Chim. N° 09

Électrolyse. 

Cours.

 

   

 

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Programme 2012 :

Programme 2012 : Physique et Chimie

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

  Electrolyse, transformation forcée, anode,

cathode, oxydation, réduction,...

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I- Transformation forcée.

1)- Évolution spontanée d’un système.

2)- Transformation forcée.

3)- Conclusion.

II- Étude quantitative d’une électrolyse.

1)- Quantité d’électricité mise en

 jeu lors d’une électrolyse.

2)- Relation entre quantités de matière,

intensité et durée de l’électrolyse.

III- Application :

1)- Exercices 17 page 255. électrolyse d’une solution aqueuse de nitrate de plomb II

2)- QCM :

3)- Exercices :

TP Chimie N° 09 étude expérimentale de l'électrolyse.

 

 

1)- Exercice 11 page 224.

2)- exercice 13 page 225.

3)- exercice 21 page 226.

4)- Exercice 24 page 227

I- Transformation forcée.

1)- Évolution spontanée d’un système.

a)- Expérience 1 : réaction entre une solution aqueuse de dibrome et du cuivre métal.

Sous la hotte, on verse dans deux tubes à essais A et B, environ 4 mL d’une solution aqueuse de dibrome.

-  Dans le tube A, on ajoute de la tournure de cuivre métallique et on laisse réagir. Puis on ajoute 3 mL de cyclohexane et on agite.

-  Dans le tube B, on ajoute 3 mL de cyclohexane et on agite.

  Observations :

Il se produit une réaction entre le dibrome et le cuivre.

La solution initialement orange s’éclaircit.

-  On remarque que la concentration en dibrome diminue au cours de la réaction et qu’il se forme des ions cuivre II.

-  L’expérience réalisée dans le tube B permet de mettre en évidence le fait que  :

Le dibrome est soluble dans le cyclohexane et que la concentration en dibrome a diminuée.

 

b)- Interprétation.

-  On donne la réaction d’oxydoréduction suivante :

Cu (s)  +    Br2 (aq)  =    Cu2+(aq)  +  2  Br (aq)

K = 1,2 x 10 25  (1)

 

-  On peut calculer le quotient de la réaction initial du système précédent.

[Cu2+]i . [Br ]i2

Q r.i =  


= 0 

car 

[Cu2+]i = [Br ]i = 0 

[Br 2]i

-  Le système évolue spontanément dans le sens direct de l’équation de la réaction (1) car Q r, i < K.

-  Lorsque le système a fini d’évoluer :

[Cu2+]eq . [Br ]eq2

Q r,eq =  


= K = 1,2 x 10 25 

[Br 2]eq

-  La valeur très grande de K >> 10 4  permet de dire que la réaction est quasiment totale 

- et que le taux d’avancement final de la réaction est pratiquement égal à 1.

 

c)- Expérience 2 : réaction entre une solution aqueuse de bromure de potassium et de sulfate de cuivre II.

Dans un tube à essais, on verse :

2 mL d’une solution de bromure de potassium et

2 mL d’une solution de sulfate de cuivre II de même concentration C = 1,0 mol / L

-  On laisse réagir, puis on ajoute 2 mL de cyclohexane et on agite.

 

  Observations : On ne remarque aucune évolution.

 

-  Quelle est l’équation de la réaction susceptible de se produire ?

Quelle est la valeur de sa constante d’équilibre K’ ?

Cu2+(aq)  +  2  Br (aq)  =    Cu (s)  +    Br 2 (aq) 

K'  (1')

-  expression de la constante d’équilibre K’.

[Br 2]eq

1

K' =  


=  


=  8,2 x 10 25

[Cu2+]eq . [Br ]eq2

 K

 

-  Quelle est la valeur du quotient de réaction initial ?

[Br 2]i

Q' r.i =  


= 0 

car 

[Br 2]i = 0 

[Cu2+]i . [Br ]i2

 

-  Le système évolue spontanément dans le sens direct de l’équation de la réaction (1’) car Q r, i < K

-  Mais Q r, i K ≈ 0. 

-  On peut considérer que le système n’évolue pratiquement pas.

On n’observe aucune évolution du système. 

-  Les quantités de matière mises en jeu sont très faibles.

Le taux d’avancement de la réaction est très petit et K << 1.

2)- Transformation forcée.

Le but est de fournir de l’énergie à ce système pour voir si on peut le faire évoluer spontanément.

a)- Expérience : électrolyse d’une solution aqueuse de bromure de cuivre II

-  Montage :

Le tube en U est rempli d’une solution aqueuse

de bromure de cuivre II de concentration C = 1,0 mol / L. 

On ferme l’interrupteur K et on augmente la valeur de la tension UAC.

Lorsque UAC 0,82 V,

un courant circule et le phénomène d’électrolyse commence.

On règle alors la valeur de la tension UAC  1,5 V environ.

On laisse débiter pendant plusieurs minutes.

Observations :

l’électrode reliée à la borne négative du générateur

se recouvre d’un dépôt rougeâtre de cuivre.

L’électrode reliée à la borne positive du générateur ;

apparition d’une coloration orange.

En fin de réaction, on peut ajouter délicatement du cyclohexane et

mélanger avec un agitateur et remarquer que

le cyclohexane prend une teinte orange

caractéristique de la présence de dibrome.

                                

b)- Interprétation :

-  Le générateur impose le sens du courant dans le circuit.

Le courant sort de la borne positive du générateur.

-  Dans les électrons et les fils conducteurs, les porteurs de charge sont les électrons qui se déplacent dans le sens inverse du courant.

-  Dans la solution aqueuse de bromure de cuivre II,

-  les ions cuivre II, Cu 2+, se déplacent dans le sens du courant

-  Et les ions bromure, Br, se déplacent dans le sens inverse du sens du courant (sens de déplacement des électrons).

-  Le dépôt rougeâtre qui apparaît à l’électrode reliée à la borne négative du générateur est constitué de cuivre métal. 

-  Il se produit la réduction suivante :

-  Cu 2+(aq)  +  2  e   =    Cu (s)    

-  La réduction se produit à la cathode.

-  Le jaunissement de la solution au niveau de l’électrode reliée à la borne positive est provoqué par la formation de dibrome.

Il se produit l’oxydation suivante :

-   Br (aq)  =     2  e   +    Br2 (aq)   

-  L’oxydation se produit à l’anode.

-  L’équation de la réaction qui se produit lors de l’électrolyse est la suivante :

Cu2+(aq)  +  2  Br (aq)  =    Cu (s)  +    Br2 (aq) 

K'  (1')

-  On a vu précédemment que ce système constitué d’ions cuivre II en présence d’ions bromure n’évolue pas. 

-  Le générateur fournit l’énergie nécessaire pour faire évoluer le système.

Il peut le forcer à évoluer.

3)- Conclusion.

-  Au cours de la première expérience, on observe l’évolution spontanée d’équation :

Cu (s)  +    Br 2 (aq)  =    Cu 2+(aq)  +  2  Br (aq)

K = 1,2 x 10 25  (1)

-  Lors de l’électrolyse, il se produit la réaction suivante :

Cu2+(aq)  +  2  Br (aq)  =    Cu (s)  +    Br2 (aq) 

K'  (1')

-  Le sens de cette réaction est le sens inverse du sens d’évolution spontanée : c’est une réaction forcée. 

-  Elle a lieu grâce à l’énergie électrique fournie par le générateur.

-  Cette réaction forcée, appelée électrolyse, n’a lieu que si le générateur apporte de l’énergie électrique sinon, elle cesse.

-  L’électrolyse est une réaction endoénergétique

-  L’électrode à laquelle se produit l’oxydation est appelée anode (reliée à la borne positive du générateur)

-  L’électrode à laquelle se produit la réduction est appelée cathode (reliée à la borne négative du générateur).

II- Étude quantitative d’une électrolyse.

1)- Quantité d’électricité mise en jeu lors d’une électrolyse.

-  Un générateur débitant un courant d’intensité constante I, pendant la durée Δt, de l’électrolyse fait circuler une quantité d’électricité Q telle que :

Q = I . Δt

Q quantité délectricité en coulomb (C)

I intensité du courant continu en ampère (A)

Δt durée en seconde (s)

2)- relation entre quantités de matière, intensité et durée de l’électrolyse.

-  On écrit :

On écrit :

Q = n (e ) . F 

La quantité d’électricité mise en jeu au cours

de l'électrolyse est égale à la valeur absolue

de la charge totale des électrons échangés.

-  La valeur absolue de la charge d’une mole d’électrons définit le faraday de symbole F.

1 F  = | NA . (– e) | 96500 C / mol

 

-  Q quantité d’électricité mise en jeu : grandeur positive : coulomb C

-  n(e) quantité de matière d’électrons échangés : mol.

III- Application :

1)- exercice 17 page 225.

 

électrolyse d’une solution aqueuse de nitrate de plomb II.

Un chimiste effectue l’électrolyse d’une solution aqueuse de nitrate de plomb II (Pb2 +  +  2 NO3). 

Les électrodes utilisées sont inattaquables et les ions nitrate ne réagissent pas.

1)- Il se forme un dépôt de plomb sur une électrode.

a)- Laquelle ?

b)- Écrire l’équation de la réaction correspondant à ce dépôt.

2)- Sur l’autre électrode, se dégage un gaz qui ravive une allumette incandescente.

a)- De quel gaz s’agit-il ? Sur quelle électrode se forme-t-il ?

b)- Écrire l’équation de la réaction correspondante à ce dégagement.

3)- En déduire l’équation globale ayant lieu lors de cette électrolyse.

4)- L’électrolyse dure 25 min et l’intensité du courant est maintenue égale à 0,85 A.

a)- Quelle est la quantité de matière (en mol) de plomb déposé sur l’une des électrodes ?

b)- En déduire la masse de plomb déposé.

c)- Déterminer le volume de gaz qui s’est formé sur l’autre électrode.

Données : volume molaire des gaz dans les conditions de l’expérience : Vm = 25 L / mol.

Masse molaire atomique M (Pb) = 207 g / mol.

 

Solution.

1)- Électrode 1.

a)- Le dépôt de plomb se forme sur l’électrode reliée à la borne négative du générateur : la cathode.

b)- Équation de la réaction :  

-  Pb2+(aq)  +  2  e   =    Pb (s)    

-  Il s’agit d’une réduction : la réduction des ions plomb II.

Elle se produit à la cathode.

2)- Électrode 2.

a)-  Le gaz qui ravive l’incandescence d’une allumette est le dioxygène O2

-  Il se forme à l’anode, électrode reliée à la borne positive du générateur.

b)-  Équation de la réaction :

-  2 H2O ()  =  O2 (g) + 4 H + (aq) +   4 e  

-  Il s’agit d’une oxydation : l’oxydation de l’eau. Elle se produit à l’anode.

3)- Équation de la réaction globale :

2 Pb2+(aq)  +  2 H2O ()  =  O2 (g) + 4 H + (aq)   +  2 Pb (s) 

4)- électrolyse :

a)- Quantité de matière de plomb déposé sur la cathode.

-  Quantité de matière d’électrons échangés : 

 

{

Q = n (e ) . F

 

Q = I . Δt

I . Δt 

=>

n (e ) =  


F 

-  D’après la demi-équation électronique :

Espèce

chimique

Pb2+

+  2 e

=

Pb

Quantité

de matière

n (Pb2+)

n (e )

 

 

n (Pb)

Coefficient

stœchiométrique

1

2

 

1

-  On tire :

n (e )

I . Δt

n (Pb)  =  


=


 

2

F 

       

0,85 x 25 x 60

n (Pb) =  


2 x 96500

n (Pb) 6,6 x 10 3 mol

 

b)-   masse de plomb déposé :

-  m (Pb) = n (Pb) . M (Pb)

-  m (Pb) = 6,6 x 10 – 3 x 207

-  m (Pb) 1,4 g

c)-   Volume de dioxygène obtenu :

-  D’après la réaction :  

2 Pb2+(aq)  +  2 H2O ()  =  O2 (g) + 4 H+ (aq)   +  2 Pb (s) 

-  On peut en déduire le tableau suivant :

Espèce chimique

O2

Pb

Quantité de matière

n (O2)

n (Pb)

Coefficient stœchiométrique

1

2

-  On tire :

n (Pb) 

n (O2) =  


2

n (Pb) 

V (O2)  =  


  . Vm

2

6,6 x 10 3 

V (O2)  =  


 x 25

2

V (O2)  8,3 x 10 3  L

 2)- QCM :

3)- Exercices :

 

1)- Exercice 11 page 224.

2)- exercice 13 page 225.

3)- exercice 21 page 226.

4)- Exercice 24 page 227