I. Des transformations spontanées aux transformations forcées

1. Transformations spontanées

* Dans la pile à combustible, le dihydrogène H_2(g) et le dioxygène O_2(g) sont utilisés ; l'équation de la réaction est 2H_2(g) + O_2(g) 2H₂O_(l).

* L'évolution spontanée du système libère de l'énergie électrique.

* Problématique : est-il possible d'inverser le sens d'évolution du système chimique en fournissant de l'énergie électrique ?

2. Transformations forcées

* Expérience :
dans un électrolyseur, on met de l'eau rendue conductrice par ajout d'acide sulfurique ;
on relie l'électrolyseur à un générateur de tension.

* Résultats :
On observe un dégagement gazeux à la surface des électrodes :

• le gaz dégagé à la cathode brûle avec une petite détonation : c'est H₂
• le gaz dégagé à l'anode ravive la combustion d'une allumette : c'est O₂.

* Interprétation :
L'équation de la réaction est 2H₂O_(l) 2H_2(g) + O_2(g).
Elle représente la transformation inverse de celle de l'évolution spontanée.
La réaction d'électrolyse est une transformation forcée : elle a lieu grâce à l'apport d'énergie électrique fournie par le générateur. Elle s'arrête dès que l'apport d'énergie s'arrête.

* Remarques :
lors d'une transformation forcée, le système chimique ne respecte pas le critère d'évolution spontanée :

pour que le système évolue en sens inverse du sens spontané, le générateur doit imposer une tension minimale aux bornes de l'électrolyseur.

II. Électrolyse

1. Définitions

2. Étude d'une électrolyse

3. Application

* Pour l'exemple choisi : électrolyse d'une solution d'acide sulfurique (H₂SO₄) avec électrode en platine (Pt) :
Les espèces présentes sont H₂O, H₃O⁺, SO₄^2-, Pt
Les couples en jeu sont O₂/H₂O, H₂O/H₂, H⁺/H₂ (ou H₃O⁺/H₂), S₂O₈^2-/SO₄^2-, SO₄^2-/SO₂ et Pt²⁺/Pt.

Les oxydants qui peuvent être réduits à la cathode sont H₂O, H⁺, SO₄^2-.
Les réducteurs qui peuvent être oxydés à l'anode sont H₂O, SO₄^2-, Pt.

L'expérience montre que :

• H₂ se dégage à la cathode
• O₂ se dégage à l'anode.

Donc :

• H⁺ réagit à la cathode, l'équation de la réaction est ( 2H⁺ + 2e^- H₂ ) x2
  
• H₂O réagit à l'anode, l'équation de la réaction est 2H₂O O₂ + 4H⁺ + 4e^-.

Le bilan de l'électrolyse s'obtient en additionnant les équations précédentes après avoir équilibré le nombre d'électrons : 2H₂O 2H₂ + O₂.

* Conclusion : le générateur impose le sens du courant et force le système à évoluer dans le sens de la décomposition de l'eau qui est le solvant de la solution électrolysée.

III. Stockage et conversion d'énergie

1. Les piles

* Les piles sont abordées en détail dans cette fiche : Les piles électrochimiques

* Du fait de leur petite taille, la quantité d'énergie électrique susceptible d'être stockée est faible.

* En outre, elles contiennent des électrolytes et des électrodes qui sont polluants pour l'environnement : nickel, cadmium, etc.

2. Les accumulateurs

* Les accumulateurs sont des systèmes électrochimiques rechargeables :
Lors de sa décharge, c'est la transformation d'oxydoréduction spontanée qui se produit ;
Lors de sa charge, c'est la transformation d'oxydoréduction forcée qui se produit.

* Une batterie est un ensemble constitué de plusieurs accumulateurs en série. C'est le cas des batteries au plomb des voitures par exemple. Ces dernières permettent de stocker une énergie plus importante qu'une pile.

3. Les organismes chlorophylliens

* Contrairement à l'électrolyse, la photosynthèse est une transformation d'oxydoréduction forcée non pas par un courant électrique mais par la lumière.

* Grâce aux photons de la lumière visible, la chlorophylle contenue dans les plantes convertit le dioxyde de carbone et l'eau en glucose (= réserve d'énergie chimique) et en dioxygène.