Voir la source de Électrolyse

{{sources à lier|date=octobre 2012}}
[[Fichier:Symbole electrolyseur.png|right|thumb|250px|Représentation symbolique d'un électrolyseur dans un circuit]]

L''''électrolyse''' est une méthode qui permet de réaliser des réactions chimiques grâce à une activation électrique. C'est un processus de conversion d'énergie électrique en énergie chimique. Elle permet par ailleurs, dans l'[[industrie]] chimique, la séparation d'[[élément chimique|éléments]] ou la synthèse de [[composé chimique|composés chimiques]]. Elle intervient aussi dans la classification des corps purs.

L'électrolyse est utilisée dans divers procédés industriels, tels que la production de [[dihydrogène]] par [[électrolyse de l'eau]], la [[production de l'aluminium par électrolyse|production d'aluminium]] ou [[Électrolyse chlore-soude|de chlore]], ou encore pour le [[Traitement de surface|placage]] d'objets par [[galvanoplastie]].

== Historique ==
La première électrolyse par courant continu ([[électrolyse de l'eau]]) a été réalisée le {{date|2 mai 1800|en science}} par deux chimistes britanniques, [[William Nicholson (chimiste)|William Nicholson]] (1753-1815) et [[Anthony Carlisle|Sir Anthony Carlisle]] (1768-1842), quelques jours après l'invention de la première [[pile électrique]] (publication soumise le {{date-|20 mars 1800}} dans une lettre en français au président de la [[Royal Society]], [[Joseph Banks]]) par [[Alessandro Volta]] et grâce à celle-ci. Auparavant, J. R. Deiman et A. Paets van Troostwijk avaient déjà réalisé une électrolyse de l'eau en 1789<ref>[http://www.encyclopedia.com/doc/1G2-2830904368.html Biographie de Adriaan Paets Van Troostwijk]</ref> au moyen d'une [[machine électrostatique]] et d'une [[bouteille de Leyde]] sans réussir à interpréter la réaction observée.

== Principe ==
[[Fichier:Schemas electrolyse h2o.svg|thumb|Schéma de la production de dihydrogène et de dioxygène par électrolyse de l'eau.]]

La [[matière]] à décomposer ou à transférer est dissoute dans un [[solvant]] approprié, ou fondue, de sorte que ses [[ion]]s constitutifs soient disponibles dans la [[Solution (chimie)|solution]].
* Une différence de [[potentiel électrique]] est appliquée entre deux [[électrode]]s immergées dans cette solution.
* La [[cathode]] est le siège d'une [[réaction d'oxydo-réduction|réduction]] et l'[[anode]] le siège d'une [[oxydation]]. Le potentiel de l'anode étant supérieur (ou égal dans une pile court-circuitée) au potentiel de la cathode on peut dire que l'anode est la borne positive et que la cathode est la borne négative. Notons que ces bornes sont inversées dans le cas d'une [[pile électrique|pile]].
* Lors du passage d'un [[courant électrique]] continu, les électrodes attirent à elles les ''ions'' de [[charge électrique|charge]] opposée.

Les anions (–) migrent toujours vers l'anode (+) tandis que les cations (+) migrent vers la cathode (–).

Cependant, il serait faux de dire que l'électrolyse se résume à l'[[oxydation]] des [[anion]]s à l'[[anode]] et à la [[réaction d'oxydo-réduction|réduction]] des [[cation]]s à la [[cathode]]. En effet, il est aussi possible d'oxyder des [[cation]]s à l'[[anode]]. Par exemple :

:<math>\mathrm{Fe^{2+}_{aq} \longrightarrow  \ Fe^{3+}_{aq} +  \ e^- }</math>
ou de réduire des [[anion]]s à la [[cathode]], par exemple hexacyanoferrate(III) donne hexacyanoferrate (II) :

:<math>\mathrm{Fe(CN)_6^{3-} + \ e^-  \longrightarrow  \ Fe(CN)_6^{4-} }</math>.

De même, des molécules neutres peuvent réagir aux électrodes ; par exemple la para-[[quinone]] est réduite en para-[[hydroquinone|dihydroquinone]] :

[[Fichier:P-Benzochinon.svg]] <math>\mathrm{+ \ 2 e^- + \ 2 H^+   \longrightarrow  \  }</math> [[Fichier:Hydrochinon2.svg]]

Cela est possible car le transport des espèces à l'électrode peut se faire par trois mécanismes différents : par [[Migration (matière)|migration]] qui entraine le déplacement des espèces chimiques chargées (ions) dans le champ électrique au sein de la cellule d'électrolyse, par [[Diffusion de la matière|diffusion]] qui concerne toutes les espèces chimiques pour lesquelles il existe un gradient de concentration et par [[convection]] naturelle ou forcée selon que l'agitation de la solution est due à l'agitation thermique ou à une agitation mécanique.

== Applications ==
=== Production de dihydrogène par électrolyse de l'eau ===
{{Article détaillé|Électrolyse de l'eau}}
[[Fichier:Hofmann voltameter fr.svg|210px|thumb|right|Schéma du [[voltamètre d'Hoffmann]] utilisé pour l'électrolyse de l'eau.]]

L'électrolyse peut être utilisée pour décomposer l'[[eau]] (H{{ind|2}}O) en [[dihydrogène]] (H{{ind|2}}) et en [[dioxygène]] ({{O2}}).

Réactions :

* Oxydation à l'[[anode]] (reliée au pôle + du générateur) :

:<math>\begin{matrix} & \\ 2\,\mbox{H}_2\mbox{O (liquide)}& \overrightarrow{\qquad} & \mbox{O}_2 \mbox{ (gaz)} + 4\,\mbox{H}^+\mbox{ (aqueux)} + 4\,e^-\   \\\end{matrix}</math>

* Réduction à la [[cathode]] (reliée au pôle – du générateur) :

:<math>\begin{matrix} & \\ 4\,\mbox{H}_2\mbox{O (liquide)} + 4\,e^- & \overrightarrow{\qquad} & 2\,\mbox{H}_2 \mbox{ (gaz)} + 4\,\mbox{OH}^-\mbox{ (aqueux)} \   \\\end{matrix}</math>

* Globalement, nous avons :

:<math>\begin{matrix} & \\ 2\,\mbox{H}_2\mbox{O (liquide)} & \overrightarrow{\qquad} & 2\,\mbox{H}_2 \mbox{ (gaz)} + \mbox{O}_2\mbox{ (gaz)} \   \\\end{matrix}</math>

Néanmoins, si cette méthode est efficace ([[rendement de Faraday]] de 90 % en solution alcaline), elle n'est pas la moins chère pour produire du dioxygène et du dihydrogène industriellement. On préfère souvent extraire le dioxygène de l'air, et le dihydrogène par [[reformage du méthane]] : CH{{ind|4}}. Mais contrairement à l'électrolyse, cette méthode produit également du [[dioxyde de carbone|{{CO2}}]] (voir l'article [[dihydrogène]])

Remarque : lorsque de l'eau est électrolysée, l'[[eau lourde]] (contenant l'isotope lourd [[deutérium]] à la place de {{exp|1}}H) a tendance à se dissocier en fin d'électrolyse, puisque la liaison D-O est légèrement plus forte que la liaison {{exp|1}}H-O de l'eau légère (eau "normale" {{exp|1}}H{{ind|2}}O).

=== Production de chlore ===
{{Article détaillé|Électrolyse chlore-soude}}
Le [[chlore]] est un gaz jaunâtre toxique. On utilise actuellement des électrolyseurs qui utilisent l'électrolyse d'une solution aqueuse de [[chlorure de sodium|NaCl]] ([[sel alimentaire|sel de table]]) pour produire des ions [[hypochlorite]]s à l'usage du traitement de l'eau des piscines.

=== Placage ===
{{Voir homonymes|Placage}}

La [[galvanoplastie]], ou [[Traitement de surface|placage]] d'objets par électrolyse, consiste à recouvrir des objets d'une mince couche régulière d'un métal généralement précieux ou d'un alliage : [[dorure]], [[argenture]], [[nickelage]], [[chromage]], [[cadmiage]], cuivrage...

Par exemple, une [[Bague (bijou)|bague]] est plongée dans une solution de [[nitrate d'argent]] (Ag{{exp|+}} + NO<sub>3</sub>{{exp|−}}) reliée à un [[générateur]].

Les ions d'argent vont se déposer sur l'anneau selon la réaction de [[oxydo-réduction|réduction]] :

:Ag{{exp|+}}{{ind|(aq)}} + e{{exp|−}} → Ag{{ind|(s)}}.

On obtient ainsi un anneau plaqué argent, cette technique s'appelle l'[[argenture]].

Plus généralement, les dérivés chimiques d'un métal donné peuvent être utilisés à des fins de placage avec ce dernier. Ainsi, on peut couvrir un objet métallique de cuivre avec le bain de sulfate de cuivre qu'on utilise d'ordinaire pour traiter la vigne.

On peut tester avec l'expérience suivante avec :
* Une source de courant continu réglable, capable de délivrer de 1 à {{nobr|10 ampères}}.
* Un récipient pour le bain (ne doit pas être métallique).

La [[cathode]] (-) est reliée à la pièce à plaquer, l'[[anode]] (+) est reliée à un morceau de [[cuivre]] qui servira à alimenter le placage. Les deux électrodes sont plongées dans le bain, à quelques centimètres l'une de l'autre, et on fait passer le courant autant de temps que nécessaire.

Facteurs favorisant le phénomène :
* [[Concentration massique|Concentration]] du bain : plus le bain est concentré, plus le placage est rapide.
* [[Surface (physique)|Surface]] de la pièce à plaquer : plus la surface de la pièce est grande, plus l'[[Intensité d'un courant électrique|intensité]] électrique doit être élevée.
* La vitesse du dépôt : elle est proportionnelle à la quantité de courant traversant la pièce à plaquer.
* La [[température]] : la chaleur favorise le rendement du [[bain]].

Le chromage de pièce en acier se déroule ainsi :

* La pièce métallique constituant la cathode est plongée avec une anode en chrome dans une solution (l'électrolyte) contenant des ions de chrome (Cr<sup>3+</sup>) ;
* Le générateur positionné entre l'anode et la cathode délivre un courant continu ;
* La pièce métallique gagne des électrons et attire les ions de chrome qui adhérent à sa surface.

=== Production d'aluminium, de cuivre ou de nickel ===
{{Article détaillé|Réduction électrolytique de l'aluminium}}

L’[[aluminium]] primaire est obtenu par électrolyse de l’[[alumine]] {{fchim|Al|2|O|3}}. Le procédé consiste à réduire par électrolyse de l’alumine dissoute dans un bain de [[cryolithe]] ([[fluorure]] double d’aluminium et de [[sodium]] : AlF{{sub|3}}, 3 NaF) fondue à environ {{tmp|950|°C}}, dans une cuve traversée par un courant électrique de haute intensité. Soumis à l’action du courant électrique continu, les [[ions]] sont transportés aux deux électrodes.

L’électrode positive attire les ions négatifs, ici l’oxygène O<sup>2−</sup>. L’anode ([[réaction d'oxydoréduction|oxydation]]) est placée en haut du creuset où s’effectue l’électrolyse ; l’oxygène peut ainsi se dégager sous forme de {{CO2}} gazeux, après avoir brûlé le [[carbone]] qui constitue l’anode.

L’électrode négative attire les ions positifs, ici l’aluminium Al<sup>3+</sup>. La cathode ([[réaction d'oxydoréduction|réduction]]) est située au fond du creuset où l’aluminium plus lourd que le bain se dépose et reste sous forme d’une couche de métal liquide à haute température. Ce métal liquide est régulièrement aspiré et transporté en fonderie, pour être solidifié sous forme de [[wikt:demi-produit|demi-produit]] ([[lingot]], [[billette]], [[plaque]] de [[laminage]]).

Le phénomène global se traduit par la réaction :
:2 {{fchim|Al|2|O|3}} + 3 C &rarr; 4 Al + 3 {{CO2}}

L'[[Affinage des métaux|affinage]] industriel du [[cuivre]] brut s'effectue par électrolyse d'anodes de cuivre brut dans un bain de [[sulfate de cuivre]]. Le cuivre pur (jusqu'à 99,95 %) se fixe sur la [[cathode]], les impuretés restant dans le bain.

[[Fichier:Electrolytic nickel section.jpg|vignette|Coupe [[métallographie|métallographique]] montrant l'accrétion du nickel autour de la [[cathode]].|alt=métallographie]]

De même, le [[nickel]] peut être affiné par électrolyse. Il s'amasse sur la [[cathode]], pendant que le dioxygène s'échappe à l'[[anode]], l'[[électrolyte]] étant du [[sulfate de nickel]] mélangé avec de l'[[acide sulfurique]]. Les cathodes sont récoltées au bout d'environ 7 jours<ref>{{Ouvrage |langue=en |prénom1=Frank K. |nom1=Krundwell |prénom2=Michael S. |nom2=Moats |prénom3=Venkoba |nom3=Ramachandran |prénom4=Timothy G. |nom4=Robinson |prénom5=William G. |nom5=Davenport |titre=Extractive Metallurgy of Nickel, Cobalt and Platinum Group Metals |éditeur=[[Elsevier (éditeur)|Elsevier]] |année=2011 |pages totales=610 |passage=297 |isbn=978-0-08-096809-4 |lire en ligne=https://books.google.fr/books?id=yx5L85iuOicC&printsec=frontcover&q=converter}}</ref>. En 2009, environ {{unité|200000|tonnes}} par an de nickel d'une pureté de 99,9 %, sur les {{unité|1500000|tonnes}} de nickel primaire produites dans le monde, sont affinées par électrolyse{{sfn|Krundwell|Moats|Ramachandran|Robinson|2011|p=327}}.

=== Production d'[[ozone]] ===
Le passage de courant électrique permet de décomposer l'eau en ses différents éléments : oxygène et hydrogène. Les atomes libres d’oxygène sont très réactifs : ceux-ci peuvent se recombiner en ozone (O{{sub|3}}).

La quantité d'ozone généré est proportionnelle à la charge qui traverse la cellule (suivant la [[lois de Faraday (électrochimie)|loi de Faraday]]), donc proportionnelle au courant électrique.

Remarque : la dissolution de l'ozone dans l'eau étant plus efficace lorsque la température diminue et lorsque l'eau présente le moins d'électrolytes possible, il est recommandé d'utiliser de l'eau déminéralisée et refroidie (l'idéal étant de l'eau dont la température avoisine {{tmp|1|°C}}).

=== Électrolyse du CO2 pour produire du CO ===
Il est possible d'électrolyser du gaz carbonique (CO2, gaz à effet de serre, éventuellement capté dans l'air), pour produire du CO et de l'oxygène ; le CO pouvant être ensuite combiné à d'autres atomes ou molécules pour divers usages, dont par exemple pour produire de l'[[acétate]].

Dans ce dernier cas, à partir d'une source solaire photovoltaïque produisant de l'électricité avec un rendement de 22 %, selon Hann {{et al.}} (2022), il est possible de produire 1 g d’acétate pour chaque 61,36 kJ délivrés par le panneau solaire<ref>{{Article |prénom1=Elizabeth C. |nom1=Hann |prénom2=Sean |nom2=Overa |prénom3=Marcus |nom3=Harland-Dunaway |prénom4=Andrés F. |nom4=Narvaez |titre=A hybrid inorganic–biological artificial photosynthesis system for energy-efficient food production |périodique=Nature Food |volume=3 |numéro=6 |pages=461–471 |date=2022-06-23 |issn=2662-1355 |doi=10.1038/s43016-022-00530-x |lire en ligne=http://dx.doi.org/10.1038/s43016-022-00530-x |consulté le=2024-10-29}}</ref> (un premier électrolyseur produit du CO, lequel est converti en acétate dans un second électrolyseur). Les rendements seront plus élevés si le CO2 est capturé en sortie d'une source industrielle concentrées (∼100 kWh par tonnes de CO2) à un prix moins élevé que les au moins 600 $ la tonne nécessaires pour capter physicochimiquement le CO2 de l'air)<ref>APS (2011) Rapport POPA : ''Captage direct du CO2 dans l’air avec des produits chimiques'' (évaluation technologique) ; 1er juin 2011https://www.aps.org/publications/reports/direct-air-capture-co2 ; [https://res.cloudinary.com/apsphysics/image/upload/v1698255780/Direct-Air-Capture-of-CO2-with-Chemicals_snams5.pdf. rapport : Direct Air Capture of CO2 with Chemicals] (PDF, 100 p)</ref>. Cet acétate pourrait, via un système hydroponique de culture, être l'aliment de base de plantes et autres [[organismes génétiquement modifiés]] pour vivre dans le noir (dont plantes et algues)<ref>{{Article |langue=en |prénom1=Bradie S. |nom1=Crandall |prénom2=Marcus |nom2=Harland-Dunaway |prénom3=Robert E. |nom3=Jinkerson |prénom4=Feng |nom4=Jiao |titre=Electro-agriculture: Revolutionizing farming for a sustainable future |périodique=Joule |date=2024-10 |doi=10.1016/j.joule.2024.09.011 |lire en ligne=https://linkinghub.elsevier.com/retrieve/pii/S254243512400429X |consulté le=2024-10-29}}</ref>.

== Fondateurs ==
Les scientifiques pionniers de l'électrolyse sont :
* [[William Nicholson (chimiste)|William Nicholson]] (1753-1815) et [[Anthony Carlisle|Sir Anthony Carlisle]] (1768-1840) réalisèrent la première électrolyse le {{date|2 mai 1800|en science}}.
* [[Michael Faraday]], scientifique [[Royaume-Uni|britannique]], est l'un des créateurs de l'[[électrochimie]], avec [[Humphry Davy]] et avec le scientifique [[italien]] [[Carlo Matteucci]].
* [[Svante Arrhenius]]
* [[Adolph Wilhelm Hermann Kolbe]]

== Notes et références ==
{{Références}}

== Sources ==
* {{pdf}} [http://culturesciences.chimie.ens.fr/DevillierMahe.pdf ''Cellules électrochimiques : aspects thermodynamiques et cinétiques'', Didier Devilliers et Éric Mahé, L’actualité chimique - Janvier 2003], sur le site culturesciences.chimie.ens.fr.

== Voir aussi ==
{{autres projets
| commons=Category:Electrolysis
| wiktionary=électrolyse}}
{{catégorie principale}}
=== Articles connexes ===
* [[Électrolyse de l'eau]]
* [[Réduction électrolytique de l'aluminium]]
* [[Électrolyse chlore-soude]]
* [[Galvanoplastie]]
* [[Tension thermoneutre]]

=== Liens externes ===
{{Liens}}
* [http://histoires-de-sciences.over-blog.fr/2013/11/histoire-de-la-chimie.-faraday-l%E2%80%99%C3%A9lectrolyse-les-anions-et-les-cations.html Faraday, l’électrolyse, les anions et les cations...]

{{Palette|Électrotechnique|Électrolyse}}
{{Portail|chimie|électricité et électronique}}

[[Catégorie:Électrolyse| ]]
[[Catégorie:Traitement de l'énergie électrique]]
[[Catégorie:Production d'hydrogène]]
[[Catégorie:Décomposition chimique]]