Electrolyse K2CO3

[invite3d95bab3]

Bonjour,
J'ai besoin de vos lumière car dans le cadre d'un projet scolaire on souhaite réaliser une électrolyse avec des électrodes en métal (acier) et utiliser comme électrolyte du carbonate de potassium
J'essaye d'écrire les équations de dissolution du carbonate dans l'eau et j’obtiens cela:

K2CO3(s) + H2O = 2K+(aq) + CO32-(aq)
CO32-(aq) + H2O = HCO3-(aq) + OH-(aq)

Donc après dissolution mon électrolyte sera composé de H2O, HCO3-, OH-, K+

Puis aux électrodes j'ai écris les réactions suivantes décrivant l'oxydo-réduction :

½ équation 1: 2H2O + 2e- = H2(g)+ 2OH- (réduction)
½ équation 2: 2HO- = 1/2O2(g) + H2O + 2e- (oxydation)

Ce que je ne comprend pas c'est pourquoi K+ n'intervient pas . Voyez vous mon erreur ?

Merci par avance.
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[Kemiste]

Bonjour.

Pourquoi voudrais-tu faire intervenir le potassium ? Quelles serait l'équation associée ? Quels sont les potentiels redox ?

[invite3d95bab3]

Bonjour
Tout d'abord merci de votre retour. Ma réflexion est la suivante (je ne suis pas chimiste de formation) donc n'hésitez pas à souligner d'éventuelles erreurs de raisonnement:

les ions hydroxydes et les ions bicarbonate vont transporter mes charges électriques de la cathode à l'anode.
le potassium lui transfère les charges en sens inverse.

Je me questionne si le potassium peut réagir avec un des éléments?. En fait plus clairement : comment raisonner pour savoir si le potassium peut se combiner ou non a un autre élément chimique? (peut être est-ce votre question sur les potentiels redox?).
Je n'ai donc pas idée de l'équation qui y serait associé.

[Kemiste]

Pour faire une réponse simple, ici il sera question de seulement l’électrolyse de l'eau à la cathode comme à l'anode. L'eau va réagir avant que le potassium. Le potassium est un ion "spectateur" ici, il ne réagit pas.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite3d95bab3]

Super, merci beaucoup pour votre réactivité
Bonne journée

[invite3d95bab3]

Bonjour
Tout d'abord merci de votre retour. Ma réflexion est la suivante (je ne suis pas chimiste de formation) donc n'hésitez pas à souligner d'éventuelles erreurs de raisonnement:

les ions hydroxydes et les ions bicarbonate vont transporter mes charges électriques de la cathode à l'anode.
le potassium lui transfère les charges en sens inverse.

Je me questionne si le potassium peut réagir avec un des éléments?. En fait plus clairement : comment raisonner pour savoir si le potassium peut se combiner ou non a un autre élément chimique? (peut être est-ce votre question sur les potentiels redox?).
Je n'ai donc pas idée de l'équation qui y serait associé.

[moco]

L'ion K⁺ ne se décharge pas, car il faut une tension bien plus élevée pour y parvenir. L'eau réagit bien avant le potassium.
En effet, les demi-équations sont toutes deux dues à l'eau. Ce sont :

1) A la cathode : H₂O + 2 e^- --> H₂ + 2 OH^-
2) A l'anode : 2 H₂O --> O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-

L'ennui, c'est que la solution devient acide à l'anode, puisqu'il s'y produit un dégagement d'ions acides H⁺. Et quand on ajoute des ions acides H⁺ à une solution contenant des ions carbonate, il va y avoir la réaction suivante, qui dégage du gaz carbonique CO₂ :

CO₃^2- + 2H⁺ --> CO₂ + H₂O

Donc le gaz que obtiendrez à l'anode sera un mélange de O₂ et de CO₂.

C'est la raison pour laquelle moi, à votre place, je n'électrolyserais pas une solution de K₂CO₃, mais une solution d'un sulfate, comme le sulfate de sodium Na₂SO₄ ou de potassium K₂SO₄, où cet ennui ne se produira pas.

[invite3d95bab3]

Bonjour,
Merci beaucoup pour votre réponse, je vais pouvoir corriger mes erreurs.
Bonne journée.

[SMarc]

Bonjour,

Je me greffe sur cette discussion car je m'intéresse à l'électrolyse du K2CO3. Mon but est de faire du "savon noir" à la maison (en pratique il est blanc quant on utilise des ingrédients assez purs).

- J'ai constaté qu'on peut faire une petite quantité de savon avec de la lessive de cendre fraîche et de l'huile (de cuisine).
- J'ai constaté qu'on peut évaporer cette lixiviation de cendres par de l'eau (de pluie ou osmosée) : on obtient des cristaux blancs.

Si de l'eau est remise dans le récipient (d'abord elle est très caustique et mieux vaut porter des gants…), et ensuite certains cristaux se dissolvent très rapidement dans l'eau, alors que d'autres restent au fond plus longtemps. J'imagine que les cristaux qui disparaissent en premier sont ceux de carbonate de potassium (très soluble dans l'eau), et que ceux restant au fond plus longtemps sont ceux d'hydroxyde de potassium (un poil moins soluble dans l'eau)… Si la chose est confirmée, ce principe permettrait de séparer les deux.

Ensuite, pour améliorer mes rendements, il faudrait que je convertisse mon carbonate de potassium en hydroxyde… Wikipedia décrit rapidement la technique historique au lait de chaux et indique qu'il est aussi possible d'électrolyser le carbonate de potassium pour en faire de l'hydroxyde (KOH). Je souhaitais faire du savon sans électricité, mais s'il y a pas mieux que l'électrolyse pour faire du KOH, allons-y.

Le KOH n'est pas stable à l'air libre et retourne à l'état de carbonate de potassium (en attrapant des atomes de carbone dans du CO2). Mais je ne sais pas à quelle vitesse (ni quelles sont les équations).

Ma question est donc : dans quelles conditions "minimales" est-il imaginable d'électrolyser le carbonate de potassium, pour aller plus vite que la réaction inverse "naturelle" du KOH et finir par avoir converti tout le K2CO3 d'une solution en KOH… (et si possible la faire évaporer pour stocker le KOH solide et savoir le "doser" facilement pour la réaction de saponification).

Si on regarde la question d'un autre point de vue : la transformation automatique du KOH en K2CO3 représente quel courant électrique ? (si la chose est exprimable ainsi ?)(courant qu'il faudrait contrer avec l'électrolyse).

Enfin :
- Je note que dans cette discussion il a été exprimé qu'une électrolyse à petite tension ne "toucherait" pas aux ions potassium… ce qui est de mauvaise augure pour le savon que je voulais déjà faire "sans électricité"…
- Je note aussi que le rendement d'une électrolyse est meilleur à faible tension d'après cette discussion : https://forums.futura-sciences.com/c...rtisanale.html)

(en tout cas bravo pour ce forum très instructif !)