Qu’est-ce qu’une cellule électrolytique ?

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Une cellule électrolytique est un dispositif électrochimique dans lequel de l’énergie électrique est consommée pour entraîner une réduction d’oxydation non spontanée ou une réaction redox. C’est l’opposé d’une cellule galvanique ou voltaïque , qui génère de l’énergie électrique à partir d’une réaction redox spontanée.

De nombreuses réactions non spontanées qui se produisent dans les cellules électrolytiques impliquent la décomposition d’un composé chimique en ses éléments constitutifs ou en substances chimiques plus simples. Cette classe de processus de lyse ou de décomposition électrique est appelée électrolyse, d’où le nom des cellules électrolytiques.

Les cellules électrolytiques permettent de convertir l’énergie électrique en énergie potentielle chimique. Ils sont également à la base de nombreux procédés métallurgiques sans lesquels la société telle que nous la connaissons aujourd’hui n’existerait pas.

Cellules électrolytiques versus cellules électrochimiques

Un concept lié aux cellules électrolytiques est celui des cellules électrochimiques. Il y a une petite division autour du concept de ce dernier. Certains auteurs considèrent que toute cellule dans laquelle une réaction d’oxydoréduction est associée à un courant électrique entre deux électrodes représente une cellule électrochimique, que la réaction soit spontanée ou non. Vues de ce point de vue, les cellules électrolytiques ont été un type particulier de cellule électrochimique.

D’autre part, un autre groupe d’auteurs définit les cellules électrochimiques comme celles dans lesquelles une réaction spontanée d’oxydoréduction génère un courant électrique. Dans ce cas, les cellules électrolytiques seraient l’exact opposé des cellules électrochimiques.

Indépendamment de ce dilemme, il est clair que ce qui caractérise une cellule électrolytique, c’est qu’elle implique une réaction redox qui n’est pas spontanée, et nécessite donc un apport d’énergie d’une source externe pour se produire.

Cellules, demi-cellules et demi-réactions

Comme son nom l’indique, chaque réaction d’oxydo-réduction implique deux processus distincts mais interdépendants, l’oxydation et la réduction. L’oxydation est la perte d’électrons tandis que la réduction en est le gain. Étant donné que dans une réaction chimique nette, il ne peut y avoir d’électrons orphelins sans atome sur lequel vivre, l’oxydation et la réduction ne peuvent pas se produire l’une sans l’autre. Cependant, il n’est pas obligatoire que les deux processus se déroulent sur le même site.

Ce dernier fait représente la raison d’être des cellules électrochimiques et aussi (ou par extension) des cellules électrolytiques. Une cellule électrolytique n’est rien de plus qu’un dispositif expérimental dans lequel les processus d’oxydation et de réduction d’une réaction redox sont physiquement séparés, mais qui permet le flux d’électrons de l’endroit où l’oxydation se produit à l’endroit où se produit la réduction à travers un conducteur électrique. Les compartiments séparés où ces demi-réactions ont lieu sont appelés demi-cellules , et l’emplacement ou la surface spécifique où chaque demi-réaction se produit est appelé électrode .

Chaque cellule électrochimique ou électrolytique est définie par les caractéristiques des électrodes, par la demi-réaction particulière qui se produit dans chacune d’elles et par la composition et la concentration des solutions présentes dans chaque demi-cellule. De plus, la spontanéité de la réaction d’oxydo-réduction est déterminée par ce que l’on appelle le potentiel cellulaire (représenté par E cell ).

Un potentiel cellulaire positif implique une réaction spontanée, alors que s’il est négatif, la réaction ne sera pas spontanée. Par conséquent, nous pouvons à nouveau définir une cellule électrolytique comme une cellule qui a un potentiel de cellule négatif, qui nécessite de l’énergie électrique pour fonctionner.

Fonctionnement des cellules électrolytiques

La figure suivante montre les composants d’une cellule électrolytique générique typique.

fonctionnement de la cellule électrolytique

Comme on peut le voir, la cellule est composée de deux électrodes ( l’anode et la cathode ) qui sont immergées dans une solution d’électrolyte (qui assure qu’elle conduit l’électricité, fermant le circuit électrique) et qui sont également reliées au moyen de conducteurs électriques traversant une source de courant continu (la boîte grise qui est reliée au mur électrique).

Les demi-réactions qui se produisent dans cette cellule électrolytique générique sont affichées sur le côté droit de l’image. Comme on peut le voir, le potentiel de cellule (celui de la réaction globale) est négatif, donc les électrons (qui sont également négatifs) n’ont pas tendance à circuler de l’anode vers la cathode.

Cependant, lorsque la source d’alimentation est allumée, elle génère une différence de potentiel qui contrecarre et dépasse le potentiel de la cellule, ce qui incite les électrons à se déplacer à travers le conducteur, provoquant la réaction d’oxydo-réduction.

Par définition, dans une cellule électrolytique, l’anode est l’électrode où se produit l’oxydation et est généralement représentée à gauche. Au lieu de cela, la cathode est l’endroit où la réduction se produit et est illustrée à droite, de sorte que les électrons circulent toujours de l’anode à la cathode.

Un moyen facile de s’en souvenir (en espagnol) est que « les voyelles vont avec les voyelles et les consonnes vont avec les consonnes »:

Ánode , Oxydation et gauche commencent par une voyelle, donc ils vont tous ensemble ; tandis que Cathode , Reduction et Right commencent tous par une consonne, donc ils vont aussi ensemble.

Utilisations des cellules électrolytiques

On pourrait dire que les cellules électrolytiques sont essentielles à notre mode de vie moderne. Cela est dû, d’une part, aux nombreuses industries essentielles qui dépendent entièrement des procédés électrolytiques, et d’autre part, au fait qu’elles constituent la base de notre capacité à stocker l’énergie électrique sous forme d’énergie potentielle chimique. Certaines des applications les plus importantes des cellules électrolytiques sont :

Production et purification de métaux

Certains des métaux les plus importants pour l’homme, tels que l’aluminium et le cuivre, sont produits industriellement au moyen de cellules électrolytiques. Ils représentent également l’un des rares moyens d’obtenir des métaux actifs tels que les métaux alcalins (lithium, sodium et potassium) et certains métaux alcalino-terreux très importants tels que le magnésium.

Production d’halogène

Les halogènes tels que le fluor et le chlore sont d’une grande importance dans l’industrie chimique. Ce sont des réactifs essentiels pour la production de nombreux dérivés du pétrole tels que le PVC et le Téflon, ainsi que d’être utilisés dans d’innombrables procédés de synthèse pour des médicaments qui sauvent des vies au quotidien. La principale source de ces halogènes est l’électrolyse de sels contenant leurs ions.

Stockage d’Energie

Comme mentionné ci-dessus, les cellules électrolytiques sont capables de stocker de l’énergie électrique sous forme d’énergie chimique. L’exemple le plus tangible en est le processus de charge de toutes les batteries rechargeables. Sans cellules électrolytiques, les batteries au lithium qui alimentent la grande majorité des appareils mobiles que nous utilisons au quotidien ne seraient pas rechargeables. L’électrolyse de l’eau est à la base de la production d’ hydrogène gazeux , qui peut être utilisé comme carburant propre dans une fusée telle que la Blue Shephard de Blue Origin , la société aérospatiale de Jeff Bezos, ou comme source d’énergie électrique dans les piles à combustible de certains modèles de voitures électriques.

Exemples de cellules électrolytiques

électrolyse de l’eau

L’électrolyse de l’eau s’effectue en faisant passer un courant dans une solution d’acide sulfurique 0,1 M. Les demi-réactions mises en jeu et la réaction globale sont :

Exemple d'électrolyse : cellule d'électrolyse de l'eau

Électrolyse du chlorure de sodium fondu

Dans le chlorure de sodium fondu, les ions agissent comme des porteurs de charge qui conduisent l’électricité. C’est ainsi que le sodium est produit au niveau industriel.

Exemple d'électrolyse : cellule électrolytique au chlorure de sodium

Les références

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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