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TP Chimie 9. Electrolyses en solution aqueuse. TS. Correction. I. Electrolyse d'une solution d'iodure de potassium. 1. Protocole expérimental.
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1-l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre CuSO4 : a- les Réactions de réduction possibles (réduction de l'eau ou les ions de cuivre) : 2H2O + 2e.
Correction du TP 8 - Spécialité TS
se sont dissous dans la solution de sulfate de cuivre. Pesée des électrodes après électrolyse : • Masse de la cathode : mC = 972 g.
ANNALES SCIENCES PHYSIQUES 3ème
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Il vous décrit le processus opératoire ainsi : Dans un électrolyseur il verse : V1 = 100 mL d'une solution de sulfate de cuivre II de concentration C1 V2 =
Quel produit Obtient-on à la cathode lors de l'électrolyse du sulfate de cuivre en solution aqueuse ?
Ainsi, à la cathode, chaque ion cuivre sera réduit en acceptant deux électrons pour former des atomes de cuivre métallique.Quelle est l'équation bilan de l'électrolyse ?
Voici les équations des réactions ayant lieu aux électrodes : A l'anode (lieu de l'oxydation) : 2 H2O(l) ? O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e. A la cathode (lieu de la réduction) : 2 H2O(l) + 2 e- ? H2(g) + 2 OH-(aq)Comment électrolyse du cuivre ?
Des électrodes de graphites sont plongées dans un tube en U contenant une solution de bromure de cuivre II. Un générateur impose le sens du courant électrique (i). Dans la solution, les cations se déplacent dans le sens du courant et les anions dans le sens des électrons (e-).- Le procédé d'électrolyse consiste à faire passer un courant électrique dans l'eau (H2O), afin de la décomposer en dioxygène (O2) et dihydrogène (H2). Le dihydrogène est la forme moléculaire de l'hydrogène, qui peut être ensuite utilisé comme vecteur énergétique.
Frédéric Elie on
ResearchGate
Électrolyse d'une solution de chlorure de sodiumFrédéric Élie
novembre 2009La reproduction des articles, images ou graphiques de ce site, pour usage collectif, y compris dans le cadre des études scolaires et
supérieures, est INTERDITE. Seuls sont autorisés les extraits, pour exemple ou illustration, à la seule condition de mentionner
clairement l'auteur et la référence de l'article. " Si vous de dites rien à votre brouillon, votre brouillon ne vous dira rien ! » Jacques Breuneval, mathématicien, professeur à l'université Aix-Marseille I, 1980Abstract : L'électrolyse d'une solution de chlorure de sodium (à base de sel de cuisine par exemple) est
présentée succinctement. Après un bref rappel du phénomène de l'électrolyse, je décris la manipulation
expérimentale effectuée avec un électrolyseur de fortune. Le dégagement d'ions hydronium à la cathode
est mis en évidence par la phénolphtaléine et la production de dihydrogène l'est par la réaction
détonante avec une flamme de bougie.SOMMAIRE
1 - Notions sur l'électrolyse
1-1 - Réactions aux électrodes
1-2 - Exemples d'électrolyse
1-3 - Quantité de matière et de charges échangées : première et seconde loi de Faraday
2 - Électrolyse d'une solution de chlorure de sodium
1 - Notions sur l'électrolyse
1-1 - Réactions aux électrodes
Plongeons deux électrodes, de graphite par exemple, dans une solution aqueuse (de sel, d'acide, de base...), bref ionique, et relions-les par un générateur de courant continu. On observe ce qui suit : la solution, ou électrolyte, se dissocie en ses ions, de charge positive (ou cations) et de charge négative (ou anions) ;les ions sont transférés aux électrodes : les cations vont vers la cathode (pôle négatif du
générateur), et les anions vont vers l'anode (pôle positif).L'électrolyse est une réaction d'oxydoréduction provoquée par le passage d'un courant
©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 1/9électrique dans un électrolyte (voir article " eau céleste et oxydoréduction ») : la réaction à la
cathode est une réduction, la réaction à l'anode est une oxydation : réduction (gain d'électrons) : cathode (-) : oxydant + ne- ® réducteur oxydation (perte d'électrons) : anode (+) : réducteur ® oxydant + ne- Les photos 1 et 2 montrent l'électrolyseur que j'ai confectionné avec les moyens du bord : - une cuve en plastique dans laquelle j'ai percé deux trous pour le passage des électrodes - les électrodes peuvent être en graphite (mines de crayon) ou bien en métal que l'on peut changer selon la nature de la réaction étudiée- ces électrodes sont reliées à deux fils que l'on peut connecter à une source de tension
continuephoto 1 - électrolyseur de fortune, les passages peuvent recevoir des électrodes en graphite ou
en métal photo 2 - vue du dessous de l'électrolyseur. La connexion des électrodes aux fils se fait en- dehors de la cuve afin d'éviter de mettre en contact les fils avec la solution ©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 2/9 Pour un couple oxydant/réducteur, de potentiel standard E0, la formule de Nernst donne lepotentiel entre l'oxydant et le réducteur en fonction de leurs concentrations dans l'électrolyte :
E=E0+RT
nFlog[oxydant][réducteur]où R = 8,31 J/K constante molaire des gaz parfaits, T température absolue (en K) du milieu, n
valence (nombre d'électrons échangés par mole), F = 96500 C constante de Faraday, les [...] désignent les concentrations (nombre de moles par volume de solution), aux conditions standard on a RT/F = 0,059.Si les réactions d'oxydoréduction font intervenir des coefficients stoechiométriques différents de
l'unité, autrement dit si : q réducteur ® p oxydant + ne-la relation précédente doit faire intervenir la constante d'équilibre K = [oxydant]p/[réducteur]q, ou
plus généralement, si cette réaction conduit à la dissociation en ion hydronium H3O+ : q réducteur ® p oxydant + ne- + rH3O+la constante d'équilibre est K = [oxydant]p[H3O+]r/[réducteur]q et le potentiel de Nernst devient :
E=E0+RT
nFlog[oxydant]p[H3O+]r [réducteur]qqui s'écrit encore :E=E'0+0,059
nlog[oxydant]p[réducteur]qoù E'0 est le potentiel standard apparent qui dépend du pH = -log[H3O+] et de la valence n :
E'0=E0-0,059r
npHLes métaux sont classés par ordre croissant de leurs potentiels standards : un métal A de
potentiel plus élevé qu'un métal B est plus oxydant que ce dernier. On en déduit la prévision
des réactions aux électrodes : si plusieurs oxydants et réducteurs sont présents dans lasolution, par exemple un couple ox1/réd1 et un couple ox2/réd2, et si le potentiel du premier est
plus grand que celui du second E01 > E02 alors : c'est l'oxydant ox1 qui est réduit à la cathode, c'est le réducteur réd2 qui est oxydé à l'anode ©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 3/91-2 - Exemples d'électrolyse
Chlorure d'étain en solution aqueuse SnCl2 (figure 1):L'étain métallique (réducteur) se dépose à la cathode suivant la réaction de réduction:
Sn2+ + 2e- ® Sn
A l'anode la réaction d'oxydation conduit au dégagement du gaz dichlore Cl2 (oxydant) qui estcaractérisé par son odeur piquante et par la coloration en bleu d'un papier imbibé d'iodure de
potassium et d'empois d'amidon (le dichlore oxyde les ions iode I- en diiode I2, lequel réagit avec l'amidon en le colorant en bleu, voir article " amidon ») :2Cl- ® Cl2 + 2e -
La réaction totale est donc :
Sn2+ + 2Cl- ® Sn + Cl2
Noter que nous avons les potentiels standard des couples rédox Sn/Sn2+ (-0,14V) et Cl-/Cl2 (+1,36V) : on a donc bien une oxydation du réducteur Cl- à l'anode et une réduction de l'oxydant Sn2+ à la cathode, conformément à ce qui est prévu plus haut. figure 1 - électrolyse d'une solution de chlorure d'étain Sulfate de cuivre en solution aqueuse (électrolyse avec anode soluble) : Une anode de cuivre Cu et une cathode de graphite trempent dans une solution de sulfate de cuivre CuSO4. A l'anode on observe une attaque du cuivre, et un dépôt de cuivre sur la cathode de graphite (mine de crayon).Dans la solution sont en présence :
©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 4/9- des réducteurs : ions sulfate SO4-, eau H2O, cuivre à l'anode Cu. Le cuivre est le réducteur de
plus fort potentiel, c'est donc lui qui va s'oxyder en ions cuivre Cu2+ ;- des oxydants : ions cuivre Cu2+. Cet oxydant va subir une réduction en cuivre Cu à la cathode.
Ainsi nous avons les réactions partielles :
- à l'anode (cuivre), oxydation : Cu ® Cu2+ + 2e- - à la cathode (graphite), réduction : Cu2+ + 2e- ® Cu La réaction bilan est donc : Cu2+ + Cu ® Cu + Cu2+ Autrement dit, il y a transfert de cuivre de l'anode vers la cathode, l'anode se dissout dans la solution (anode soluble), ce qui se traduit par une attaque de l'anode cuivre et un dépôt du cuivre sur la cathode de graphite. Ci-après les photos de cette expérience que j'ai réalisée : photo 3 - cuve à électrolyse contenant une solution de sulfate de cuivre, avec une anode de cuivre (à droite) et une cathode de graphite (à gauche). Tension d'utilisation : 12 voltsphoto 4 - électrodes après réaction, à gauche : le graphite est recouvert d'un dépôt de cuivre, à
droite : le cuivre est attaqué ©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 5/91-3 - Quantité de matière et de charges échangées : première et seconde loi de Faraday
Selon la première loi de Faraday, la masse de matière décomposée et les masses de matière
libérées à chaque électrode sont proportionnelles à la charge électrique qui a traversé
l'électrolyte.Soit z le nombre total d'électrons échangés dans la réaction bilan de l'électrolyse, la charge
électrique transférée est donc ze (où e = -1,602.10 -19 C charge de l'électron).La quantité de matière correspondante libérée aux électrodes est la quantité z divisée par la
valence n, c'est-à-dire le nombre d'électrons échangés par mole de réactifs lors des réactions
d'oxydoréduction : N = z/n, il s'ensuit que le nombre de moles de matière libérée est N/NA où
NA = 6,022.1023 mol-1 est le nombre d'Avogadro. la masse de matière libérée correspondantes est alors : m = (N/NA)M, avec M masse molaire du réactif, d'où : m = zM/nNA = zeM/neNA (on amultiplié en haut et en bas par la charge élémentaire " e »). La quantité eNA est la constante de
Faraday F:
F=eNA=96485C
d'où finalement, puisque ze = it est la charge transférée dans l'électrolyte entre les deux
électrodes, correspondant à l'écoulement d'un courant d'intensité i constante dans l'électrolyte
pendant une durée t de la réaction : m=Mit nFSi la réaction aux électrodes fait intervenir un coefficient stoechiométrique s différent de 1 pour
le réactif considéré, la loi précédente doit être réécrite : m=sMitnFSi l'on appelle masse équivalente la masse molaire du réactif divisée par la valence, M' = M/n,
la seconde loi de Faraday ne fait qu'exprimer la première en énonçant : les masses desdifférents produits libérés aux électrodes par la même quantité d'électricité " it » sont
proportionnelles aux masses équivalentes de ces produits : m1/m2 = M'1/M'2 Exemple (exercice) : électrolyse d'une solution de nitrate de plomb Pb(NO3)2 : ©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 6/9 En milieu ionique le nitrate de plomb se décompose en :Pb(NO3)2 ® Pb2+ + 2NO3-
à la cathode il y a réduction des ions plomb(II) (dépôt de plomb sur la cathode):Pb2+ + 2e- ® Pb
et à l'anode se produit l'oxydation de l'eau (dégagement de dioxygène à l'anode):H2O ® 1/2 O2 + 2H+ + 2e-
La réaction bilan s'écrit donc:
Pb2+ + H2O ® 1/2 O2 + 2H+ + Pb
Déterminons le volume de dioxygène V dégagé à l'anode. Pour cela nous devons connaître le
nombre de moles de dioxygène nO2 produit à l'anode, sachant que le volume molaire est Vm =25 L/mol. Or on peut déduire nO2 de la réaction bilan si l'on connaît le nombre de moles d'ions
plomb (II) produit. Si donc on connaît la masse de plomb déposée sur la cathode m on peut prédire V.Application : m = 3 g. Il vient :
d'après la réaction bilan 1 mole de plomb (II) produit 1/2 mole de dioxygène, donc : nO2 = 1/2 nPb mais à m = 3g de plomb correspond un nombre de moles de plomb égal à nPb = m/M, où M =207,2 g/mol est la masse molaire du plomb, soit : nPb = 2/207,2 = 1,45.10-2 mol.
on a donc nO2 = nPb/2 = 7,24.10-3 mol. le volume de dioxygène dégagé est alors : V = nO2 Vm = 0,18 litre.On veut savoir maintenant quelle charge a été transférée entre les électrodes, ainsi que
l'intensité du courant dans l'électrolyte sachant que la masse de plomb obtenue à la cathode a
nécessité une électrolyse de durée 3 heures : la charge se déduit immédiatement de la loi de Faraday : q = mnF/M = nPb nF la valence étant ici n = 2 il vient : q = 1,45.10-2 x 2 x 96500 = 2798,5 CComme q = it, avec t = 3 heures = 3 x 3600 s = 10800 s, cette charge a été transférée par un
courant d'intensité i = q/t = 2798,5/10800 = 0,26 A.2 - Électrolyse d'une solution de chlorure de sodium
En solution ionique le chlorure de sodium NaCl (sel de cuisine par exemple) se décompose en : ©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 7/9NaCl ® Na+ + Cl-
Avec des électrodes inertes utilisées (comme le graphite par exemple), les espèces chimiques
en présence dans la solution sont l'eau H2O, les ions sodium Na+ et les ions chlorure Cl- ; les réactions d'oxydoréduction y sont alors : réductions à la cathode : Na+ + e- ® Na ; le couple redox Na+/Na a un potentiel standard E01 = -2,71 V2H2O + 2e- ® H2 + 2OH-; le couple redox H2O/H2 a un potentiel standard E02 = 0 V plus élevé
que E01, c'est donc cette réaction qui aura lieu à la cathode. oxydation à l'anode (dégagement de dichlore): Cl- ® 1/2 Cl2 + e- ; potentiel standard du couple Cl-/Cl2 E0 = 1,36 VLa réaction bilan est par conséquent :
2H2O + 2Cl- ® H2 +2OH- + Cl2
On a un dégagement de dihydrogène et d'ions hydroxyde OH- à la cathode et dégagement de dichlore à l'anode. A la cathode on met en évidence les ions hydroxyde en introduisantquelques gouttes de phénolphtaléine qui vire au rose à leur contact (photo 5), tandis que le
dihydrogène est révélé par une petite détonation en présence d'une flamme qui a pour effet de
souffler celle-ci (photo 6). photos 5 - à la cathode (tube de droite) dégagement d'ions hydroxyde mis en évidence par coloration en rose de la phénolphtaléinephoto 6 - l'hydrogène contenu dans le tube situé à la cathode a soufflé la flamme d'une bougie
©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 8/9 Ces expériences sont assez faciles à faire... L'électrolyse a de multiples applications comme :l'emploi des électrodes sacrificielles : on a recours au procédé par anode soluble où le métal
à purifier est placé à l'anode (cuivre par exemple), l'électrolyte contient des cations associés à
ce métal (Cu2+ par exemple, comme le sulfate de cuivre en solution). Les atomes du métal à l'anode cèdent des électrons, se transforment en ions de charge positive (cations) qui sontattirés vers la cathode dans la solution où ils reçoivent des électrons pour redonner le métal
lequel se dépose sur la cathode. A la cathode le dépôt métallique est parfaitement pur, tandis
qu'à l'anode le métal est attaqué.galvanostégie (protection contre la corrosion) : le métal à protéger est recouvert d'un métal
inaltérable par dépôt électrolytique. Il est relié à la cathode et plongé dans un électrolyte. ce
bain est constitué à partir d'argent (électroargenture), d'or (électrodorure), chrome
(électrochromage), nickel (électronickelage), zinc (électrozingage), etc. suivant le revêtement
désiré.galvanoplastie : par dépôt électrolytique on transfert les détails d'une surface vers une autre,
ce qui assure leurs reproduction sur un grand nombre de supports. etc... Nous aurons l'occasion d'y revenir dans différents articles. ©Frédéric Élie, novembre 2009 - http://fred.elie.free.fr - page 9/9quotesdbs_dbs35.pdfusesText_40[PDF] tp chimie electrolyse
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