TP Chimie N° 09 

Étude expérimentale

de l'électrolyse :

correction.

 

   

 

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

 

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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  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 U 0 pour laquelle l’électrolyse commence (Alors I ¹ 0).

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

Laisser passer le courant pendant 2 minutes.

 

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

-  U0 1,0 V et I 200 mA.

-  Il faut attendre 2 min environ pour pouvoir faire les observations. 

-  Au cours de l’électrolyse, il apparaît un dépôt rougeâtre sur l’électrode reliée à la borne négative du générateur. 

-  À l’électrode reliée à la borne positive du générateur aucun phénomène n’est visible.

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 ?

-  À l’électrode reliée à la borne négative du générateur, il se forme un dépôt rougeâtre. 

-  À l’électrode reliée à la borne positive du générateur, le fil de cuivre est rongé. 

-  Si l’électrolyse se poursuit, le fil de cuivre disparaît totalement.

3)- Interprétation.

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

-  Électrode reliée à la borne négative du générateur :

-  Le dépôt de couleur rougeâtre est constitué de cuivre à l’état métallique :

-  Demi-équation électronique :   Cu2+(aq)    +   2 e   = Cu (s) 

-  la réduction se produit à la cathode.

C’est l’électrode reliée à la borne négative du générateur.

-  Électrode reliée à la borne positive du générateur :

-  À cette électrode, le cuivre disparaît.

Il se produit la réaction suivante :

-  Demi-équation électronique :  Cu (s) = Cu2+(aq)    +   2 e  

-  l’oxydation se produit à l’anode.

C’est l’électrode reliée à la borne positive du générateur

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

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

 

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

-  Au cours de l’électrolyse, tout se passe comme si le cuivre métal avait été transporté de l’anode vers la cathode : 

-  On parle d’électrolyse à anode soluble.

-  Remarque :

Si on place un objet métallique à la cathode, on peut le recouvrir de cuivre métal et ainsi le protéger de la corrosion : 

-  C’est la galvanostégie.  

-  La galvanostégie est l’opération qui consiste à former une mince couche métallique sur un objet conducteur pour le protéger de la corrosion

(chromage, nickelage, dorure argenture, …)

-  Conclusion.

-  Le générateur impose le sens du courant dans le circuit. Il se produit des réactions chimiques au niveau des électrodes. 

-  À la cathode, il se produit une réaction qui consomme des électrons, c’est une réduction. 

-  À l’anode, il se produit une réaction qui cède des électrons : une oxydation.

-  Le courant électrique dans les parties métalliques est dû à un transfert d’électrons. 

-  Le courant électrique dans la solution aqueuse ionique est dû à une double migration des ions positifs et négatifs se déplaçant en sens inverse. 

-  Les cations se dirigent vers la cathode et les anions vers l’anode.

-  Si on enlève le générateur, il ne se produit aucune réaction chimique. Le générateur apporte l’énergie nécessaire à la réaction chimique.

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 U0 pour laquelle l’électrolyse commence (Alors I ≠ 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 ?

-  La valeur de U0 pour laquelle l’électrolyse commence est voisine de 2,6 V.

-  VC  2 VA

-  Le gaz qui ravive la combustion d’une bûchette incandescente est le dioxygène O 2.

-  Le gaz qui provoque une légère détonation en présence d’une flamme est de dihydrogène H 2.

-  En conséquence : V (H2) V (O2)

4)- Interprétation.

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

-  À l’anode, il se produit un dégagement de dioxygène : 

Il se produit l’oxydation de molécules d’eau.  

 H2O ()  =  O (g)  + 4 H +(aq)   +   4 e  

-  À la cathode, il se produit un dégagement de dihydrogène : 

Il se produit la réduction des ions hydrogène (Pour simplifier, on les note H +)  

 2 H +(aq) +   2 e   =  H (g)

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

-  Schéma du dispositif :

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

 H2O ()  =  O (g)  +  2 H (g)

 

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

-  Au cours de la réaction, on remarque que : 

  V (H2) = 2  V (O2

Ce qui est en accord avec l’expérience.  

 

Au cours de l’expérience :

n (H2) = 2 n (O2)

Or

V (H2) = n (H2) . Vm et V (O2) = n (O2) . Vm

  Conclusion : V (H2) = 2 V (O2)

-  Quel est le rôle de l’acide sulfurique ?

-  L’acide sulfurique permet de travailler avec une solution ionique. 

-  Elle contient des ions oxonium et des ions sulfate ce qui facilite l’électrolyse et permet la circulation d’un courant de grande intensité.

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

-  Valeur de Δt 10 min.

-  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.

-  Étude préliminaire : on peut dresser le tableau d’avancement de la réaction :

-  Tableau d’avancement :  

Équation

H2O ()

=

2 H (g)

 +   O (g)

état

Avancement

x (mol)

 

 

 

 

État initial (mol)

0

n

 

0

0

Au cours de la

transformation

x

n – 2 x

2 x = n (H2)

x

-  On peut tirer la relation entre n (H2) et n (O2) : n (H2) = 2 n (O2)

-  On peut calculer la quantité de matière du dihydrogène formé connaissant le volume formé et le volume molaire.

-  On peut calculer la quantité d’électricité à partir des relations suivantes :

-  Q = n (e -) . F  (1)   et   Q = I . Δt  (2)

-  Pour déterminer I, il faut connaître Δt  et Q.

-  Quantité d’électricité Q ayant traversé l’électrolyseur pendant son fonctionnement :

-  Pour calculer Q, il faut utiliser la relation (1). Il faut connaître la quantité de matière d’électrons échangés.

-  Pour connaître la relation entre n (H2) et n(e ), il faut travailler avec la demi-équation électronique :

 

Équation

2 H +(aq)

 

+   2 e  

=

H (g)

état

Avancement

x (mol)

 

 

 

 

État initial (mol)

0

n

 

nG

0

Au cours de la

transformation

x’

n – 2 x’

n G – 2 x’

x’

 

-  Le générateur fournit les électrons au fur et à mesure de l’électrolyse.

-  On peut tirer la relation entre n (H2) et n (e ) : 2 n (H2) = n (e ).

-  Quantité de matière de dihydrogène formé :

-  

-  Quantité de matière n (e ) d’électrons échangés :  

-  n (e ) = 2 n (H2)

-  n (e ) = 2 x 3,8 x 10 – 4 

-  n (e ) 7,6 x 10 - 4  mol

-  Quantité d’électricité Q ayant traversé l’électrolyseur pendant son fonctionnement :  

-  Q = n (e ) . F  

-  Q = 7,6 x 10 - 4 x 96500

-  Q 73 C

-  Valeur moyenne de l’intensité du courant I dans le circuit :

-  

-  En déduire les quantités de matière nC et nA de gaz obtenu respectivement à la cathode et à l’anode.

- À l’anode, il se produit un dégagement de dioxygène : 

-  À la cathode, il se produit un dégagement de dihydrogène :

-  Au cours de l’expérience : n (H2) = 2 n (O2)

-  Quantité de matière nC :  

-  nC = n (H2) 3,8 x 10 – 4 mol

-  Quantité de matière nA :

-  

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

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

-  Quantité de matière n R de réactif ayant disparu. H2O

-  nR = n (H2O) = n (H2) = x' ≈ 3,8 x 10 – 4 mol

-  L’acide sulfurique permet de travailler avec une solution ionique.

-  Elle contient des ions oxonium et des ions sulfate ce qui facilite l’électrolyse et permet la circulation d’un courant de grande intensité.

-  On réalise ici l’électrolyse de l’eau.

On décompose l’eau.