Sciences · Chimie
L’électrolyse
L’électrolyse est une réaction chimique forcée par un courant électrique : elle décompose une substance, comme l’eau en dihydrogène et dioxygène. Elle sert à produire l’aluminium, le chlore et l’hydrogène.
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Une pile transforme une réaction chimique spontanée en courant électrique. L'électrolyse fait exactement l’inverse : elle utilise un courant électrique pour forcer une réaction chimique qui ne se produirait pas d’elle-même. Grâce à elle, on fabrique l’aluminium de nos canettes, le chlore qui désinfecte l’eau, le cuivre des câbles et une part croissante de l’hydrogène.
Le dispositif
Un électrolyseur comprend :
- un électrolyte : liquide conducteur contenant des ions mobiles (solution aqueuse ou sel fondu) ;
- deux électrodes conductrices (métal, graphite) plongées dans l’électrolyte ;
- un générateur de courant continu relié aux électrodes.
| Électrode | Reliée au | Réaction | Ions attirés |
|---|---|---|---|
| Anode | pôle + du générateur | oxydation (perte d’électrons) | anions (négatifs) |
| Cathode | pôle − du générateur | réduction (gain d’électrons) | cations (positifs) |
Dans les fils, le courant est porté par les électrons ; dans l’électrolyte, il est porté par les ions qui migrent vers les électrodes.
L’électrolyse de l’eau
C’est l’exemple le plus classique. L’eau pure conduisant très mal, on y ajoute un électrolyte (soude, acide sulfurique ou sulfate de sodium).
- À la cathode (−) :
4 H₂O + 4 e⁻ → 2 H₂ + 4 HO⁻— dégagement de dihydrogène. - À l'anode (+) :
2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻— dégagement de dioxygène. - Bilan :
2 H₂O → 2 H₂ + O₂
On recueille deux fois plus de volume de dihydrogène que de dioxygène, ce qui traduit la formule H₂O. Les tests le confirment : le dihydrogène produit une petite détonation (« jappement ») au contact d’une flamme ; le dioxygène ravive une allumette incandescente.
La première électrolyse de l’eau est réalisée en 1800 par les Britanniques William Nicholson et Anthony Carlisle, quelques semaines après l’invention de la pile par Alessandro Volta.
Les lois de Faraday
En 1833-1834, Michael Faraday établit que la quantité de matière transformée est proportionnelle à la quantité d’électricité qui traverse l’électrolyseur. Il forge aussi le vocabulaire encore utilisé : électrolyse, électrode, anode, cathode, ion, anion, cation.
n(électrons) = Q / F = (I × t) / F
- Q : charge électrique en coulombs (C), égale à l’intensité I (A) multipliée par la durée t (s) ;
- F : constante de Faraday, environ 96 485 C/mol, charge d’une mole d’électrons.
Les applications industrielles
La production d’aluminium
L’aluminium n’existe pas à l’état métallique dans la nature : il est lié à l’oxygène dans la bauxite. Depuis 1886, on l’obtient par le procédé Hall-Héroult, inventé simultanément par l’Américain Charles Martin Hall et le Français Paul Héroult : l’alumine (Al₂O₃) est dissoute dans de la cryolithe fondue vers 950 °C, puis électrolysée. L’aluminium liquide se dépose à la cathode. Le procédé consomme beaucoup d’électricité, de l’ordre de 13 à 15 kWh par kilogramme : c’est pourquoi le recyclage de l’aluminium, qui économise environ 95 % de cette énergie, est si intéressant (voir métaux).
Avant ce procédé, l’aluminium était un métal précieux : Napoléon III aurait fait servir ses invités de marque dans des couverts en aluminium.
Le chlore et la soude
L’électrolyse de l’eau salée (saumure), ou électrolyse chlore-soude, produit simultanément du dichlore à l’anode, du dihydrogène et de la soude (hydroxyde de sodium) à la cathode. C’est l’un des procédés les plus importants de la chimie industrielle : le chlore sert à fabriquer le PVC (voir polymères et plastiques), à désinfecter l’eau et à produire de nombreux composés ; la soude sert au papier, aux savons et à l’alumine.
L’affinage et le dépôt de métaux
- Affinage du cuivre : une anode de cuivre impur se dissout et du cuivre pur à plus de 99,9 % se dépose à la cathode, qualité requise pour les câbles électriques.
- Galvanoplastie : dépôt d’une fine couche de métal sur un objet (chromage, nickelage, dorure, argenture, zingage contre la corrosion).
L’hydrogène « vert »
Produire du dihydrogène par électrolyse de l’eau avec de l’électricité renouvelable ou bas carbone ne rejette pas de CO₂. Ce procédé reste minoritaire, l’essentiel de l’hydrogène mondial étant encore obtenu à partir de gaz naturel, mais il se développe pour décarboner l’industrie (engrais, acier, raffinage).
L’isolement des éléments
En 1807 et 1808, le chimiste britannique Humphry Davy isole par électrolyse de sels fondus le potassium, le sodium, puis le calcium, le magnésium et d’autres métaux, impossibles à obtenir par les méthodes chimiques classiques. Le sodium et le lithium sont encore produits ainsi.
Électrolyse et pile : deux faces d’une même chimie
| Pile | Électrolyse | |
|---|---|---|
| Réaction | spontanée | forcée |
| Conversion d’énergie | chimique → électrique | électrique → chimique |
| Anode | pôle − | reliée au pôle + |
| Cathode | pôle + | reliée au pôle − |
Recharger une batterie de téléphone ou de voiture, c’est réaliser une électrolyse qui inverse la réaction de la décharge.
Questions fréquentes
Qu’est-ce que l’électrolyse en termes simples ?
C’est l’utilisation d’un courant électrique pour casser une substance en ses constituants, par exemple l’eau en dihydrogène et dioxygène.
Quelle électrode est l’anode ?
Dans un électrolyseur, l’anode est l’électrode reliée au pôle positif du générateur. Il s’y produit une oxydation.
Pourquoi ajoute-t-on du sel ou de la soude pour électrolyser l’eau ?
L’eau pure contient très peu d’ions et conduit mal le courant. L’ajout d’un électrolyte apporte des ions qui la rendent conductrice.
L’électrolyse de l’eau salée est-elle dangereuse ?
Elle produit du dichlore, gaz toxique. Il ne faut pas la réaliser hors d’un cadre encadré et ventilé.