bonjour tout le monde voilà aujourd'hui lors de cette vidéo nous allons aborder donc la suite du chapitre consacré aux réactions réox je vous rappelle où nous en sommes arrivés pour le moment nous venons de voir les piles pour ça on va commencer par faire un tout petit rappel pour bien fixer les idées avant d'aller plus loin alors petit rappel voilà je partage l'écran avec vous hein donc une pile est un générateur de courant continu c'est-à-dire un dispositif qui va permettre de convertir de l'énergie chimique donc une réaction qui se produit he si vous sou la pile de de Daniel ou la pile de Volta avec le cuivre et le zinc et on va convertir donc cette énergie chimique en énergie électrique donc on va exploiter la réaction chimique pour pouvoir faire fonctionner par exemple une minuterie un voltmètre une carte musicale et cetera il faut bien que vous ayez à l'esprit que une pile est le siège d'une réaction rédoxe spontanée donc si vous souvenez la règle du gamma elle fonctionne c'est-à-dire la réaction entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort qui va donner un oxydant moins fort et un réducteur moins fort il faut bien retenir également que l'anode d'ailleurs que ce soit pour une pile ou pour ce qu'on va voir après ce qu'on appelle l'électrolyse l'anode sera toujours le siège d'une réaction qu'on appelle réaction d'oxydation c'est une réaction pour de laquelle il y a une perte d'électrons alors que la cathode sera toujours le lieu où il y aura la réaction de réduction c'est-à-dire un gain d'électron mais dans une pile cet électrode donc l'Ane sera négative alors que la cathode sera positive on va voir que dans la suite ce n'est pas la même chose dans une pile bien entendu il y a pas de contact direct entre l'oxydant et le réducteur puisque c'est justement euh le but c'est d'exploiter ce transfert d'électrons pour alimenter un petit moteur par exemple les électrons sont transférés de l'un à l'autre en empruntant les circuits extérieur où ils se déplace de l'anode vers la cathode je vous rappelle que le sens de déplacement du courant électrique est par contre ion du plus vers le moins dans une pile ce courant il est dû à quoi B au déplacement des électrons dans les électrodes et dans le circuit extérieur on appelle courant électrique et vous avez également des particules chargées qu'on appelle des ions en solution qui vont être responsable du courant ionique voilà donc ici on en est arrivé à ce stade au niveau des piles aujourd'hui ce qu'on va faire c'est aborder un autre type de réaction mais qui utilise aussi des réactions d'oxydoréduction c'est l'électrolyse l'électrolyse vous la connaissez bien par exemple en 3e vous avez vu l'électrolyse de l'eau voilà donc qu'est-ce que l'on me dit au niveau des notes voilà donc petite mise en situation dans l'industrie monétaire on réalise le cuivrage donc un dépôt de cuivre d'une rondelle d'assis afin d'obtenir certaines pièces de monnaie comme les 1 2 ou 5 centimes d'euros cette opération on nous dit qu'elle s'effectue par une électrolyse une solution à queue d'un sel de cuivre 2 donc ce soit du chlorure de cuivre 2 du sulfate de cuivre 2 du nitrate de cuivre 2 je vous rappelle que dans tous les cas dès que vous avez une solution d'un sel de cuivre 2 cette solution est de couleur bleue d' comm on l' vu au début de chapitre au fait que on ait des ions Cu2+ hydraté qui donnent cette cette couleur donc maintenant les questions auquelles on va essayer de répondre sont les suivant en quoi consiste une électrolyse ben vous l'avez déjà vu partiellement en 3è et de quel matériel avons n besoin pour réaliser une telle opération mais avant tout je vous propose de se pencher sur une première réaction donc la réaction comme vous voyez dans votre cours entre CuSO4 et NaCl du sulfate de cuivre 2 et du chlorure de sodium j'ai mon récipient ici où j'ai C4 je vous rappelle c'est un composé ionique le cuivre est un métal donc on a des i Cu2+ et SO4 et on vient ajouter à ça une solutionuse de Na métal la prière famille table périique qu'est qui va passer on a réaction ation d'ion Na+ va s'associer avec SO42- et Cu2+ avec Cl- pour donner la réaction suivante donc j'écris NaCl + CuSO4 donne [Musique] euh cucl2 Na 2 4 et on va donc pondérer cette équation donc 2 na je regarde si tout est bien pour on verrer oui voilà donc quand on écrit ce type de réaction ben ça do ça doit vous faire penser au cours de 4e quand on a vu les réaction euh de précipitation mais ici quand vous regardez dans un tableau de solubité on constate qu'il y a pas de précipité et en plus c'est une réaction qu'on a vu au début du chapitre comme étant une double substitution na qui était associé avec cl n maintenant avec SO4 et Cuu qui était associé avec SO4 et maintenant avec cl il y a une double substitution et comment on l' vu ces réactions de double substitution sont des réactions pour lesquelles il n'y a pas de variation du nombre d'oxydation et donc ce sont des réactions non rédoxe donc ici quand on fait la réaction rien ne se produit d'un point de vue de la précipitation et aussi d'un point de vue de l'oxydom et réduction on voit que les no sont les mêmes à gauche et à droite maintenant ce qu'on va essayer de faire c'est de vérifier grâce à un tableau des couples si effectivement il n'y a pas une réaction chimique ou si est-ce que la théorie confirme ou plutôt infirme ce que je suis en train de vous raconter pour ça on va je vais vous montrer tout de suite on va partager l'écran alors voilà que constates-tu aucune réaction chimique ne semble se produire effectivement il aucune réaction qui qui se produit j'ai écris la réaction ici com je vi de faire au tableau et on vous demande de justifier le fait qu'il n'y ait pas réaction grâce au tableau des couples réox voilà ce que j'ai fait en fait j'ai repris dans un tableau et on le fera systématiquement pour ce chapitre toutes les entités chimiques qui participent ou qui pourrai participer à la réaction donc qu'est-ce que j'ai pris j'avais ici au départ des ions Na+ et des ions Cl- donc j'ai repris le couple apparé Na+ couple apparé Cl- j'ai également pris les couples où apparaisser Cu2+ SO4 donc je suis toujours au niveau des réactifs c'est ça qui m'intéresse parce que quand je quand j'essaie de faire réagir ces deux substances ben c'est au niveau des réactifs que ça se passe donc j'ai bien pris so42 Mo qui apparaît ici mais qui apparaît également ici j'ai pris les couples où apparaissent où apparaît pardon lion Cu2+ et j'ai également pris les couples de l'eau puisque je suis en solution à voilà et donc je regarde ici j'essaie de faire faire réagir mes ions Na+ avec mes ions SO42- ou alors mes ions Cl- et mes ions Cu2+ et bien je regarde ici Na+ est-il capable de réagir avec SO42- et bien non vous voyez que vous êtes sur la mauvaise diagonale puisque s'il y avait réaction Na+ en réagissant avec SO42- devrait donner s2o82- qui est un oxydant plus fort que Na+ donc ce n'est pas possible également Na+ est ensemblit en na et on aurait donc un réducteur nettement plus fort que SO42- la même chose si on prend Cu2+ avec mes ions Cl- comme je l'ai écris au tableau et bien Cu2+ et Cl- mauvaise diagonale Cu2+ avec Cl- mauvaise diagonale également donc on a bien la preuve par euh la position théorique des couples qu'il n'y a pas réaction chimique donc on pouvait le prévoir sans la sans la réaliser grâce à ce que je viens de vous expliquer ici mais maintenant quand j'essaie de me replonger dans ma problématique du début à savoir mon moi je dispose une solution de cucl2 solution bleue j'ai sur le bureau la table de laboratoire au local 3 et moi je veux réaliser un dépô de a donc je me rends compte que si je fais ça ça ne marchera pas on vient le voir ici Cu2+ Cu2+ n'est pas capable de réagir avec Cl- pour donner d'une part du Cl2 et et d'autre part du Cuu qui m'intéresse ici le chlore ne m'intéresse pas ici donc c'est ce qu'on me dit ici donc la réaction entre l'oxydant le plus fort et réducteur le plus fort aboutirait à un oxydant et réducteur encore plus fort ce qui n'est pas possible il faut toujours que les produits de la réaction soient plus faibles que ceux du départ puisque on fera toujours réagir l'oxydant le plus fort avec le réducteur le plus fort c'est logique l'oxydant aime recevoir les électrons le réducteur aime lui en donner donc il faudra faire réagir ensemble des substances qui ont un fort pouvoir d'honneur et un fort pouvoir accepteur donc comme je l'ai dit ici le but est de former donc du cuivre sur la pièce de monnaie or la réaction comme je viens de vous le montrer Cu2+ et Cl- n'est pas spontanée elle se fait pas naturellement donc je ne peux pas écrire que Cu2+ + 2 Cl- vous me donner comme par magie un dépôt de cuivre et du chlore que je pourrais même récupérer pour autre chose donc il va falloir forcer cette réaction à à se produire se fait pas spontanément donc on n plus dans dans la situation d'une pile comme je viens de vous l'expliquer et on va la forcer comment puisqu'on vous dit une réaction spontanée il fallait pas une aide extérieure fallait pas un apport d'énergie si si on vous dit qu'il va falloir la forcer il va falloir cet apport d'énergie mais il sera de quelle nature pour ça voilà la question que je vous pose rappelle-toi du dispositif expérimental que ton professeur avait utilisé pour réaliser l'électrolyse de l'eau souvenez avec un VOLT mare d'offman à quelles condition pouvais-tu observer des phénomènes au niveau des électrodes vous vous souvenez ça éta fait en 3e donc ça fait quand même un titit temp mais lorsque vous faisz V l'électrolyse de l'eau vous récupériez un certain volume de 10hydrogène à une des électrodes et un volume de 10 oxygène à l'autre à raison de deux volumes pour un volume pour respecter la formule H2O et que fallait-il faire en fait B si vous souvenez il fallait un apport de courant électrique dès qu'on apportait un certain courant électrique avec une certaine différence de potentiel ben on observait ce que je viens de vous dire par contre dès que je coupais l'alimentation mon électrolyse l CC donc c'est ce que l'on va faire ici il fallait l'apport d'un courant électrique tout au long de l'expérience alors qu'est-ce qu'on me dit maintenant donc ben on va essayer mais de l'expliquer ici on va essayer donc de réaliser une électrolyse de cuucl2 puisque je vous le rappelle ici cuucl2 ne donne pas naturellement Cu et Cl2 donc je vais faire en sorte qu'elle le fasse maintenant en forçant la réaction à ce produit voilà d'abord une petite analogie pour vous expliquer qu'est-ce que c'est qu'un générateur de courant électrique vous avez au niveau du générateur du courant électrique vous avez une des bornes la borne négatif où il y a une concentration en électron très très importante et vous avez au contraire à la bonne positive ben une zone où la concentration d'électron elle est plus faible qu'est-ce qui va se passer la zone qui est plusige en électron ben avec la répulsion on va vouloir transférer ses électrons vers la borne positive c'est pour ça que les électrons partent de la borne négative du générateur c'est comme une une pompe refoulante l'eau ben quand vous êtes vous êtes inondée ben elle coule naturellement du haut vers le bas dans la CA et vous pouvez la forcer grâce à une pompe à faire en sorte que l'eau elle remonte et soit évacuée c'est la même chose pour les électrons c'est c'est c'est ce qui va se passer ici alors je représente mon schéma que je vous montre ici voilà donc j'ai mon générateur ici de courant électrique avec la borne négative la de plus petite taille et la borne positive de plus grande taille qu'est-ce que l'on fait bien on connecte une des bornes à une des électrodes et l'autre borne à l'autre électrode les électrons que font-ils ben ils vont partir de la borne négative ils vont arriver à la borne positif et vous avez donc deux électrodes de graphite qui sont inertes ici ell ne participent pas à la réaction chimique faut pas subir de dégradation et on a placé une solution de Cu parce que c'est ce que l'on me dit dans la mise en situation je vous le je vous le remontre encore une fois ici à partir d'une solution àueuse de de celle de cuivre 2 ici j'ai pris du chlorure de cuivre 2 est-ce qu'on sait bien observer les différentes substances qui sont produite alors que va-t-il se passer ben d'abord vous voyez que à la borne de la borne négative relié électrode négatif qu'on va appeler maintenant la cathode donc attention dans le cas d'une électrolys la cathode plus positive elle est négative et ici vous avez l'anode positive relié à la borne positive du générateur alors vous avez en solution des ions Cu2+ et des ions cl que va-t-il se passer en réalité jeis faire tableau je représenter mon schéma votre générateur donc ici vous allez avoir si je veux respecter le même schéma électrode [Musique] négative je pas ce qu'il faut c'est pas négative différ pas la POS que va-il se passer qu'il vont faire comme je viens de vont partir de la borne négatif vont arriver ici et que Vail se passer à la C maintenant qui est nétive avéle je vous que ce soit une électrolyse P la ceélect au niveau de laqu réduéleent la C+ voilà donc les c plus et ici à l'anode positive que va-t-il se passer bien l'anode va tirer les agnons Cl- présent dans la solution et donc vous allez observer à une des électrodes donc Cu2+ va gagner des électrons donc C++ de électrons va donner Cu vous allez obtenir ici un dépôt de cuivre et de l'autre côté vous allez percevoir une odeur de piscine he comme on dit qu quand on voyait ça à l'époque en 4e l'électrolyse on la voyait en en 4e la la piscine donc il y avait une odeur de di chlore donc qu'est-ce qui va se passer à ce moment-là bien vous allez avoir Cl- qui va donner Cl2 avec bien sûr perte d'électrons donc les électrons vont repartir ici vers la borne positive du générateur et donc grâce à ça ici on arrive à réaliser un dépôt de cuivre donc imaginez-vous maintenant qu'est-ce que je veux faire moi en réalité ben je veux faire un dépôt de cuivre sur ma pièce de monnaie qu'est-ce qui va suffit qu'est-ce qu'il faut qu'est-ce qu'il suffit de faire pardon bien on va prendre ici on va remplacer l'électrode de graphite par la pièce de monnaie donc on va faire un dépôt cathodique un dépôt à la cathode donc ça c'est ma pièce de monnaie que j'ai schématisé et vous allez avoir un dépôt de cuivre qui va venir se plaquer tout autour voilà comment on réalise euh facilement un dépôt un cuivrage qu'on dit un cuivrage d'une pièce métallique donc on va reprendre ça ici maintenant maintenant je fais le petit schéma au tableau je vais repartager l'écran voilà voilà tout est tout est expliqué ici hein donc à l'électrode positive je vous ai dit à l'électrode positive donc qui est l'anode on va tirer les anions donc 2 Cl- va donner Cl2 + 2 électrons perte d'électrons oxydation je rappelle oxydation se fait à l'anode mais qui est ici positif parce que relié à la borne positive du générateur d'accord et donc à l'électronégative là comme je vous l'ai dit un dépôau rouge brun de cuivre et on constate également que la solution elle devient elle est moins bleutée pourquoi parce qu'un partie des ion Cu2+ qui était présent dans la solution vont capter ces électrons pour donner Cu donc ils sont moins présents en solution puis ils ont formé un dépôt sur la pièce métallique c'est ce qui explique que la teinte elle est moins bleuté au fur et à mesure que l'électrolyse que temps passe bien sûr une réaction de réduction à la cathode qui cette foisci négative parce que relié à la B négative du génér je vous laisse compéter ves à alors maintenant d'un point de vue théorique est-ce qu'on pouvait le prédire donc j'ai repris les couples qui me conc ici et donc qu'est-ce que j'avais dans ma solution uniquement des I+ uniqu des i cl mais éalement des molécules d'au donc j'ai j'ai repris les couple intervient Cu2+ intervient cl et où intervient H2 voilà et là il y a toute petite explication à fournir quand même quand on regarde à la cathode la cathode négativetir les C on voit que l'oxydant le plus fort c'est Cu2+ ok donc Cu2+ plus de électrons devient Cu c'est ce que j'ai écrit ici pas de souci Électre négatif par contre quand je regarde l'électrode positive normalement le réducteur le plus fort c'est H2O mais H2O pour former ce gaz ici il a besoin d'une surtension je va pas rentrer dans les détails ici ce qui fait que cette surtension qu'on doit appliquer au niveau du générateur va faire que le potentiel du couple ici va devenir supérieur à celui du couple Cl2 Cl- donc c'est comme si maintenant vous écriviez d'abord le couple O 2 H2O et en dessous le couple Cl2 Cl- et c'est à ce moment-là le Cl- qui devient Cl2 d'ailleurs j'ai mis une petite note explicative ici je vais pas rentrer dans les détails c'est pas le but mais pour vous montrer que une électrolyse c'est pas quelque chose de si facile que ça à mettre en place il y a plein de facteurs dont il faut tenir compte je on va on va en reparler dans quelques instants d'ailleurs alors comme je vous l'ai dit afin d'augmenter le dépôt de cuivre sur les pièces de monnaie les elle réalise une électrolyse ou une des électrodes est dites soluble qu'est-ce que cela signifie schématise au montage expérimental utilisé par les industriel j'ai repris exactement la même le même montage mais comme je vous ai dit mon euh ma cathode pardon ma cathode négative et bien reli à la borne négative du générateur et à la borne positive qu'est-ce que je suis venu prendre un barreau de cuiv un barreau de cuiv de mauvaise qualité impure il y a du cuivre il y a sement autre chose et le but c'est de quoi en fait c'est de faire passer le cuivre vraiment pur qui est constitué qui est bloqué piégé dans le bloc impur et de le faire passer donc de ce bloc à la pièce de monnaie donc c'est ce que je mets à la cathode des ions Cu2+ qui sont présents dans la solution mais également ceux qui vont venir du barreau d'ailleurs je vais l'expliquer de cette manièrelà mon anode qu'est-ce qui va se passer un phénomène d'oxydation donc du cuivre qui est présent ici dans le barreau va devenir Cu2+ dans la solution va libérer deux électrons et ces Cu2+ qui vont venir se rajouter vont venir compenser ceux qui étaient présents dans la solution mais qui vont venir se déposer sur la pièce de monnaie donc c'est ce que j'écrit Cu2+ + 2 électrons donne Cu sur la pièce à ce moment là quand j'écris mes couples ici donc je la fais avec une solution de CuSO4 ici on regarde on l'avait fait avec cucl2 donc c'est un petit peu différent on voit bien que l'oxydant le plus fort c'est bien Cu2+ a le plus fort c'est bien et donc vous avez une conversion comme ça de l'un en l'autre donc vous avez passage du CU en Cu plus plus comme je vous dit vient se déposer sur la pièce c'est ce qu'on appelle une électrolyse à anode sol parce que l'anode va détériorer progressivement elle passe de sa pH solide à une phaseuse passe en solution d'accord alors maintenant un autre exemple ce qu'on appelle l'électroingage donc vous savez qu'une pièce d'acier métal c'est alliage constitué majoritairement de fer et le fer avec l'atmosphère on verra ça un peu plus tard va se correroxyder on de la rouille on veut le protéger cet ACI vous connaissez l'ACI inoxydable par exemple c'est toujours le même principe aussi au niveau de l'électrolyse alors voilà ce que l'on nous dit on appelle acier tout alliage métallique ayant pour métal de base le fer sans traitement particulier vous savez je viis vous dire un acier sera peu à peu oxydé par les composants atmosphériques pour le protéger du dioxygène de l'air une technique va consister à le recouvrir d'une fine couche protectrice d'un métal dit sacrificiel plus réducteur très important pourquoi plus réducteur parce que le but c'est que votre métal ne s'oxyde pas et il on a toujours oxydation de quo oxydation du réducteur donc si vous venez mettre un métal encore plus réducteur que le fer le zinc bah c'est lui qui va être oxydé en premier donc c'est pour ça qu'on va le sacrifier afin de protéger notre pièce en acier on va faire en sorte que le fer euh que pardon le zinc subisse un phénomène d'oxydation c'est pour ça qu'il faut un métal plus réducteur on le fait de deux manières on le fait soit par galvanisation vous dit voilà on réalise par immersion de la pièce en asser dans un bain de zinc fondu à 450° je pense que j'y reviens un peu plus tard dans le chapitre et ce qui va nous intéresser ici c'est l'électrozingage on va venir déposer du zinc par électrolyse on vient déposer du cuivre sur une pièce de monnaie ben ici on va venir déposer du zinc très réducteur sur une pièce en acide voilà donc qu'est-ce que on doit avoir à l'esprit je vous rappelle je veux faire un dépôt un dépôt de C donc les C vont être attirés vers la Cate donc il faut que la pièce sur laquelle je veux faire mon dépôt soit une cathode il faut donc qu'elle soit connectée à la borne négative du générateur c'est ce qu'on va faire tout de suite ça vous devez toujours bien l'avoir à l'esprit voilà c'est ce que j'ai fait ici mais j'ai pris dans ce casci j'aurais pu prendre comme j'ai fait tout à l'heure une électrode imp de j'en parleprè donc qu'est-ce qui va se passer à ma c bien des i jeends une solu de Z i Z i z+ venir capter des électrons qui proviennent ici de la bande négative du générateur pour venir se transformer en Zn acier c'està-dire Zn déposé sur la pièce d'acier je veux l hein et de l'autre côté qu'est-ce qu'on constate constate un dégagement de dioxygène par exemple si on récupère ce gaz et qu'on place un Tyson en inition vous souvenez ça du cours de de 3e pour l'électrolyse de l'eau on voit que la flamme elle reprend ça ça se rallume donc il y a bien un apport d'un comburant qui est le dioxygène d' vous pouvez vous entraîner à l'équilibrer hein ici vous avez le no de l'oxygène qui est - 2 ici il fait 0 donc on a une différence de 2 mais je dois faire en sorte d'équilibré puisque j'ai deux atomes d'oxygène je n'en ai qu'un je mets un de donc j'ai qu électrons comme je travaille en milieu acide 4 H+ et vous obtenez la réaction qui se produit maintenant vous pourz dire Monsieur pourquoi je travaille avec un mieux acide et bien on constate que vous savez que dans l'eau hein on l'a vu il y a une certaine quantité d'ion H3+ et d'ion OH- H3+ OH- fait 10 exposant 14 à 25° comme on l'avait vu pour le pH et bien on a constaté en mesurant des constants en faisant des des calculs en utilisant des constantes d'équilibre que Ben une quantité une certaine quantité des ions Zn2+ avait tendance à précipiter sous forme de znoh2 fois d'ailleurs vous pouvez regarder dans un tableau de solubilité l'intersection entre Zn2+ et OH- donne un rond noir et donc la quantité d' Zn2+ disponible pour l'électrolyse serait moins important donc pour éviter de perdre d'avoir une perte en ion Zn2 plus et de pouvoir les consacrer entièrement au dépôt que l'on souhaite réaliser sur la pièce en acier et bien on fait en sorte de travailler avec un milieu acide et voilà ce que l'on obtiendrait d'un point de vue théorique donc j'ai replacé encore mes couples S 4 de moin je travaille dans l'eau mais mon couple H2 H+ ici et là si vous regardez il y a quelque chose de particulier c'est que normalement l'oxydant le plus fort ici c'est SO4 2 Mo et comment voulez-vous qu'un ion chargé négativement soit attiré par l'électrode négative donc SO42- c'est pas lui qui va venir réagir il y a bien sûr Zn2+ qui peut le faire mais il y a aussi les ions H+ donc il y a l'eau qui intervient et en fait ici c'est une réaction parasite donc donc si on fait des calculs théoriques et qu'on dit ben voilà et on le verra je vous l'expliquerai dans la suite du cours il y a moyen de faire une étude quantitative de l'électrolyise savoir quelle quantité quelle intensité du courant placé pendant combien de temps pour avoir un dépôt de d'un certain nombre de môes donc une certaine masse et bien si on le fait d'un point de vue théorique on se rend compte que d'un point de vue expérimental ben la quantité qu'on arrive à déposer elle être un petit peu moins importante parce que vous avez cette réaction parasite vous voyez encore une difficulté de l'électrolyse faut faut tenir compte de plein de choses ici je vous parle du pH je vous parle de la précipitation je vous parle bien sûr des transfer d'électrons on pour aussi parler des réactions de complexation qu'on ne voit plus maintenant dans le secondaire donc ce sont tous des paramètres dont il faut tenir compte pour vraiment réaliser l'électrolyse prévue initialement théoriquement je dirais voilà par contre donc voilà ici ce ce qui se passe on observe un dégagement ici H2 H2O devient H2 il y a un dégagement de hydrogène et euh si on voulait vraiment avoir euh comme tout à l'heure une électrode soluble et bien ici il faudrait en plus euh comme je comme je le dis il y aurait oxydation il y aura aussi oxydation de Zn en ion Zn2+ euh non non excusez-moi tout à l'heure oui oui voilà une oxydation d' ion de Zn en Zn de plus seulement C électrodes de zinc et solu bien sûr il me faut une anode soluble hein c'est ça ce que je viens de vous expliquer il y a quelques instants je vais essayer maintenant vous montrer une vidéo pour faire le lien avec la pile de Volta quand même avec entre l'électrolyse et la pile de Volta alors oui sans sans oublier ici que je n'ai pas parlé euh de l'anode on voit bien ici que H2O devient O2 c'est ce que je retrouve ici H2 O2 mais ici il y a les deux un dépôt de zinc mais il y a aussi un dégagement dehydrogène alors je vous rappelle la pile de Daniel je sais plus si je vous ai parlé de la pile de Volta maintenant je sais plus mais ça la p de voilà donc j'ai mon électrode de Z qui est une anode négative dans ce CASL attention c'est une pile et j'ai ici Cu qui est une cathode posite je connecte par exemp un petit moteur je pourrais prendre un voltm pour mesurer la différence de potentiel i j'ai Zn dans une solution zns4 j'ai bien sûr ici mon P salin pour fermer le circuit et qu'est-ce qui se passe bien on constate que les V toujours du moins vers le plus et j'ai donc ici un amincissement de mon électrode de puisqueune partie va se transformer en Z en libérant de électrons ceci passant dans le circuit pour arriver jusquà l'électrode de cuivre là des i Cu2+ V venir se déposer ça c'est ce que vous que vous c'est la pile de Daniel moi ce que je viens faire maintenant donc cette pile elle sert à faire fonctionner quelque chose ici non je ne mets plus un récepteur comme on dit je mets un générateur de courant électrique et je vais forcer les électrons aller dans l'autre sens for réaction li d'avoir deleélect de cuivre voilà Revo je vaiser partager l'éc voil donc vous voyez que ici j'ai mon générateur la borne négative est connectée je vous rappelle à l'électrode négative qu'on va appeler maintenant une cathode et ici vous allez avoir laane qui est positive et vous voyez que dans ce cas-là les électrons arrivent donc vous n'avez plus ici Zn2+ qui tomb de la solution mais Zn2+ qui vient se déposer donc je force la réaction inverse à se produire voilà c'est ce qui se produit donc là c'est mon anode qui se dégrade souvenez anode soluble on vient dans par vous voyez là les ions Zn2+ vient viennent prendre des deux électrons pour donner du Zn c'était l'inverse tout à l'heure c'était Zn qui donnait zn2++ 2 électrons ça c'est ce qui se passe donc la masse de l'électrode augmente dans ce cas-là pour l'électrode de cuivre c'est le contraire les atomes de cuivre vont passer en solution sous forme d'ion Cu2+ et il va y avoir donc libération de deux électrons voilà donc je continue maintenant ah oui aussi une petite remarque importante oui on vient faire un dépôt de zinc vous allez me dire monsieur le le zinc est en contact avec l'oxygène et donc oui le zinc va subir une oxydation va on va former un oxyde donc Zn mais par rapport par exemple au fer où là vous avez de la rouille qui est friable et donc votre métal va d'abord rouiller en surface et puis va rouiller en profondeur puisque la rouille va s'effriter sinon vous allez avoir un oxyde qui bien qui est bien euh en contact avec la pièce et qui donc va la protéger pu qu'on dit la proprié d'être imperméable à l'air une fois oxydé en surface protège donc les couches internes de zinc et bien entendu l'acier qui est recouvert donc c'est tout bénéfice à ce niveau-là alors l'essentiel à retenir bon tout ça l'électrolyse c'est un processus par lequel ici on va exploiter de l'énergie électrique elle vait utilisé pour produire une réaction chimique qui autrement n'aurait pas donc la réaction la règle du gamma dans ce cas-ci elle n'est pas respectée il faut pour cela appliquer au bord de de la cellule une tension électromotri externe en opposition avec celle de la pile est plus grande qu'elle l'anode on retient qu'elle attire les agnons elle subit comme pour une pile et le lieu de l'oxydation mais contrairement à la pile elle elle est positive parce qu'elle est branchée sur la borne positive du générateur la cathode elle elle est négative dans ce cas-ci à la tcation mais c'est aussi le lieu où aura lieu le pH phénomène de réduction et l'électrolyse pourquoi j'en parle parce qu'elle a de nombreuses applications industrielles par exemple quand vous voulez galvaniser euh ça consiste à recouvrir des objets d'une couche mche pour les protéger de l'oxydation pouvez faire du chromage donc faire un dép de chromeme du cuivrage comme sur les pièces de monnaie de l'étamage donc de l'étamage c'est venir déposer une couche d'éint ou alors vous pouvez aussi réaliser des argentures pour des bijoux pour des plats pour des couverts donc il y a plein de choses à faire vous pouvez également essayer de récupérer comme je vous parlais tout à l'heure des barreaux impurs vous pouvez essayer de de récupérer les métaux pures constitutifs d'un d'un barreau par précipitation il y a il y a il y a toute il y a il y a toutes des techniques notamment ce qu'on appelle l'affinage électrolytique du cuivre hein on fait précipiter certains métaux on récupère le cuivre sur une autre électrode puisque vous savez que le cuivre euh est l'objet de beaucoup de convoitises il y a beaucoup de vols notamment au niveau des chemins de fer parce que c'est un métal qui a quand même une certaine valeur aussi vous pouvez l'utiliser pour fabriquer certains produits il faut savoir que certains métaux ont été récupérés ont été isolés par électrolyse c'est comme ça que le sodium le potassium ont été récupéré ont été mis en évidence par électrolyte ici par exemple vous pouvez récupérer du dihydrogène ou du dioxygène quand vous faites l'électrolyse de l'eau vous voyez il y a quand même pas mal de choses ici je vous ai mis les deux équations d'ailleurs qui se produisent voez donc quand on fait par électrolyse de l'eau et qu'on met du bleu de bromoyol au départ vous avez une solution qui est verd parce que Ph V 7 hein c'est neutre et puis vous voyez à l'anode vous voyez ici production d'ion H+ donc le milieu s'acidifie le bromoimol vir au jaune et quand on le fait à la cathode ben vous avez production d'ion OH- là vous avez euh le bomtimol qui vire au bleu parce que apparition d'ion basique basique