Les couples oxydant/réducteur mis en jeu sont : \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} / \mathrm{H}_{2} \) et \( \mathrm{O}_{2} / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \) 1. Quel est le seul réactif intervenant dans cette réaction d'oxydoréduction? 2. Ecrire et équilibrer, en faisant intervenir \( \mathrm{H}^{+} \)ou \( \mathrm{OH}^{-} \), les deux demi-équations électroniques des réactions se produisant aux électrodes, en précisant s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction. 3. En déduire l'anode el la cathode. 4. En déduire l'équation-bilan de la réaction d'électrolyse. 5. Observer la quantité de gaz recueilli sous chacune des closes au cours de l'électrolyse. Est-ce conforme à l'équation-bilan de la réaction ? 6. Compléter le schéma de cette transformation énergétique :

Pour répondre à vos questions concernant la réaction d'oxydoréduction impliquant les couples \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} / \mathrm{H}_{2} \) et \( \mathrm{O}_{2} / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \), nous allons procéder étape par étape. ### 1. Quel est le seul réactif intervenant dans cette réaction d'oxydoréduction? Le seul réactif intervenant dans cette réaction d'oxydoréduction est l'eau (\( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)). ### 2. Écrire et équilibrer les deux demi-équations électroniques **Demi-équation à la cathode (réduction) :** À la cathode, l'eau est réduite pour former de l'hydrogène : \[ \mathrm{2H}_{2}\mathrm{O} + 2e^{-} \rightarrow \mathrm{H}_{2} + 2\mathrm{OH}^{-} \] **Demi-équation à l'anode (oxydation) :** À l'anode, l'eau est oxydée pour former de l'oxygène : \[ \mathrm{2H}_{2}\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{O}_{2} + 4e^{-} + 4\mathrm{H}^{+} \] ### 3. En déduire l'anode et la cathode - **Anode** : C'est l'électrode où se produit l'oxydation, donc ici, c'est l'électrode où l'eau est oxydée pour former de l'oxygène. - **Cathode** : C'est l'électrode où se produit la réduction, donc ici, c'est l'électrode où l'eau est réduite pour former de l'hydrogène. ### 4. En déduire l'équation-bilan de la réaction d'électrolyse Pour obtenir l'équation-bilan, nous devons équilibrer les électrons échangés dans les demi-équations. Nous avons 4 électrons à l'anode et 2 à la cathode. Pour équilibrer, nous multiplions la demi-équation de la cathode par 2 : \[ \mathrm{4H}_{2}\mathrm{O} + 4e^{-} \rightarrow 2\mathrm{H}_{2} + 4\mathrm{OH}^{-} \] En combinant les deux demi-équations, nous avons : \[ \mathrm{4H}_{2}\mathrm{O} \rightarrow 2\mathrm{H}_{2} + \mathrm{O}_{2} + 4\mathrm{H}^{+} + 4e^{-} \] En simplifiant, l'équation-bilan de la réaction d'électrolyse est : \[ \mathrm{2H}_{2}\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{H}_{2} + \mathrm{O}_{2} \] ### 5. Observer la quantité de gaz recueilli sous chacune des cloches au cours de l'électrolyse Lors de l'électrolyse de l'eau, on observe que : - La quantité de gaz hydrogène (\( \mathrm{H}_{2} \)) recueillie à la cathode est le double de la quantité de gaz oxygène (\( \mathrm{O}_{2} \)) recueillie à l'anode. Cela est conforme à l'équation-bilan, qui montre que pour chaque 2 moles de \( \mathrm{H}_{2} \) produites, 1 mole de \( \mathrm{O}_{2} \) est produite. ### 6. Compléter le schéma de cette transformation énergétique Pour compléter le schéma de cette transformation énergétique, vous pouvez indiquer les éléments suivants : - Source d'énergie (comme une batterie ou un générateur) qui fournit l'énergie nécessaire pour l'électrolyse. - Les électrodes (anode et cathode) immergées dans l'eau. - Les produits de la réaction : \( \mathrm{H}_{2} \) à la cathode et \( \mathrm{O}_{2} \) à l'anode. - Les flèches indiquant le flux d'électrons de l'anode vers la cathode. Cela représente le processus d'électrolyse de l'eau, où l'énergie électrique est convertie en énergie chimique sous forme de gaz.