Électrolyse de NaCl fondu et en solution : vrai ou faux et Memory

Un électrolyte se dissocie en ions et permet la conduction électrique.

Vrai — Un électrolyte fournit des ions mobiles qui assurent la conduction et permettent l'électrolyse.

Sans ions mobiles, il n'y a pas d'électrolyse.

Vrai — L'électrolyse nécessite un transport d'ions; sans ions mobiles il n'y a pas de réactions électrolytiques.

À la cathode a lieu l'oxydation.

Faux — La cathode est le siège de la réduction, l'oxydation a lieu à l'anode.

Dans NaCl fondu, la cathode produit du sodium métallique \(\ce{Na+ + e- -> Na}\).

Vrai — En fusion fondue la réduction de \(\ce{Na+}\) à la cathode conduit au dépôt de \(\ce{Na}\) métallique.

Dans NaCl fondu, l'anode dégage du chlore selon \(2\,\ce{Cl- -> Cl2 + 2 e-}\).

Vrai — L'oxydation de \(\ce{Cl-}\) à l'anode produit bien \(\ce{Cl2}\) selon la demi-réaction donnée.

En solution aqueuse, le sodium métallique se dépose facilement à la cathode.

Faux — En solution aqueuse l'eau est souvent réduite en \(\ce{H2}\), empêchant le dépôt de sodium métallique.

La loi de Faraday: \(m=\frac{M \times I \times t}{n \times F}\).

Vrai — C'est la formule du cours utilisée pour estimer la masse déposée ou dégagée lors d'une électrolyse.

Dans la formule de Faraday, \(n\) est la masse molaire.

Faux — Dans la loi de Faraday, \(n\) est le nombre d'électrons échangés, tandis que \(M\) est la masse molaire.

Les ions migrent sous l'effet du champ électrique et permettent le passage du courant.

Vrai — Le courant dans un électrolyte résulte du déplacement des ions vers les électrodes sous champ électrique.

L'eau ne peut être oxydée ou réduite pendant l'électrolyse en solution.

Faux — Au contraire, l'eau peut être oxydée ou réduite et ainsi modifier les produits attendus en solution.

Pour calculer la masse déposée, on peut ignorer les unités tant qu'on garde les chiffres.

Faux — Le cours insiste sur l'importance des unités (C, mol, s) sous peine d'erreurs numériques avec la loi de Faraday.

Le facteur \(n\) dans Faraday est le nombre d'électrons par mole d'espèce transformée.

Vrai — Par définition \(n\) correspond au nombre d'électrons échangés par une mole de l'espèce impliquée.

En NaCl aqueux, l'oxydation à l'anode donne toujours \(\ce{O2}\).

Faux — Si la concentration en \(\ce{Cl-}\) est suffisante, l'anode produit souvent \(\ce{Cl2}\) plutôt que \(\ce{O2}\).

Si la solution ne contient pas d'ions mobiles, le courant passe par des électrons et l'électrolyse a lieu.

Faux — Sans ions mobiles il n'y a pas de conduction ionique et donc pas d'électrolyse chimique aux électrodes.

La cathode provoque une réduction.

Vrai — La fiche rappelle que la cathode est toujours le siège des réactions de réduction.

L'anode provoque une réduction.

Faux — L'anode est le siège de l'oxydation, pas de la réduction.

La réaction globale pour NaCl fondu est \(\ce{2 NaCl(l) -> 2 Na(l) + Cl2(g)}\).

Vrai — C'est la réaction globale donnée dans le cours pour l'électrolyse du NaCl en fusion.

Le gaz produit majoritaire à l'anode en solution de NaCl est \(\ce{Cl2}\) si la concentration en \(\ce{Cl-}\) est suffisante.

Vrai — Le cours précise que \(\ce{Cl2}\) domine à l'anode en solution lorsque \(\ce{Cl-}\) est assez présent.

Oublier de prendre en compte \(n\) dans la loi de Faraday n'affecte pas la masse calculée.

Faux — Le facteur \(n\) intervient au dénominateur de la loi de Faraday et son oubli fausse le résultat.

L'exemple numérique du cours donne environ \(0{,}43\ \mathrm{g}\) de Na pour \(I=5\,\mathrm{A},\ t=3600\,\mathrm{s}\).

Faux — L'exemple du cours calcule environ \(4{,}29\ \mathrm{g}\) de sodium, pas \(0{,}43\ \mathrm{g}\).