrolyseur Fer-Zinc :

-  Bilan énergétique d’un électrolyseur.

-  Dans une pile ou un électrolyseur, une partie de l’énergie est dissipée sous forme de transfert thermique (effet joule).

-  Ce phénomène diminue le rendement de ces convertisseurs.

-  Cas de la cellule photovoltaïque :

3)- Les organismes chlorophylliens :

-  Le système chimique des organismes chlorophylliens constitué de glucose, de dioxygène, de dioxyde de carbone et d’eau évolue spontanément, la nuit, dans le sens direct :

-  L’énergie apportée par la lumière du jour force le système chimique à évoluer dans le sens opposé de l’équation : c’est la photosynthèse.

IV- Applications.

1)- électrolyse d’une solution aqueuse de nitrate de plomb II.

2)- QCM.

3)- Exercices.