Ouvrir le menu principal

Électrolyse de l'eau

L'électrolyse de l'eau est un procédé électrolytique qui décompose l'eau (H2O) en dioxygène et dihydrogène gazeux grâce à un courant électrique. La cellule électrolytique est constituée de deux électrodes — habituellement en métal inerte (dans la zone de potentiel et de pH considérée) comme le platine — immergées dans un électrolyte (ici l'eau elle-même) et connectées aux pôles opposés de la source de courant continu.

Schéma du voltamètre d'Hoffmann utilisé pour l'électrolyse de l'eau.
Schéma fonctionnel de l’électrolyse.

HistoriqueModifier

La première électrolyse de l'eau a été réalisée le par deux chimistes britanniques, William Nicholson (1753-1815) et Sir Anthony Carlisle (1768-1840), quelques semaines après l'invention de la première pile électrique (publication soumise le 20 mars 1800) par Alessandro Volta.

Onze ans auparavant J.R. Deiman et A. Paets van Troostwijk avaient déjà réalisé une électrolyse de l'eau au moyen d'une machine électrostatique et d'une bouteille de Leyde sans réussir à interpréter la réaction observée.

Principe et description du processusModifier

Le courant électrique dissocie la molécule d'eau (H2O) en ions hydroxyde (HO) et hydrogène H+ : dans la cellule électrolytique, les ions hydrogène acceptent des électrons à la cathode dans une réaction d'oxydoréduction en formant du dihydrogène gazeux (H2), selon la réaction de réduction

 

alors qu'une oxydation des ions hydroxyde — qui perdent donc des électrons — se produit à l'anode afin de « fermer » le circuit électrique (équilibre de la réaction chimique en charges) :

 

ce qui donne l'équation de décomposition par électrolyse suivante :

 

La quantité de dihydrogène gazeux produite est donc deux fois celle de dioxygène. Selon la loi d'Avogadro, le volume récupéré de dihydrogène produit est aussi deux fois plus important que celui de dioxygène.

Spontanéité du processusModifier

 
Voltamètre d'Hofmann sur courant continu.

La décomposition de l'eau en dihydrogène et dioxygène dans les conditions normales de température et de pression n'est pas favorisée thermodynamiquement, les potentiels standard des deux demi-réactions étant négatifs.

 
 

D'autre part, l'énergie libre de Gibbs pour le processus dans des conditions standard est à valeur largement positive (environ 474,4 kJ).

Ces considérations rendent dans un environnement normal la réaction « impossible » à effectuer sans ajouter des électrolytes en solution. Mais les rayonnements ionisants sont capables de provoquer cette réaction sans apport d'élément chimique externe, on parlera alors de radiolyse.

Choix de l'électrolyteModifier

Article détaillé : Électrolyte.

L'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui conduit 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.

Une attention particulière doit être portée au choix de l'électrolyte : en effet, l'anion apporté est en compétition directe avec les ions hydroxyde pour la perte d'électron. Un électrolyte anionique avec un potentiel standard d'électrode inférieur à celui de l'hydroxyde sera oxydé à sa place, ne produisant donc pas de dioxygène. De manière similaire, un cation avec un potentiel standard d'électrode supérieur à celui de l'ion hydrogène sera réduit à sa place, et donc il n'y aura pas de production de dihydrogène.

Les cations suivants ont des potentiels d'électrode inférieurs à celui de H+, et sont par conséquent acceptables pour un usage en tant que cations d'électrolyte : Li+, Rb+, K+, Cs+, Ba2+, Sr2+, Ca2+, Na+, et Mg2+, soit des alcalins ou alcalino-terreux. Le sodium et le lithium, qui forment des sels solubles et peu chers, sont les plus fréquemment utilisés.

Si un acide est utilisé comme électrolyte, le cation libéré est H+ et il n'existe alors pas de compétition avec H+ libéré par la dissociation de l'eau. Dans ce cas de figure, l'anion le plus communément utilisé est SO42– (l'acide ajouté est l'acide sulfurique H2SO4), très difficile à oxyder. Le potentiel standard d'oxydation de cet ion en ion peroxodisulfate est de 2,05 V. À l'anode :

 

D'autres acides forts sont fréquemment utilisés comme électrolytes.

TechniquesModifier

Cette expérience est simple à répéter. Deux électrodes reliées aux pôles d'une pile et plongées dans un verre d'eau additionnée d'un peu d'électrolyte est suffisant pour produire un « courant » visible de bulles de dihydrogène ou de dioxygène à chaque électrode. La présence d'ions hydroxyde peut être détectée par un indicateur de pH comme la phénolphtaléine ou le bleu de bromothymol.

 
Test de détection de présence d'hydrogène au moyen d'un chalumeau.

Voltamètre d'HoffmannModifier

Article détaillé : Voltamètre d'Hoffmann.

Le voltamètre d'Hoffmann est parfois utilisé comme cellule électrolytique de taille réduite. Il consiste en trois tubes joints par la base. Le cylindre médian est ouvert en haut pour permettre l'addition d'eau et d'électrolyte. Une électrode de platine est placée à l'intérieur de chacun des tubes latéraux, plus précisément à leur base, et connectée à un des deux pôles d'une source d'électricité. Lorsque le courant passe au travers du voltamètre d'Hofmann, du dioxygène gazeux se forme à l'anode et du dihydrogène à la cathode. Chaque gaz déplace l'eau et peut être collecté à l'extrémité des deux tubes latéraux.

Électrolyse industrielleModifier

De nombreuses cellules électrolytiques industrielles sont tout à fait similaires au voltamètre d'Hoffmann, avec des disques ou des volumes en nid d'abeilles de platine comme électrodes. Le dihydrogène est habituellement produit, collecté et brûlé sur place, son énergie volumique étant trop faible pour qu'il soit stocké ou transporté de manière économiquement rentable[réf. nécessaire]. Le dioxygène gazeux est traité comme un sous-produit.

On commence à optimiser les réactions électrochimiques en imitant certains processus biologiques (végétaux notamment). En 2012, les résultats de premiers essais de catalyseurs bio-inspirés, imitant le fonctionnement d'enzymes naturels, montrent que du cobalt pourrait remplacer le coûteux platine pour la production d'hydrogène et/ou la production d'oxygène par électrolyse de l'eau[1],[2],[3]. Deux composés sont proposés (en 2012), le premier utilisable en solutions aqueuses de pH neutre sous forme de « nanoparticules de cobalt enrobées d'un oxo-phosphate de cobalt », et l'autre étant « le premier matériau catalytique « commutable » et sans métaux nobles jamais créé capable d'intervenir dans les deux réactions chimiques essentielles à l'électrolyse de l'eau : la production d'hydrogène et la production d'oxygène »[3] (des catalyseurs bio-inspirés, à base de nickel sur nanotubes de carbone étaient déjà proposés, mais efficaces uniquement en milieu fortement acide). Ce nanocatalyseur est commutable, ceci signifie qu'il « peut se transformer de manière réversible d'une forme chimique à une autre, chacune correspondant à une activité catalytique spécifique ». Reste à tester l'industrialisation du processus.

Électrolyse à haute températureModifier

Article détaillé : Électrolyse à haute température.

L'électrolyse à haute température (connue aussi sous le sigle HTE — en anglais : high-temperature electrolysis, ou électrolyse en phase vapeur) est une méthode qui est actuellement étudiée pour l'électrolyse de l'eau par machine thermique. L'électrolyse à haute température est plus efficace que le procédé à température ambiante puisqu'une partie de l'énergie nécessaire à la réaction est apportée via la chaleur, moins chère à obtenir que l'électricité, et que les réactions d'électrolyse ont un meilleur rendement à haute température.

ApplicationsModifier

Production de dihydrogèneModifier

Article détaillé : Production d'hydrogène.

Environ 4 % du dihydrogène gazeux produit dans le monde est produit par électrolyse et habituellement utilisé sur place[réf. nécessaire]. Le dihydrogène est utilisé pour la synthèse d'ammoniac comme engrais, par le procédé Haber-Bosch, et pour la conversion du pétrole lourd en fractions plus légères, par hydrocraquage.

L'utilisation du dihydrogène comme vecteur énergétique, dans la perspective d'une économie hydrogène, se développe dans les années 2010 avec l'apparition de véhicules à hydrogène de grande série.

Alternative à l'acétylène pour la soudureModifier

Des postes à souder utilisant les produits de l'électrolyse de l'eau existent depuis 2013. Les soudeurs peuvent ainsi se passer de bouteilles d'acétylène, remplacé par de l'eau déminéralisée et un poste consommant 2 kW de puissance électrique[4].

Efficacité et rendementModifier

Le rendement énergétique de l'électrolyse de l'eau peut varier de manière importante. La gamme de rendement varie de 50-70 %[5] à 80-92 %[6] selon les sources. Ces valeurs se réfèrent seulement au rendement de la conversion de l'énergie électrique en énergie chimique de l'hydrogène ; l'énergie perdue lors de la génération de l'électricité n'est pas comptabilisée.

Un blocage cinétique impose une grande tension électrique pour obtenir une intensité décente, et donc un rendement significatif[réf. souhaitée].

RéférencesModifier

  1. (en) E. S. Andreiadis, P.-A. Jacques, P. D. Tran, A. Leyris, M. Chavarot-Kerlidou, B. Jousselme, M. Matheron, J. Pécaut, S. Palacin, M. Fontecave, V. Artero, « Molecular Engineering of a Cobalt-based Electrocatalytic Nano-Material for H2 Evolution under Fully Aqueous Conditions », Nature Chemistry, 2012 DOI:10.1038/NCHEM.1481.
  2. S. Cobo, J. Heidkamp, P.-A. Jacques, J. Fize, V. Fourmond, L. Guetaz, B. Jousselme, R. Salazar, V. Ivanova, H. Dau, S. Palacin, M. Fontecave, V. Artero, « A Janus cobalt-based catalytic material for electro-splitting of water », Nature Materials, no 11, 2012, p. 802 DOI:10.1038/nmat3385.
  3. a et b Production d'hydrogène : si le cobalt remplaçait le platine, Université Joseph Fourrier, 31 octobre 2012.
  4. Grégoire Noble, « Fini l'acétylène, maintenant on soude à l'eau », sur Batiactu, (consulté le 4 mai 2019).
  5. (en) « Hydrogen and Fuel Cell News », sur hyweb.de
  6. (en) Bjørnar Kruse, Sondre Grinna et Cato Buch, Hydrogen - Status og muligheter (Bellona rapport no 6), Bellona, , 53 p. (lire en ligne [PDF]).

Voir aussiModifier