TP n°6 Forcer le sens d’évolution d’un système Objectifs :
- Identifier les produits formés lors du passage forcé d’un courant dans un électrolyseur.
- Relier la durée, l’intensité du courant et les quantités de matière de produits formés.
Capacités expérimentales :
Réaliser un circuit électrique intégrant un électrolyseur
L’électrolyse de l’eau est l’une des voies de synthèse du dihydrogène qui est une des matières premières de l’industrie chimique et pétrochimique.
La conversion du méthane ou gaz naturel CH4 est actuellement la technique la plus utilisée ; étape 1 : CH4 + H2O -> CO + 3 H2 (endothermique) ;
étape 2 : vapo-reformage : CO + H2O -> CO2 + H2 (exothermique);
cette technique libère du gaz carbonique CO2 qui contribue à l’effet de serre.
Les électrolyseurs permettent la conversion d’énergie électrique en énergie chimique (le moteur thermique d’une voiture par exemple permet la conversion d’énergie chimique en énergie mécanique).
On se propose d’étudier le fonctionnement de l’électrolyse et de déterminer le rendement associé à cette conversion.
1. Réaliser un montage permettant d’effectuer l’électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de sodium (2 Na+ + SO42-).
On placera deux multimètres dans le montage, un voltmètre permettant de mesurer la tension aux bornes de l’électrolyseur, un ampèremètre permettant de mesurer l’intensité du courant électrique dans le circuit. Surmonter les électrodes de tubes à essais remplis à ras bord d’eau dans lesquels on ajoutera également quelques gouttes de bleu de bromothymol. Le B.B.T est un indicateur coloré de zone de virage [6-7,6], dont la couleur acide est jaune et la couleur basique est bleue.
2. Lorsque le premier des deux tubes est rempli au 2/3 de gaz, arrêter l’électrolyse. Comparer les volumes de gaz formés aux électrodes.
3. Faire un schéma du montage et représenter le mouvement de tous les porteurs de charge dans le circuit électrique.
4. Les couples redox mis en jeu sont : H2O(l)/H2(g) (ou H+(aq)/H2(g) en milieu acide) et O2(g)/H2O(l). Écrire les réactions aux électrodes et préciser l’électrode où a lieu la réduction et l’électrode où a lieu l’oxydation. Comment interprétez-vous les couleurs prises par l’indicateur coloré au niveau de chaque électrode ? Proposer des expériences permettant d’identifier les gaz formés aux électrodes.
5. Écrire l’équation traduisant le bilan global de l’électrolyse. Montrer que les volumes de gaz formés aux électrodes sont dans un rapport cohérent avec l’équation précédente.
6. Retirer les tubes qui surmontent les électrodes et pour différentes valeurs de la tension U aux bornes de l’électrolyseur, régulièrement espacées entre 0 et 6 V, mesurer l’intensité I du courant dans le circuit. A l’aide d’un tableur, rechercher la modélisation la plus adaptée de la caractéristique U=f(I) de l’électrolyseur.
7. Multiplier les deux membres de l’équation U=f(I) par I·∆t ; quel bilan énergétique voyez-vous apparaître ? En déduire la chaîne énergétique associée à l’électrolyseur. Exprimer, pour une tension U donnée, le rendement énergétique de l’électrolyseur.
8. Sachant que la dissociation d’une mole d’eau en dihydrogène et dioxygène nécessite une énergie chimique de 282 kJ, proposer un protocole expérimental permettant de retrouver le rendement de l’électrolyseur. On admet que le volume occupé par une mole de gaz dans les conditions de l’expérience est Vm=24 L.mol-1.
Pour aller plus loin : utilisation du dihydrogène dans une pile à combustible.
Matériel : Au bureau
Pile à hydrogène pour actionner une hélice.
Élèves :
- Électrolyseur - Fils
- Deux multimètres
- BBT
- Tubes à essais
- Allumettes et buchettes
