Applications de l`électrolyse (correction) G

Applications de l’électrolyse (correction)
2 – Electrolyse de la solution de chlorure de sodium
Au laboratoire, cette électrolyse s’effectue dans un tube en U avec deux électrodes en graphite.
Equation de la réaction :
Couple
Cl2(g)/Cl–(aq)
Couple H2O(l)/H2(g) :
:
2 Cl–(aq) + 2 H2O(l) = Cl2(g) + H2(g) + 2 HO–(aq)
2 Cl–(aq) = Cl2(g) + 2 e–
2 H2O(l) + 2 e– = H2(g) + 2 HO–(aq)
Cette électrolyse est réalisée industriellement dans d’autres conditions expérimentales qui permettent
d’obtenir
 90 % de la production mondiale de dichlore Cl2(g), intermédiaire de synthèse de nombreux
produits chlorés (solvants, polymères tels que le PVC, produits pharmaceutiques…)
 de l’hypochlorite de sodium ou eau de Javel (2 Na+(aq) + ClO–(aq) + Cl–(aq)), puissant bactéricide,
fongicide et virucide – obtenue par réaction entre le dichlore et les ions hydroxyde
équation : Cl2(g) + 2 HO–(aq) = ClO–(aq) + Cl–(aq) + H2O(l)
 de l’hydroxyde de sodium, NaOH(s), et du dihydrogène H2(g)
→ exercice 20 p. 188
→ en savoir plus : http://udppc.asso.fr/bupdoc/textes/1997/07920451.PDF
3 – Electrolyses de solutions de cations métalliques
1. Compléter le schéma en indiquant le sens du courant, le sens de circulation des électrons, des
cations et des anions, l’anode et la cathode.
Les électrons sont chassés de la borne (–) et se
dirigent vers l’électrode de graphite ; au
niveau de l’interface avec la solution, les
cations Cu2+(aq) se combinent avec les
électrons pour former, par réduction
(cathode), du cuivre métallique Cu(s).
Inversement, au niveau de la borne (+) du
générateur, les électrons sont attirés en
provenance de l’interface métal-solution où le
cuivre métallique est oxydé (anode) et libère
des électrons en se transformant en Cu2+(aq).
–
cathode
G
e–
+
i
e–
Cu(s)
Cu2+(aq
)
anode
Cu(s)
Cu2+(aq
)
2. Qu’observe-t-on ?
Petit à petit, l’anode en cuivre s’amenuise, le fil de cuivre finit par se couper.
3. La transformation qui se produit est-elle une réaction redox spontanée ou forcée ?
Justifier.
Initialement, rien ne se passe au sein du système avant que le générateur soit mis en marche. Il
n’y a ici pas de réaction spontanée. La présence du générateur permet de forcer la réaction
redox observée.
4. Ecrire les équations des transformations ayant lieu aux électrodes.
A l’anode, oxydation Cu(s) = Cu2+(aq) + 2 e–
A la cathode, réduction Cu2+(aq) + 2 e– = Cu(s)
5. En déduire l’équation de la réaction redox caractéristique de l’électrolyse.
1
Cu(s) + Cu2+(aq) = Cu2+(aq) + Cu(s)
Le bilan global de cette électrolyse est nul – ce qui ne signifie pas que cette réaction n’est pas
utile !
6. Pourquoi parle-t-on d’anode « soluble » ?
L’anode se « dissout » progressivement : le cuivre métallique qui la constitue se transforme en
ions cuivre(II).
7. La concentration en ions cuivre(II) varie-t-elle au cours du temps ? Justifier.
Le bilan de l’électrolyse étant nul, il n’y a pas de modification de la concentration en ions
cuivre(II) : l’électrolyse en produit autant qu’elle en consomme.
8. En fonction du pH de la solution dans laquelle il se trouve, l’élément cuivre peut exister
sous deux formes : Cu2+(aq) pour pH < 5 et Cu(OH)2(s) pour pH > 5. Expliquer
qualitativement l’emploi d’acide sulfurique.
Les ions Cu2+(aq) sont présents en milieu acide : c’est ce que garantit l’acide sulfurique.
4 – Galvanoplastie
1. Ecrire les demi-équations électroniques des réactions qui modélisent les transformations
ayant eu lieu aux interfaces métal-solution des électrodes.
Oxydation à l’anode : Sn(s) = Sn2+(aq) + 2 e–
p
Réduction à la cathode : Sn2+(aq) + 2 e– = Sn(s)
2. Déterminer la surface à étamer.
h
La boîte rectangulaire présente 5 faces à étamer (pas de couvercle).
S = 2 × (h × L) + 2 × (h × p) + (L × p)
L
S = 320,5 cm²
3. Calculer la durée de cette électrolyse.
Il faut déposer 0,50 g d’étain par m² d’acier, soit ici 0,50 × 320,5.10–4 = 160.10–4 g = 16,0 mg
d’étain. La quantité de matière correspondant est
m  Sn  16, 0.103
n  Sn  f 

 1,35.104 mol
118, 7
M  Sn 
L’intensité I = 3,0 A se définit comme le débit de charge
Q ne  F
I

t
t
4
avec ne  2  n  Sn  f  2,70.10 mol puisque 2 électrons sont nécessaires à chaque ion Sn2+(aq)
consommé. On en déduit
Q ne  F 2,70.104  96500


 8, 7 s
I
I
3, 0
4. Calculer la perte de masse de l’anode.
La perte de masse de l’anode correspond à la masse d’étain déposée, à savoir 16,0 mg.
5. Comment varie la concentration en ions étain(II) dans l’électrolyte ?
Les ions étain(II) permettant le dépôt métallique au niveau de la cathode sont « régénérés » par
ceux libérés au niveau de l’anode : la concentration de l’électrolyte en ions étain(II) est donc
constante.
6. Lors de l’électrolyse, le système chimique respecte-t-il le critère d’évolution spontanée ?
L’utilisation d’un générateur permet d’imposer une circulation électrique et de forcer une
réaction qui n’est pas spontanée : en cela, le système chimique en électrolyse ne respecte pas le
critère d’évolution spontanée.
t 
Données : M(Sn) = 118,7 g.mol–1. Couples Sn2+(aq)/Sn(s) ; O2(g)/H2O(l).
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