Electrolyse de l'eau
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| - | Brancher la pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur le pôle (-), la cathode, c'est là que l'hydrogène sera récupéré. Brancher l'autre pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur l'autre pôle (+), l'anode, c'est là que sera récupéré l'oxygène. Attendre et observer. | + | * Prendre les deux clous ou les deux tiges de métal choisies et les placer dans chacun des tubes à essai (le but étant de récupérer l'hydrogène produit par l'électrolyse). |
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| - | On constate aussi que le volume de l'hydrogène est deux fois celui de l'oxygène. On utilise une flamme pour constater la présence de l'hydrogène puisque c'est un gaz très inflammable. | + | On constate aussi que le volume de l'hydrogène est deux fois celui de l'oxygène. On utilise une flamme pour constater la présence de l'hydrogène, puisque c'est un gaz très inflammable. |
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| - | L'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui contraint 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'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui contraint 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). |
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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. | 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. | ||
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| - | L'électrolyse de l'eau avec une explication plus | + | L'électrolyse de l'eau avec une explication plus mathématique sur Wikipédia : [http://fr.wikipedia.org/wiki/%C3%89lectrolyse_de_l'eau Électrolyse de l'eau] |
== '''Liens avec d'autres expériences''' == | == '''Liens avec d'autres expériences''' == | ||
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== '''Applications : liens avec le quotidien''' == | == '''Applications : liens avec le quotidien''' == | ||
| - | Production d'hydrogène comme carburant du futur, pour les bombes H | + | Production d'hydrogène comme carburant du futur, pour les bombes H... |
=='''Catégories'''== | =='''Catégories'''== | ||
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[[Catégorie:Contenus à développer]] | [[Catégorie:Contenus à développer]] | ||
[[Catégorie:Fiche à Valider]] | [[Catégorie:Fiche à Valider]] | ||
[[Catégorie:expérience]] | [[Catégorie:expérience]] | ||
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Version actuelle en date du 14 mars 2013 à 17:22
Sommaire |
Présentation de l'expérience
L'eau, c'est de l'eau ! Hé non, l'eau est composée d'éléments chimiques !
Matériel
-
De l'eau
-
Un récipient (bocal, bassine ou autre)
-
Une pile de 4,5 V (ou plus puissante)
-
2 clous (ou autres tiges de métal)
-
2 tubes à essai
-
2 fils électriques
-
Du sel (ou tout autre électrolyte)
-
Une bougie
-
Un briquet
L'expérience
La manipulation
- Remplir le récipient avec de l'eau et y ajouter l'électrolyte (ici, nous utilisons du sel).
- Prendre les deux clous ou les deux tiges de métal choisies et les placer dans chacun des tubes à essai (le but étant de récupérer l'hydrogène produit par l'électrolyse).
- Brancher la pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur le pôle (-), la cathode, c'est là que l'hydrogène sera récupéré.
- Brancher l'autre pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur l'autre pôle (+), l'anode, c'est là que sera récupéré l'oxygène.
- Attendre et observer.
Légende :
- 1 : Anode
- 2 : Cathode
Que voit-on ?
Des petites bulles commencent à apparaître sur les tiges de métal : c'est du dioxygène (O2) au pôle (+) et du dihydrogène (H2) au pôle (-).
Au bout d'une heure, s'il n'y a pas assez de gaz dans les tubes, on peut rajouter du sel pour booster la réaction. Une fois que l'on a récupéré assez d'hydrogène, on peut le faire exploser en approchant la flamme du briquet au moment où on le relâche. 
Un peu d'entraînement sera peut-être nécessaire au début, soyez prudent !
ATTENTION : si vous prenez du sel en tant qu'électrolyte (du chlorure de sodium), il y a une production de dichlore (gaz mortel) dans le dioxygène et donc il est nécessaire de bien ventiler ! Et en tout cas ne pas en produire trop !
Il est préférable d'utiliser de la soude comme électrolyte.
La soude c'est caustique et assez dangereux, ne pas manipuler seul ! Portez des gants !
Explications
De manière simple
Comment sait-on que l'hydrogène est présent ?
Le courant électrique dissocie la molécule d'eau (soit H2O) en ions hydroxyde (OH)- et hydrogène H+ : dans la cellule électrolytique, les ions hydrogène acceptent des électrons à la cathode dans une réaction d'oxydation en formant du dihydrogène gazeux (soit H2), alors qu'une oxydation des ions hydroxyde - qui perdent des électrons donc - se produit à l'anode, ce qui produit l'oxygène (O2).
On constate aussi que le volume de l'hydrogène est deux fois celui de l'oxygène. On utilise une flamme pour constater la présence de l'hydrogène, puisque c'est un gaz très inflammable.
L'électrolyte ?
L'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui contraint 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.
Questions sans réponses
Allons plus loin dans l'explication
L'électrolyse de l'eau avec une explication plus mathématique sur Wikipédia : Électrolyse de l'eau
Liens avec d'autres expériences
Expériences sur Wikidébrouillard
Autres expériences
Applications : liens avec le quotidien
Production d'hydrogène comme carburant du futur, pour les bombes H...
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- Dernière modification de cette page le 14 mars 2013 à 17:22.
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