Production d’hydrogène par électrolyse de l’eau

Ajoutez une pincée d’hydroxyde de sodium à l’eau, mettez le courant et recueillez deux fois plus d’hydrogène que d’oxygène.

Objectif

Observer le rapport de volumes 2 : 1 entre $\ce{H2}$ et $\ce{O2}$ et comprendre pourquoi $\ce{Na+}$ n’est pas réduit.

Matériel et réactifs

Cellule d’électrolyse virtuelle avec de l’eau rendue conductrice par $\ce{NaOH}$, deux électrodes et un curseur de courant.

Explication

L’eau pure conduit à peine, donc une pincée de $\ce{NaOH}$ apporte des ions. Le sodium est trop réactif pour se déposer : $\ce{Na+}$ reste en solution car l’eau se réduit plus facilement ($E° = -2{,}71$ V pour $\ce{Na+/Na}$). C’est pour la même raison que les alcalins ne sont produits que par électrolyse de sels fondus, jamais en solution aqueuse — Humphry Davy a isolé Na et K ainsi en 1807. Bilan : $\ce{2H2O -> 2H2 + O2}$, avec $V(\ce{H2}) = 2\,V(\ce{O2})$.

Expérience virtuelle : un modèle simplifié pour construire l’intuition. Elle ne remplace ni le travail réel en laboratoire ni la formation à la sécurité ; ne la reproduisez pas chez vous sans encadrement.