Une électrolyse élégante, effectuée par microchimie Teach article

Author(s): Bob Worley and Adrian Allan
Translator(s): Maurice Cosandey

Comment améliorer l’enseignement de l’électrolyse en utilisant une technique de microchimie, à la fois facile, rapide et sûre.

L’électrolyse est le procédé fondamental qui permet l’extraction des métaux relativement réactifs comme l’aluminium, le lithium et le magnésium. Le chlore et l’hydroxyde de sodium, qu’on utilise pour combattre les virus et les bactéries, sont fabriqués par le procédé chloralcalin qui inclut l’électrolyse de solutions de chlorure de sodium.

Quand on enseigne la conductivité et l’électrolyse, les techniques de microchimie s’imposent par la vitesse à laquelle les étudiants peuvent travailler, et elles permettent à l’enseignant de corriger les éventuelles erreurs de compréhension.

Activité no.1: Construction d’un mini-conductimètre 

Le conductimètre est un appareil simple qui permet à l’étudiant de déterminer si le courant passe à travers une substance solide (comme le cuivre ou le verre), ou des omposés dans différents états ((tels que le chlorure de sodium solide et la solution de chlorure de sodium) Cet appareil est une variation de l’indicateur de conductivité CLEAPSS ou GL16609(1) qui a été développé à l’origine par Matthias Ducci à la Haute Ecole Pédagogique de Karlsruhe (Allemagne). Un jeu de ces appareils pour la classe peut être constitué par le maître ou un technicien, mais ils peuvent aussi être construits par les élèves eux-mêmes, en classe ou dans des clubs de science.  Leur fabrication demande moins de 30 minutes.

Matériel

  • Deux baguettes de fibre de carbone de 2 mm, disponibles dans les boutiques de modèles réduits. Voir note plus bas.
  • Une barre de connecteurs de jonction multiple dits « sucres ».
  • Un clip à deux pôles à fixer sur une batterie carrée, avec leurs fils de connexion
  • Une résistance de 390 à 500 Ω, 0.25 W
  • Une LED de 20 mA
  • Une pile carrée de 9 V, de type PP3
  • Un petit tournevis
  • Une pince à mâchoires longues et fines
  • Une pince coupe- fil
  • Une scie à métaux ou un couteau
  • Une boîte de Tic Tac (49 g)
  • Du ruban adhésif double face
  • Un clou, une pince et un bec Bunsen
Composants du conductimètre
Image d’Adrian Allan

Mode opératoire

  1. Couper deux morceaux de baguette en fibres de carbone de 2 à 5 cm de long, si possible dans une boîte, pour éviter que les fibres ne s’envolent dans la salle.
  2. Couper les fils de la résistance environ à la moitié de leur longueur et les replier contre la résistance avec une pince à mâchoires fines et longues. Cette résistance limitera le courant qui traverse la LED.
  3. Avec une scie à métaux ou un couteau chaud, prélever un bloc de 4 connecteurs (ou sucre).
  4. Insérer l’extrémité du fil noir du clip de batterie dans la connexion extérieure droite du sucre.
Image d’Adrian Allan
  1. Insérer l’un des fils de la résistance dans la même connexion du sucre que le fil noir. Puis insérer l’autre bout de la résistance dans la continuation d’une autre connexion du sucre. Serrer les vis pour tenir le fil et la résistance bien en place.
Image d’Adrian Allan
  1. Insérer l’extrémité du fil rouge issu de la pile dans l’autre entrée du sucre, plus à gauche.
  2. Insérer la branche positive (longue) de la LED dans le même contact du sucre que l’extrémité du fil rouge. Serrer les vis pour tenir le fil et la LED bien en place.
Image d’Adrian Allan
  1. Prendre les deux fibres de carbone et les insérer dans les deux trous du milieu du sucre de l’autre côté du sucre. Il faudra peut-être pousser un peu pour y parvenir. Serrer les vis.
Image d’Adrian Allan
  1. Fixer le clip à deux pôles sur la pile. L’ensemble doit avoir l’aspect ci-dessous. On peut utiliser l’appareil tel quel. Tester son fonctionnement avec une goutte d’eau salée.
Image d’Adrian Allan
  1. Pour fabriquer une boîte de protection pour le conductimètre, utiliser un clou chauffé pour faire, dans une boîte Tic Tac, deux trous séparés de la même distance que l’écart entre les deux électrodes, à 2 mm du bord.
Image d’Adrian Allan
  1. Coller une bande autocollante double face à la base du sucre. Pousser les deux électrodes dans la boîte Tic Tac, puis à travers les trous. La bande autocollante permet au sucre de se coller au fond de la boîte.
Image d’Adrian Allan
  1. Poser une bande autocollante sur la base de la pile, et fixer le tout à l’intérieur du couvercle de la boîte. Fermer la boîte avec le couvercle portant la pile.  Si on n’a pas de bande autocollante, on peut maintenir les électrodes en place avec une section formée de deux connecteurs d’un ‘sucre’.
Image d’Adrian Allan

Le montage final peut être observé sur cette vidéo:

Notes additionnelles

On voit mieux la lumière de la LED en plaçant un carton noir derrière elle.

Les baguettes en fibre de carbone (2 mm diamètre) s’obtiennent chez des fournisseurs en ligne. Elles sont meilleur marché que les tiges de graphite. On utilise ces baguettes de fibre de carbone pour construire des cerfs-volants et autres objets volants, car elles sont extrêmement solides et résistantes.

Le carbone comme électrode peut être remplacé par d’autres métaux comme le cuivre, le fer (agrafes pour papier), un fil de zinc, d’aluminium ou de nichrome. Mais il se produit alors des réactions secondaires indésirables. Par exemple, une solution de sulfate de cuivre avec des électrodes de cuivre produit une dissolution du cuivre à l’électrode positive, et un dépôt de cuivre sur l’électrode négative. Avec des électrodes en carbone, il se forme du CO2 à l’électrode positive, et du cuivre sur l’électrode négative, avec bientôt un peu de gaz H2, car la concentration de l’ion cuivre diminue.

Activité no.2: Conductivité et ions en solution

La conductivité des solutions permet des diecussions avec les étudiants sur la présence des ions en solution, comme sur la production de substances utiles et sur la galvanoplastie. Cette activité montre que les ions doivent être présents pour que la solution conduise le courant. Elle illustre des concepts importants sur la structure atomique, la formation des ions, et les liaisons ioniques et covalentes.

Matériel

  • Compte-gouttes d’eau distillée
  • Compte-gouttes d’eau du robinet.
  • Cristaux de chlorure de sodium (sel)
  • Sucre en grains blancs
  • Sucre brun
  • Conductimètre
  • Éclisse en bois

Mode opératoire

  1. Faire une copie de la feuille de travail et la placer sous enveloppe plastique transparente.
  2. Préparer quelques grains de sel près de la boîte à utiliser plus tard.
  3. Faites une petite flaque de 1 à 2 mL d’eau du robinet dans la boîte.
  4. Tester la conductivité de l’eau du robinet en trempant les électrodes dans la flaque d’eau. La LED devrait s’allumer.
  5. Tester de la même façon de l’eau distillée. La lumière de la LED devrait diminuer d’intensité
  6. Déposer quelques grains de sel au bord de la flaque d’eau distillée.
  7. Tester la conductivité, en plaçant des électrodes fixes dans les flaques d’eau et observer la minute suivante.
  8. Placer quelques grains de sucre blanc et de sucre brun dans deux autres flaques séparées, et comparer leur conductivité.
Conductimètre dans une goutte d’eau distillée avec adjonction de quelques grains de sel. 
Image d’Adrian Allan

Discussion

Discuter avec vos étudiants des questions suivantes:

  • Comment varie la conductivité de l’eau distillée en ajoutant du sel ?
  • Comment se compare la conductivité de l’eau distillée par rapport à l’eau du robinet ?
  • Comment se compare la conductivité de l’eau sucrée par rapport à l’eau salée ?
  • Comment se compare la conductivité des deux eaux sucrées ?
  • Qu’est-ce qui est mis en évidence par l’apparition de la conductivité en solution ?
  • Quels ions existent en solution, et quelle est leur charge ?
  • Pourquoi est-il dangereux de nager dans la mer en temps d’orage ou de tenir un appareil électrique en se baignant ?

Explication

Quand des grains de chlorure de sodium se dissolvent dans une goutte d’eau, les ions se déplacent librement, et diffusent dans le liquide. Quand ils atteignent les électrodes, la LED s’allume : le circuit est fermé. Le conductimètre détecte donc la présence des ions en solution.  L’eau du robinet contient une faible quantité d’ions, ce qui provoque l’allumage de la LED, contrairment à l’eau distillée. Le sucre blanc contient des molécules covalentes de sucrose, et ne produit pas d’ions en solution, donc un signal lumineux presque nul. Le sucre brun contient des impuretés qui forment des ions dans l’eau, ce qui donne un signal de LED plus net. Dans certains cas, le sucre brun ne produit pas de signal lumineux-.

Le conductimètre peut donc se comporter en détecteur d’ions. Toute solution qui contient des ions conduit l’électricité. Par conséquent, et par extension du concept, on déconseille de nager en mer par temps d’orage, ou de tenir un sèche-cheveux en se baignant.

Autres activités possibles

Expériences d’électrolyse faites avec le conductimètre.

Placer quelques cristaux de manganate(VII) de potassium au bord  d’une flaque d’eau distillée.

Safety note

Attention : le manganate(VII) de potassium est un oxydant nocif.


Avant que la couleur violette diffuse dans la goutte, y insérer les deux électrodes. Observer que la couleur violette migre vers l’électrode positive, à cause de la charge négative de l’ion manganate(VII) MnO4–. On peut essayer avec d’autres sels comme le sulfate de cuivre dans une goutte d’ammoniaque 2M. Le métal cuivre se dépose sur l’électrode positive. D’autres sels peuvent aussi être testés.

On peut aussi ajouter de l’indicateur universel à une goutte d’eau et y insérer les électrodes. Au bout d’une minute sans bouger, on retire prudemment les électrodes et on observe qu’il s’est formé dans l’eau une zone rouge acide autour de l’électrode positive et une zone bleue basique autour de l’électrode négative. Ces colorations sont dues à l’électrolyse de l’eau sur chaque électrode.

a) Conductimètre testant une goutte d’eau avec du manganate(VII) de potassium. Notez comment la couleur violette migre vers l’électrode positive. b) Conductimètre testant une goutte d’eau avec un indicateur universel
Image d’Adrian Allan

Electrolyse microchimique de CuCl2

Attention ! L’électrolyse de CuCl2 produit du gaz chlore qui est toxique. Au Royaume-Uni, l’électrolyse du chlorure de cuivre(II) a été encouragée par la spécification de l’examen parce que la solution produit commodément du cuivre et du chlore aux électrodes. Il arrive que des étudiants ayant respiré du chlore soient envoyés à l’hôpital. L’emploi d’une boîte de Petri ne produit que 6 cm³ de gaz chlore, ce qui suffit pour l’identifier par les réactions de blanchiment et d’oxydation. On trouvera les détails de construction de l’appareil d’électrolyse dans le matériel supplémentaire.

Microélectrolyse d’une solution de chlorure de cuivre
Image d’Adrian Allan

L’électrolyse d’une solution de chlorure de cuivre(II) dépose du cuivre brun à l’électrode négative, et des bulles de chlore, dont l’odeur est perceptible, à l’électrode positive.

Microélectrolyse d’une solution de chlorure de cuivre
Image d’Adrian Allan

Électrolyse de chlorure de cuivre(II)

Notes

L’électrolyse est un concept subtil qui n’est pas aussi évident que ce que les manuels en disent. Un excès de simplification peut masquer ce qui se passe. Voici les points qu’il faut considérer lors de la réalisation de ces activités avec les étudiants:

  1. Les réactions redox qui se passent aux électrodes consomment non seulement le sel dissous, mais parfois aussi le solvant.

2. Les électrodes de carbone ne sont pas comme celles de platine : elles participent parfois aux réactions, en particulier sur l’électrode positive.

3. Il se passe souvent plusieurs réactions simultanées de sorte qu’un mélange de produits se forme à chaque électrode.

4. La nature des produits formés varie souvent avec la concentration du sel dissous.

References

[1] Andre C (2016) Chemie? Aber sicher! Experimente kennen und können! Akademie für Lehrerfortbildung und Personalführung (ALP), Dillingen. https://www.deutsche-digitale-bibliothek.de/item/IWYNTP6YBCLOMKKRJBVUFEALZ2DRJMQO

[2] Worley B, Paterson D (2021) Understanding chemistry through microscale practical work p 70. Association for Science Education. ISBN: 9780863574788

Resources

Author(s)

Dr. Adrien Allan est un maître de chimie à l’Académie Dornoch, en Ecosse. Il a été sélectionné pour représenter la Grande-Bretagne aux conférences de Science on Stage 2017 et 2019. Il a présenté des ateliers et des webinaires de Science on Stage sur la microchimie dans toute l’Europe, et sur le recours à la magie pour enseigner les sciences.

Bob Worley est un conseiller anglais en chimie en semi-retraite, mais encore actif au CLEAPSS (Consortium of Local Education Authorities for the Provision of Science Services). Maître de chimie jusqu’en 1991, il aide le CLEAPSS à promouvoir la sécurité dans les expériences faites en classe, et en particulier dans celles de microchimie. Il a reçu en 2021 le Prix d’excellence pour l’éducation au niveau secondaire et au-delà. Ce Prix récompense les contributions significatives au développement des pratiques sûres et pour les maîtres du monde entier.

Review

Au Wellington College, nos étudiants mènent des investigations individuelles en utilisant le la microchimie. C’est une approche qui les pousse à chercher de nouveaux domaines d’application au conductimètre. Je ne suis pas surprise de voir Bob Worley parmi les auteurs de cet article. Je le considère comme le père de la microchimie. Il a convaincu bien des écoles que les expériences  doivent être accessibles en classe. Le contenu de cet article devrait convaincre les maîtres et les étudiants de la nécessité de maîtriser la nature des ions et des liaisons chimiques, de corriger les éventuelles erreurs de compréhension de l’électrolyse, et de le faire de manière créative. Les discussions qui suivent ces expériences sont sans fin, et posent des questions sur la chimie du manganèse ou comme : Qu’est-ce que c’est que l’électrolyse? Je me réjouis d’inclure ces expériences de microchimie dans la prochaine année académique et j’apprécie le niveau de détail que les auteurs ont fourni pour rendre cela possible.

Caroline Evans, Chef de file de chimie au Wellington College, Angleterre

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