TP Chimie 9 Electrolyses en solution aqueuse TS I. Electrolyse d

TP Chimie 9
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Objectifs :
Electrolyses en solution aqueuse
TS
- Comparer les résultats théoriques et expérimentaux de différentes électrolyses
Données : Quelques couples oxydant-réducteur :
I2(aq)/I-(aq) K+(aq)/K(s) O2(g)/H2O(l) H2O(l)/H2(g) Cu2+(aq)/Cu(s) S2O82-(aq)/SO42-(aq) SO42-(aq)/SO2(g) S4O62-(aq)/S2O32-(aq)
I. Electrolyse d’une solution d’iodure de potassium
1. Protocole expérimental
I
−
+
K
a. Electrolyse
Introduire dans l’électrolyseur (bécher avec un support muni de 2
électrodes en graphite) une solution d'iodure de potassium à 0,2 mol.L-1.
Introduire un barreau aimanté et placer la cuve sur l’agitateur
magnétique.
Attention à ne pas renverser la cuve :
à vous d’assurer la stabilité du dispositif !
A
R
V
I
Réaliser le montage d’après le schéma ci-contre en réglant le
générateur sur 12 V (continu) et en laissant l’interrupteur K ouvert.
Régler la valeur de la résistance réglable à R ≈ 1,5 kΩ.
Choisir un calibre pour l’ampèremètre pour pouvoir mesurer des
Agitateur
intensités de l’ordre de 10 mA.
magnétique
FAIRE VERIFIER LE MONTAGE PAR LE PROFESSEUR
Fermer l'interrupteur K en déclenchant le chronomètre. On ajustera par la suite la valeur la résistance variable
afin que l’intensité I reste constante tout au long de l’expérience (I autour de 8 mA).
Noter la valeur de l’intensité du courant dans votre circuit : I ≈
mA.
Laisser l'électrolyse se dérouler pendant la durée ∆t = 10 minutes.
Répondre aux questions de la partie b et préparer la partie c.
Ouvrir l’interrupteur, retirer rapidement les électrodes et les rincer à l’eau distillée
dans le bécher, afin de récupérer la totalité de la solution (utilisée ensuite dans le c.).
b. Observations
1. Comment évolue la couleur de la solution au voisinage de l'anode ?
2. Quelle espèce chimique est responsable de cette teinte ?
c. Dosage
Doser le diiode contenu dans la solution (au bout des 10 minutes d’électrolyse) par une solution de thiosulfate
de sodium (2 Na+(aq) + S2O32-(aq)) de concentration C = 5,0.10–3 mol.L–1 en présence d'empois d'amidon.
Noter le volume de solution titrante versé à l’équivalence : VE =
mL.
3. Quel est le rôle de l’empois d’amidon dans ce dosage ?
Lancer la seconde électrolyse avant de procéder à l’étude et à l’analyse qui suivent
2. Etude théorique et analyse des résultats
a. Etude théorique
4. Faire l'inventaire de toutes les espèces présentes initialement dans l'électrolyseur et écrire TOUTES les
équations des réactions qui PEUVENT se produire à l'anode et à la cathode.
5. Sachant qu'il se produit un dégagement de dihydrogène à la cathode et d’après les observations faites (b.),
quelles sont les réactions qui se produisent EFFECTIVEMENT au niveau de chacune des électrodes ? (Attention :
le milieu réactionnel n’est pas acide : il n’y a donc pas de H+(aq) dans les réactifs !)
6. En déduire l’équation traduisant l’électrolyse.
7. Pourquoi dit-on que la transformation ainsi réalisée est une transformation « forcée » ?
8. En utilisant l’équation de la réaction qui se produit à l’anode donner la relation entre la quantité théorique de
diiode formé n(I2)f,th et la quantité d’électrons échangés n(e-)f à l’état final.
9. Quelle est la relation entre l’intensité I du courant (constante), la durée de l’expérience ∆t et la quantité
d'électricité Q qui a traversé le circuit pendant l'électrolyse ? Calculer Q.
10. Quelle est la relation entre la quantité d'électricité Q et la quantité d’électrons échangés n(e-)f ?
11. En déduire l'expression de la quantité théorique de diiode formé n(I2)f,th en fonction de Q. Calculer sa valeur.
b. Comparaison avec les résultats expérimentaux
12. Ecrire l'équation de la réaction de dosage du diiode. Relier la quantité de diiode formé expérimentalement
n(I2)f,exp au volume de solution titrante versé à l'équivalence VE. En déduire la quantité de diiode dosé n(I2)f,exp.
13. Calculer le pourcentage d'erreur entre la valeur théorique n(I2)f,th et la valeur expérimentale n(I2)f,exp de la
quantité de diiode formé au cours de l'électrolyse.
II. Electrolyse d’une solution de sulfate de cuivre (II)
1. Protocole expérimental
Reprendre le montage électrique précédent mais en remplaçant la résistance réglable par un rhéostat.
Régler le curseur du rhéostat au centre.
Choisir un calibre pour l’ampèremètre pour pouvoir mesurer des intensités de l’ordre de 0,5 A.
A la place des électrodes en graphite, prendre deux plaques de cuivre bien décapées, les marquer 1 et 2 dans
le coin supérieur avec un marqueur, puis les peser et noter leurs masses respectives m(1)i et m(2)i.
m(1)i ≈
et
m(2)i ≈
.
Veiller à ce que l’électrode marquée 1 soit l’anode A et que l’électrode marquée 2 soit la cathode C.
Introduire cette fois dans l’électrolyseur une solution de sulfate de cuivre (II) à 0,5 mol.L-1.
Fermer l'interrupteur K en déclenchant le chronomètre. On ajustera par la suite la valeur du rhéostat avec le
curseur afin que l’intensité I reste constante tout au long de l’expérience (I autour de 0,5 A).
Noter la valeur de l’intensité du courant dans votre circuit : I ≈
A.
Laisser l'électrolyse se dérouler pendant la durée ∆t = 20 minutes.
A ce moment, vous pouvez répondre aux questions de la première électrolyse.
Ouvrir l'interrupteur, retirer délicatement les plaques de la solution, observer puis les sécher au sèchecheveux, les peser et noter la valeur de leurs masses m(1)f et m(2)f.
m(1)f ≈
et
m(2)f ≈
.
Remarque importante : si le cuivre déposé sur l'une des électrodes s'effrite, ne prendre en compte que la perte de
masse de l'autre électrode pour l’étude théorique suivante.
2. Etude théorique et analyse des résultats
1. Faire l'inventaire de TOUTES les espèces chimiques présentes initialement dans
l'électrolyseur et écrire TOUTES les équations des réactions qui PEUVENT se produire à
l'anode et à la cathode.
2. Que peut–on conclure des observations et des variations de masse des électrodes A et
C ? En déduire la nature des réactions qui ont eu lieu aux électrodes, que l’on identifiera
aux plaques 1 et 2.
3. En déduire l’équation traduisant l’électrolyse. La concentration en ions cuivre (II) de la
solution varie–t–elle au cours de l’électrolyse ?
4. De la même façon que pour la première électrolyse, déterminer la quantité d’électricité
Q qui a traversé le circuit pendant cette expérience. En déduire la valeur théorique de la
variation de masse ∆mth des électrodes.
5. Comparer avec ∆mexp en calculant le pourcentage d’erreurs entre les deux valeurs.
Deux petits suppléments (ou rappels) qui peuvent aider pour répondre
aux questions (ou pour les préparer…) :
1/ Si un courant d’intensité I circule pendant une durée ∆t dans un fil
conducteur alors on peut dire qu’une quantité d’électricité Q = I.∆t est
passée à travers la section de ce fil conducteur pendant cette durée ∆t.
2/ Une mole d’électrons contient NA électrons soit 6,02.1023 électrons.
Une mole d’électrons transporte donc une quantité d’électricité Q = NA. e
où e est la charge élémentaire, soit Q = 6,02.1023 x 1,6.10-19 = 9,65.104 C.mol-1.
Cette dernière quantité se note
et est appelé le Faraday :
1
= 9,65.104 C.mol-1.
F
F