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L'électrolyse
Forcer une réaction d'oxydoréduction avec un courant
§1.Une réaction imposée par le courant
Certaines réactions chimiques ne se produisent pas spontanément. L'électrolyse consiste à les forcer en faisant passer un courant électrique continu dans une solution (l'électrolyte). L'énergie électrique du générateur paie le coût de la réaction.
C'est l'inverse d'une pile : une pile produit du courant à partir d'une réaction spontanée ; l'électrolyse consomme du courant pour provoquer une réaction non spontanée.
§2.Aux deux électrodes
- La cathode (−)
- Reliée au pôle négatif du générateur. Elle fournit des électrons : il s'y produit une RÉDUCTION (un gain d'électrons).
- Exemple. Lors de l'électrolyse de l'eau, à la cathode : 2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 OH⁻. Du dihydrogène se dégage.
- L'anode (+)
- Reliée au pôle positif. Elle capte des électrons : il s'y produit une OXYDATION (une perte d'électrons).
- Exemple. À l'anode (eau) : 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻. Du dioxygène se dégage.
§4.À quoi ça sert
- Produire des corps purs
- On obtient l'aluminium, le chlore, la soude, le dihydrogène par électrolyse à l'échelle industrielle.
- La galvanoplastie
- Déposer une fine couche de métal (or, nickel, chrome) sur un objet pour le protéger ou l'embellir : dorure de bijoux, chromage.
- Recharger une batterie
- Recharger un accumulateur, c'est faire une électrolyse : on force la réaction inverse de celle qui a fourni le courant.
À retenir
- Électrolyse = forcer une réaction d'oxydoréduction non spontanée grâce à un courant continu (inverse d'une pile).
- Cathode (−) : réduction (gain d'électrons). Anode (+) : oxydation (perte d'électrons).
- Mnémo : Réduction à la Cathode. Cations → cathode, anions → anode.
- Électrolyse de l'eau : H₂ à la cathode, O₂ à l'anode.
- Applications : production de métaux, galvanoplastie (dorure), recharge des batteries.