TP Chimie N° 09 

Étude expérimentale

de l'électrolyse.

Enoncé.

 

   

I - Électrolyse d’une solution de sulfate de cuivre II.
II - Électrolyse d’une solution aqueuse d’acide sulfurique

  Correction

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Programme 2012 :

Programme 2012 : Physique et Chimie

 

Matériel : 8 Béchers de 250 mL – 8 lames de cuivre – 8 électrodes de graphite

8 fils de cuivre avec borne – solutions de sulfate de cuivre II, C  1,0 mol / L

fils de connexion – (pinces crocodiles rouges et noires) – toile émeri –

générateur de courant continu – 2 multimètres.

Prof : cuve à électrolyse avec électrodes de platine –

solution d’acide sulfurique C  1,0 mol / L 

2 éprouvettes graduées de 10 mL – bâtons de bois et allumettes – chronomètre.

 

I- Électrolyse d’une solution de sulfate de cuivre II. Étude qualitative.

1)- Dispositif expérimental 1.

a)- Montage :

ManipulationRéaliser le montage suivant :

Attention :

Les électrodes ne doivent pas être en contact.

Augmenter progressivement la valeur de la tension aux bornes de l’électrolyseur grâce au potentiomètre de l’alimentation ajustable.

On note la valeur de U0 pour laquelle l’électrolyse commence (Alors I ¹ 0).

On règle ensuite la valeur de la tension : UAC 1,0 V.

Laisser passer le courant pendant 2 minutes.

b)- Observations : Qu’observe-t-on au niveau des électrodes ?

2)- Dispositif expérimental 2.

a)- Montage : 

ManipulationLe dispositif est le même mais on remplace la lame de cuivre par un fil de cuivre très fil. Il faut nettoyer et décaper l’électrode de graphite.

b)- Observations : Qu’observe-t-on au niveau des électrodes ?

3)- Interprétation.

RédigerÀ partir des observations, déduire les demi-équations électroniques qui se produisent à l’anode et à la cathode.

-  Écrire l’équation de la réaction d’électrolyse.

-  Pourquoi cette électrolyse est-elle appelée : électrolyse à anode soluble ?

-  Conclusion.

II- Électrolyse d’une solution aqueuse d’acide sulfurique (prof).

1)- Dispositif expérimental.

À l’aide du potentiomètre, de l’alimentation ajustable, on augmente progressivement la valeur de la tension aux bornes de l’électrolyseur.

On note la valeur de U 0 pour laquelle l’électrolyse commence (Alors ≠ 0 et apparition d’un dégagement gazeux au niveau des électrodes).

On règle ensuite rapidement la valeur de la tension :

UAC 1,0 V.

On déclenche le chronomètre.

Laisser passer le courant. Lorsque le volume gazeux dans l’éprouvette graduée surmontant la cathode est assez important (9 mL environ) :

Mesurer la durée de l’électrolyse : Δt.

Le volume de gaz obtenu à la cathode : VC.

2)- Expériences :

ManipulationTest 1 :

on présente rapidement une allumette enflammée à l’ouverture de l’éprouvette surmontant la cathode.

 

ManipulationTest 2 :

On continue l’électrolyse et lorsque le dégagement gazeux est assez important (9 mL environ), dans l’éprouvette graduée qui surmonte l’anode, on présente à son ouverture un bâton de bois incandescent.

3)- Observations.

-  Comparer régulièrement au cours de l’électrolyse les volumes de gaz VC et VA formés à la cathode et à l’anode.

-  D’après les tests réalisés précédemment que peut-on dire de la nature du gaz dégagé à cathode ? à l’anode ?

4)- Interprétation

Rédiger À partir des observations, déduire les demi-équations électroniques des réactions se produisant à l’anode et à la cathode.

-  Faire le schéma du dispositif en indiquant le sens du courant et le sens de déplacement des différents porteurs de charge.

-  Écrire l’équation de la réaction d’électrolyse.

-  Cette équation est-elle en accord avec les volumes gazeux mesurés. Justifier.

-  Quel est le rôle de l’acide sulfurique ?

-  À partir de la mesure de VC, déterminer la quantité de matière d’électrons échangés pendant la durée Δt.

-  Calculer la quantité d’électricité Q ayant traversé l’électrolyseur pendant son fonctionnement. 

-  En déduire la valeur de l’intensité moyenne I du courant qui a traversé l’électrolyseur.

-  Calculer la quantité de matière nR de réactif ayant disparu.

-  Volume molaire dans les conditions de l’expérience : Vm = 24 L / mol.