Cdtjkyj

Certaines informations figurant dans cet article ou cette section devraient être mieux reliées aux sources mentionnées dans les sections « Bibliographie », « Sources » ou « Liens externes » (octobre 2012).

Améliorez sa vérifiabilité en les associant par des références à l'aide d'appels de notes.

L'électrolyse de l'eau est un procédé électrolytique qui décompose l'eau en dioxygène et dihydrogène gazeux avec l'aide d'un courant électrique. La cellule électrolytique est constituée de deux électrodes — habituellement en métal inerte (dans la zone de potentiel et de pH considérée) comme le platine — immergées dans un électrolyte (ici l'eau elle-même) et connectées aux pôles opposés de la source de courant continu.

Schéma du voltamètre d'Hoffmann utilisé pour l'électrolyse de l'eau.

Schéma fonctionnel de l’électrolyse.

Historique |

La première électrolyse de l'eau a été réalisée le 2 mai 1800 par deux chimistes britanniques, William Nicholson (1753-1815) et Sir Anthony Carlisle (1768-1840), quelques semaines après l'invention de la première pile électrique (publication soumise le 20 mars 1800) par Alessandro Volta.

Onze ans auparavant J.R. Deiman et A. Paets van Troostwijk avaient déjà réalisé une électrolyse de l'eau au moyen d'une machine électrostatique et d'une bouteille de Leyde sans réussir à interpréter la réaction observée.

Principe et description du processus |

Le courant électrique dissocie la molécule d'eau (H₂O) en ions hydroxyde (HO^–) et hydrogène H⁺ : dans la cellule électrolytique, les ions hydrogène acceptent des électrons à la cathode dans une réaction d'oxydoréduction en formant du dihydrogène gazeux (H₂), selon la réaction de réduction

2H++2e−→H2(g){displaystyle mathrm {2H^{+}+2e^{-}rightarrow H_{2}(g)} }

alors qu'une oxydation des ions hydroxyde — qui perdent donc des électrons — se produit à l'anode afin de « fermer » le circuit électrique (équilibre de la réaction chimique en charges) :

2H2O(l)→O2(g)+4H+(aq)+4e−{displaystyle mathrm {2H_{2}O(l)rightarrow O_{2}(g)+4H^{+}(aq)+4e^{-}} }

ce qui donne l'équation de décomposition par électrolyse suivante :

2H2O(l)→2H2(g)+O2(g){displaystyle mathrm {2H_{2}O(l)rightarrow 2H_{2}(g)+O_{2}(g)} }

La quantité de matière de dihydrogène gazeux produite est donc deux fois celle de dioxygène. Selon la loi d'Avogadro, le volume récupéré de dihydrogène produit est aussi deux fois plus important que celui de dioxygène.

Spontanéité du processus |

Voltamètre d'Hofmann sur courant continu.

La décomposition de l'eau en dihydrogène et dioxygène dans les conditions normales de température et de pression n'est pas favorisée thermodynamiquement, les potentiels standard des deux demi-réactions étant négatifs.

2H2O(l)→O2(g)+4H+(aq)+4e−Eo=1,23V{displaystyle {rm {2H_{2}O(l)rightarrow O_{2}(g)+4H^{+}(aq)+4e^{-}qquad E^{o}=1{,}23;V}}}

2H+(aq)+2e−→H2(g)Eo=0V{displaystyle {rm {2H^{+}(aq)+2e^{-}rightarrow H_{2}(g)qquad E^{o}=0;V}}}

D'autre part, l'énergie libre de Gibbs pour le processus dans des conditions standard est à valeur largement positive (environ 474,4 kJ).

Ces considérations rendent dans un environnement normal la réaction « impossible » à effectuer sans ajouter des électrolytes en solution. Mais les rayonnements ionisants sont capables de provoquer cette réaction sans apport d'élément chimique externe, on parlera alors de radiolyse.

Choix de l'électrolyte |

L'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui conduit à l'emploi d'un additif hydrosoluble — électrolyte — dans la cellule d'électrolyse pour « fermer » le circuit électrique (autrement dit, faire en sorte que les potentiels chimiques en jeu permettent la réaction chimique). L'électrolyte se dissout et se dissocie en cations et anions (c'est-à-dire respectivement des ions chargés positivement et négativement) qui peuvent « porter » le courant. Ces électrolytes sont habituellement des acides, des bases ou des sels.

Une attention particulière doit être portée au choix de l'électrolyte : en effet, l'anion apporté est en compétition directe avec les ions hydroxyde pour la perte d'électron. Un électrolyte anionique avec un potentiel standard d'électrode inférieur à celui de l'hydroxyde sera oxydé à sa place, ne produisant donc pas de dioxygène. De manière similaire, un cation avec un potentiel standard d'électrode supérieur à celui de l'ion hydrogène sera réduit à sa place, et donc il n'y aura pas de production de dihydrogène.

Les cations suivants ont des potentiels d'électrode inférieurs à celui de H⁺, et sont par conséquent acceptables pour un usage en tant que cations d'électrolyte : Li⁺, Rb⁺, K⁺, Cs⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ca²⁺, Na⁺, et Mg²⁺, soit des alcalins ou alcalino-terreux. Le sodium et le lithium, qui forment des sels solubles et peu chers, sont les plus fréquemment utilisés.

Si un acide est utilisé comme électrolyte, le cation libéré est H⁺ et il n'existe alors pas de compétition avec H⁺ libéré par la dissociation de l'eau. Dans ce cas de figure, l'anion le plus communément utilisé est SO₄^2– (l'acide ajouté est l'acide sulfurique H₂SO₄), très difficile à oxyder. Le potentiel standard d'oxydation de cet ion en ion peroxodisulfate est de 2,05 V. À l'anode :

2SO42−→S2O82−+2e−Eo=2,05V{displaystyle {rm {2SO_{4}^{2-}rightarrow S_{2}O_{8}^{2-}+2e^{-}qquad E^{o}=2,05;V}}}

D'autres acides forts sont fréquemment utilisés comme électrolytes.

Techniques |

Cette expérience est simple à répéter. Deux électrodes reliées aux pôles d'une pile et plongées dans un verre d'eau additionnée d'un peu d'électrolyte est suffisant pour produire un « courant » visible de bulles de dihydrogène ou de dioxygène à chaque électrode. La présence d'ions hydroxyde peut être détectée par un indicateur de pH comme la phénolphtaléine ou le bleu de bromothymol.

Test de détection de présence d'hydrogène au moyen d'un chalumeau.

Voltamètre d'Hoffmann |

Le voltamètre d'Hoffmann est parfois utilisé comme cellule électrolytique de taille réduite. Il consiste en trois tubes joints par la base. Le cylindre médian est ouvert en haut pour permettre l'addition d'eau et d'électrolyte. Une électrode de platine est placée à l'intérieur de chacun des tubes latéraux, plus précisément à leur base, et connectée à un des deux pôles d'une source d'électricité. Lorsque le courant passe au travers du voltamètre d'Hofmann, du dioxygène gazeux se forme à l'anode et du dihydrogène à la cathode. Chaque gaz déplace l'eau et peut être collecté à l'extrémité des deux tubes latéraux.

Électrolyse industrielle |

De nombreuses cellules électrolytiques industrielles sont tout à fait similaires au voltamètre d'Hoffmann, avec des disques ou des volumes en « ruches d'abeilles » de platine comme électrodes. Le dihydrogène est habituellement « créé », collecté et brûlé sur place, son énergie volumique étant trop faible pour être stockée ou transportée de manière économiquement rentable^{[réf. nécessaire]}. Le dioxygène gazeux est traité comme un sous-produit.

Électrolyse à haute température |

L'électrolyse à haute température (connue aussi sous le sigle HTE — en anglais : high-temperature electrolysis, ou électrolyse en phase vapeur) est une méthode qui est actuellement étudiée pour l'électrolyse de l'eau par machine thermique. L'électrolyse à haute température est plus efficace que le procédé à température ambiante puisqu'une partie de l'énergie nécessaire à la réaction est apportée via la chaleur, moins chère à obtenir que l'électricité, et que les réactions d'électrolyse ont un meilleur rendement à haute température.

Applications |

Environ 4 % du dihydrogène gazeux produit dans le monde est produit par électrolyse, et habituellement utilisé sur place. Le dihydrogène est utilisé pour la synthèse d'ammoniac comme engrais par le procédé Haber-Bosch, et pour la conversion du pétrole lourd en fractions plus légères par hydrocraquage. Il sera d'ailleurs peut-être utilisé un jour comme vecteur énergétique (voir Économie hydrogène)

Efficacité et rendement |

Le rendement énergétique de l'électrolyse de l'eau peut varier de manière importante. La gamme de rendement varie entre 50-70 % ^[1], quand d'autres indiquent 80-92 %^[2]. Ces valeurs se réfèrent seulement au rendement de la conversion de l'énergie électrique en énergie chimique de l'hydrogène. L'énergie perdue lors de la génération de l'électricité n'est pas comptabilisée.

Un blocage cinétique impose une grande tension électrique pour obtenir une intensité décente, et donc un rendement significatif.

Références |

Voir aussi |

Articles connexes |

• Craquage de l'eau


• Électrochimie


• Électrolyse


• Production d'hydrogène


• Craquage de gaz


• Détecteur électrolytique

Sources |

• « Électrolyse de l'eau », Experiments on Electrochemistry (consulté le 20 novembre 2005)


• « Électrolyse de l'eau », Do Chem 044 (consulté le 20 novembre 2005)

• Portail de la chimie
• Portail de l’énergie