Voir la source de Electrolyse de l'eau

{{Tuto Details
|Licences=Attribution (CC-BY)
|Description=ghrbgrf
|Disciplines scientifiques=Chemistry
|Difficulty=Technical
|Duration=30
|Duration-type=minute(s)
|Tags=Eau, énergie, chimie
}}
{{Introduction
|Introduction=http://ancien.wikidebrouillard.org/index.php?title=Electrolyse_de_l%27eau
}}
{{Materials
|ItemList={{ItemList
|Item=Pile 4,5V
}}{{ItemList
|Item=Eau
}}{{ItemList
|Item=Bassine
}}{{ItemList
|Item=Clou
}}{{ItemList
|Item=Tube a essaie
}}{{ItemList
|Item=Fil de cuivre
}}{{ItemList
|Item=Fil électrique
}}{{ItemList
|Item=Allumette
}}{{ItemList
|Item=Sel
}}
}}
{{Tuto Step
|Step_Title=La manipulation
|Step_Content=* Remplir le récipient (bassine, bocal, ...) avec de l'eau et y ajouter l'électrolyte (ici, nous utilisons du sel).

* Prendre les deux clous ou les deux tiges de métal choisies et les placer dans chacun des tubes à essai (le but étant de récupérer l'hydrogène produit par l'électrolyse).
{{Info|Choisissez de préférence, un clou (ou une tige) en cuivre ainsi qu'un clou en zinc.}}<br />

* Brancher la pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur le pôle (-), la cathode, c'est là que l'hydrogène sera récupéré.
{{Pin|n°1 sur le schéma}}<br />

* Brancher l'autre pointe équipée du récupérateur (tube à essai) sur l'autre pôle (+), l'anode, c'est là que sera récupéré l'oxygène.
{{Pin|n°2 sur le schéma}}<br />

* Attendre et observer.


''Que se passe-t-il ?''
|Step_Picture_00=Electrolyse_de_l_eau_Electrolyseschema.JPG
}}
{{Notes
|Observations=Des petites bulles commencent à apparaître sur les tiges de métal : c'est du dioxygène (O<sub>2</sub>) au pôle (+) et du dihydrogène (H<sub>2</sub>) au pôle (-).

Au bout d'une heure, s'il n'y a pas assez de gaz dans les tubes, on peut rajouter du sel pour booster la réaction. 


'''Une fois que l'on a récupéré assez d'hydrogène, on peut le faire exploser en approchant la flamme du briquet au moment où on le relâche.'''

{{Warning|Un peu d'entraînement sera peut-être nécessaire au début, soyez prudent !}}{{Warning|ATTENTION : si vous prenez du sel en tant qu'électrolyte (du chlorure de sodium), il y a une production de dichlore (gaz mortel) dans le dioxygène et donc il est nécessaire de bien ventiler ! Et en tout cas ne pas en produire trop !}}


'''Il est préférable d'utiliser de la soude comme électrolyte.'''

{{Warning|La soude est caustique et dangereuse. NE PAS MANIPULER SEUL. PORTEZ DES GANTS.}}<br />
|Explanations='''''Comment sait-on que l'hydrogène est présent ?'''''

Le courant électrique dissocie la molécule d'eau (soit H<sub>2</sub>O) en ions hydroxyde (OH)- et hydrogène H+ : dans la cellule électrolytique, les ions hydrogène acceptent des électrons à la cathode dans une réaction d'oxydation en formant du dihydrogène gazeux (soit H<sub>2</sub>), alors qu'une oxydation des ions hydroxyde - qui perdent des électrons donc - se produit à l'anode, ce qui produit l'oxygène (O<sub>2</sub>).

On constate aussi que le volume de l'hydrogène est deux fois celui de l'oxygène. On utilise une flamme pour constater la présence de l'hydrogène, puisque c'est un gaz très inflammable.


'''''L'électrolyte ?'''''

L'eau pure conduit peu l'électricité, ce qui contraint 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 minéraux.
|Applications=Production d'hydrogène comme carburant du futur.

La combustion d'hydrogène ne crée pas de CO<sub>2.</sub> Par conséquent il s'agit d'une énergie propre.

En revanche
}}
{{Tuto Status
|Complete=Draft
}}