TD 7 sur l`électrolyse

Daniel Abécassis.
Année universitaire 2009/2010
CHIMIE
TD VII. L’électrolyse.
Exercice 1.
L’électrolyse de l’eau a pour équation :
2 H 2 O( l ) → 2 H 2 ( g ) + O2 ( g )
Dans un électrolyseur, on réalise l’électrolyse de l’eau en milieu acide. Chaque électrode est surmontée
d’un tube à essais d’un volume de 15mL, rempli d’eau, destiné à récupérer le gaz. L’intensité du courant
a pour valeur 0,92A et la tension entre les électrodes est 3,0V.
1. Quel tube se remplit en premier ?
2. La formation du dihydrogène est-elle observée à l’anode ou à la cathode ? Justifier votre réponse
en écrivant l’équation de la réaction correspondante.
3. Après combien de temps le premier tube sera-t-il rempli ? On suppose que le dioxygène et le
dihydrogène sont insolubles dans l’eau.
Exercice 2.
Au laboratoire, on réalise l’électrolyse d’une solution de sulfate de cuivre avec deux électrodes de
cuivre. L’intensité du courant est constante pendant les 10 minutes que dure l’électrolyse et vaut 1,30A.
La perte de masse de l’anode est de 0,27g
1. Connaissant la valeur de la charge élémentaire, déterminer la valeur du nombre d’Avogadro.
2. Quelles sont les sources d’erreurs ?
Exercice 3
Un accumulateur au plomb a une capacité de 133Ah. L’équation de réaction de décharge est :
Pb + PbO2( s ) + 4 H + + 2SO42− → 2 PbSO4( s ) + 2 H 2 O( l )
1. Quelle masse minimale de plomb doit recouvrir les plaques négatives ?
2. Quelle masse minimale de dioxyde de plomb doit recouvrir les plaques positives ?
3. La concentration initiale en acide sulfurique est de 5,0 mol/L. Calculer la concentration en fin de
décharge sachant que le volume de la solution est de 2,5L
Exercice 4.
On effectue l’électrolyse d’une solution de nitrate d’argent entre deux électrodes inattaquables. A
l’anode, on observe un dépôt métallique et à la cathode, un dégagement gazeux.
L’équation rendant compte de la transformation est :
4 Ag + + 2 H 2 O( l ) → 4 Ag + O2( aq ) + 4 H + de constante d’équilibre K = 1.10 −27
Après quelques instants, on considère que le système chimique a pour propriétés :
-Au voisinage de l’anode ; 5,0mL de gaz dissous par litre et pH=3,0
-Au voisinage de la cathode : [ Ag + ] = 0,10mol / L
Montrer que le système chimique subit une transformation forcée pendant la circulation du courant.
On donne Vm = 24 L : mol
Exercice 5.
1. Pourquoi l’électrolyse de l’eau distillée est-elle impossible ?
2. L’électrolyse d’une solution d’acide sulfurique, avec des électrodes non attaquables, est réalisée sous
une tension de 3,0V. A chaque électrode se produit un dégagement gazeux. Le dégagement gazeux à la
cathode est le plus important. On recueille un tube de chaque gaz et on procède aux tests suivants :
-Un bûchette incandescente est introduite dans le tube de gaz recueilli à l’anode. La flamme se ravive.
-A l’approche d’une bûchette allumée dans le tube de gaz recueilli à la cathode, une détonation se
produit.
a. A l’aide des tests, identifier les gaz formés.
b. Ecrire les équations de réactions aux électrodes.
c. Ecrire l’équation de réaction de l’électrolyse.
d. Pourquoi cette réaction s’appelle-t-elle électrolyse de l’eau ?
3. Montrer que le volume de gaz recueilli à la cathode est théoriquement deux fois plus important que
celui recueilli à l’anode.
4. Combien de temps peut durer une telle électrolyse ?
5. On réalise, cette fois, l’électrolyse d’une solution d’acide chlorhydrique. La réaction à l’anode n’est pas
la même que précédemment. Ecrire le bilan de cette électrolyse.
Exercice 6.
Le dichlore est principalement préparé par l’électrolyse de solution aqueuse de chlorure de sodium.
L’oxydation des ions chlorures à l’anode fournit du dichlore.
Une usine française utilise 68 cellules à membrane, montées en série, sous une intensité de
170 000A. Chaque cellule comprend 26 membranes séparant autant de compartiments anodiques et
cathodiques. La tension aux bornes de chaque cellule est 3,5V.
1 Faire un schéma électrique du principe de l’installation en représentant le sens de circulation du
courant et les flèches des tensions.
2. Calculer la durée de l’électrolyse nécessaire à la production de 1,0 tonne de dichlore dans cette usine.
3.a. Estimer l’énergie électrique nécessaire au fonctionnement de l’unité d’électrolyse de chlorure de
sodium de cette usine pendant un an.
b. Comparer à la consommation annuelle d’électricité d’un ménage :4000kW.h
Exercice 7.
Un électrolyseur contient une solution aqueuse inconnue dont les cations ont pour formule M p + . Un
courant d’intensité I=1,50A circule pendant une durée t=20 minutes. Il se forme un métal gris à la
cathode, de masse 0,61 g. Déterminer la nature du métal M .
Exercice 8.
Le nickelage sert à la décoration de pièces fines de fer, de laiton, etc. Au laboratoire, une plaque
fine de laiton, de 10 cm de longueur et 2,0 cm de largeur sert de cathode. L’électrolyte utilisé est une
solution de sulfate de nickel (II) de concentration massique 200g/L, à laquelle on ajoute une solution
d’ammoniac jusqu’à re-dissolution complète de l’hydroxyde.
La densité de courant est j = 3,0 Adm −2 . L’électrolyse dure 15 minutes.
1. Préparation de l’électrolyte.
a. Ecrire l’équation de précipitation de l’hydroxyde de nickel.
b. D’où proviennent les ions hydroxydes ? Justifier qualitativement et écrire l’équation de formation des
ions hydroxydes.
c. Ecrire l’équation traduisant la transformation de l’hydroxyde de nickel en solution bleue, sachant que
la coloration est due à l’ion Ni ( NH 3 ) 62(+aq )
2. Electrolyse.
a. Ecrire l’équation du nickelage et préciser à quelle électrode elle a lieu ;
b. En supposant le dépôt homogène, déterminer son épaisseur.
Donnée : masse volumique du nickel : 8,9.10 3 kg .m −3
Exercice 9.
Une pile à combustible utilise les réactifs gazeux H 2 et O2
1. Ecrire les demi-équations de réactions d’oxydo-réduction relatives à chacune de ces espèces. En
déduire la réaction globale de fonctionnement de cette pile.
2. Pourquoi n’est-il pas nécessaire dans une pile d’avoir initialement les quatre espèces intervenant dans
les deux couples d’oxydo-réduction mis en jeu ?
3. Quel type d’électrode doit-on utiliser pour une telle pile.
4. Préciser la polarité de cette pile.
5. Quelle quantité de chacun des gaz réactifs ( en nombre de moles, masse et volume à 298K et sous 1
bar) est nécessaire au fonctionnement de la pile pendant une durée ∆t = 30mn. si elle délivre un courant
d’intensité I=1,7A ?
6.La fem est, dans ces conditions, de 0,5V. Combien de piles de ce type faut-il assembler en série pour
atteindre une puissance de 5W.
7. Le dihydrogène gazeux peut s’obtenir par reformage du méthanol. Ecrire l’équation de cette
transformation. Si l’on suppose que cette transformation est totale, quelles quantités ( en moles) de
méthanol et d’eau sont nécessaires pour le fonctionnement décrit en 5.
8.Le dioxygène, quant à lui, provient de l’air. Quel volume d’air est nécessaire au fonctionnement décrite
en 5.
9. En réalité, la réaction entre H 2 et O2 est très lente. Pour l’accélérer, on dépose, par exemple, du
platine en surface des électrodes. Quel est son rôle ?
Données : Le reformage permet de transformer un composé par action de l’eau en dihydrogène et
dioxyde de carbone ( le tout en phase gazeuse).
Les couples redox à considérer sont : H + / H 2 et O2 / H 2 O
L’air est composé de 80% de diazote et de 20% de dioxygène.