Électrolyses en solution aqueuse CORRECTION

TP C10
Électrolyses en solution aqueuse
CORRECTION
I. Électrolyse d’une solution de chlorure d’étain (II):
1) Observations:
Il se produit un dégagement gazeux au niveau de l'électrode reliée à la borne + du générateur.
Il se forme un dépôt métallique au niveau de l'électrode reliée à la borne − du générateur.
2) a) A l'anode, il se produit une oxydation. Parmi les couples Ox/Réd proposés seul Cl−(aq) peut
être oxydé:
2 Cl−(aq) = Cl2(aq) + 2e−
On constate un dégagement gazeux qui doit être du dichlore, celui-ci se dissout en solution.
b) A la cathode, il produit une réduction. Parmi les couples Ox/Réd proposés seul Sn2+(aq) peut
être réduit:
Sn2+(aq) + 2 e− = Sn(s)
Le dépôt métallique est un dépôt d'étain.
c) équation de la réaction globale qui a lieu lors de l'électrolyse:
2 Cl−(aq) + Sn2+(aq) = Sn(s) + Cl2(aq)
Equation (1)
3) - Lorsqu'on enlève le générateur, on constate qu'un courant faible circule entre les électrodes.
Dans le circuit extérieur, le courant circule dans le sens opposé par rapport à l'électrolyse, il circule
de l'électrode où avait lieu le dégagement gazeux vers l'électrode où a eu lieu le dépôt métallique .
- Si un courant circule, en l'absence de générateur, c'est qu'il se produit une transformation
chimique spontanée.
- Le courant I arrive vers l'électrode recouverte d'étain, donc des électrons en partent. Il y a
libération d'électrons au niveau de l'électrode recouverte d'étain.
- Le dépôt d'étain est oxydé: Sn(s) = Sn2+(aq) + 2 e–.
4) a) Cl2(aq) + Sn (s) = Sn2+(aq) + 2Cl−(aq)
K = 7.1050 Équation (2).
[Sn(2aq+ )]i.[Cl −(aq)]i ²
b) Qr,i =
[Cl2 (aq)]i
c) Le courant a changé de sens par rapport à l'électrolyse. En analysant le sens du courant, on en
déduit celui des électrons : On constate que l'électrode recouverte d'étain libère des électrons, tandis
qu'à l'électrode où s'est formé Cl2(aq) il y consommation d'électrons. Ce qui indique que le système
chimique évolue spontanément dans le sens direct de l'équation (2) donc Qr,i < K.
5) Le générateur apporte de l'énergie au système chimique qui peut alors évoluer dans un sens
opposé (équation (1)) à celui de son évolution spontanée (équation (2)).
Une électrolyse permet d'effectuer des transformations chimiques qui n'ont pas lieu spontanément
dans la nature. C'est pourquoi on parle de transformation forcée.
II. Électrolyse d’une solution de sulfate de cuivre (II): http://labolycee.org/anims/Electrolyse.swf
1) a) Réduction cathodique: Cu2+(aq) + 2 e− = Cu (s), il y aura dépôt de cuivre. Donc la masse de
la cathode mCu(C) va augmenter au cours de l'électrolyse.
b) Oxydation anodique:
Cu(s) = Cu2+(aq) + 2 e− , il y aura consommation de cuivre. Donc la
masse de l'anode mCu(A) va diminuer au cours de l'électrolyse.
1)c)& 2) équation chimique
Etat du
système
Etat initial
En cours de
transformation
Cu2+(aq) +
Avancement
(mol)
Cu(A) (s)
= Cu2+(aq) +
Cu(C) (s)
Quantités de matière (mol)
x=0
[Cu2+]i .V
nCu(A)i= mCu(A)i / M
0
nCu(C)i = mCu(C)i /M
x
[Cu2+]i .V − x
nCu(A)i − x
x
nCu(C) i + x
3) Il disparaît x mol de Cu2+ et il se forme x mol de Cu2+. [Cu2+(aq)] ne varie pas au cours de
l'électrolyse.
4) A chaque fois que la réaction a lieu une fois il circule 2e− dans le circuit.
Q
Donc Q = 2.x.F
soit x =
2F
5) Un courant d'intensité I = 0,32 A a circulé dans le circuit pendant une durée ∆t = 45 min.
Q = I.∆t
Q = 0,32×45×60 = 864 C = 8,6.102C
6) nCu consommé = nCu formé = x
mCu consommé = mCu formé = x.MCu
Q
.MCu
2F
0,32 × 45 × 60
× 63,5 = 0,29 g
mCu consommé = mCu formé =
2 × 9,65.10 4
mCu consommé = mCu formé =
7) A la cathode: mCu(C) i = 20,87 g
mCu(C) f = 21,18 g , il y a eu dépôt de cuivre.
Il s'est déposé mCu(C) f − mCu(C) i = 0,31 g de cuivre.
m théo − mCu exp
Erreur relative (%) = Cu
×100
mCu théo
0,29 − 0,31
Erreur relative (%) =
× 100 = 7%
0,29
A l'anode, mCu(A) i = 22,3 g
mCu(A) f = 22,0 g, le cuivre a été consommé.
Il a été consommé mCu(A) f − mCu(A) i = 0,3 g
0,3 − 0, 29
Erreur relative (%) =
× 100 = 3 %
0, 29
Des erreurs relatives élevées sont possibles: si l'intensité du courant n'est pas restée constante dans
le circuit, si la durée de l'électrolyse n'a pas été mesurée précisément, si l'agitation du milieu
réactionnel n'a pas été suffisante, si la plaque n'a pas été bien décapée initialement.
Lorsque vous obtenez des erreurs relatives élevées, ne pas dire "ceci est dû à des erreurs
expérimentales". Il faut réfléchir et donner au moins une cause d'erreur possible!
III. Électrolyse d’une solution aqueuse d’acide sulfurique :
1) A la borne (+), oxydation donc l'anode
A la borne (–), réduction donc la cathode
2H2O (l) = O2(g) + 4H+(aq) + 4 e−
2H+(aq) + 2e− = H2(g)
O2(g) / H2O(l)
H+(aq) / H2(g)
2) 2H2O (l) + 4H+(aq) = O2(g) + 4H+(aq) + 2H2(g)
soit 2H2O (l) = O2(g) + 2H2(g)
Cette équation est conforme aux observations, en effet à la cathode (borne – de l'électrolyseur) le
dégagement gazeux est deux fois plus important qu'à l'anode.