tp18 - Electrolyse - Université de Genève

Electrolyse
Travail Pratique de 1ère année,
Université de Genève, Science II, Laboratoire H.
9 mars 2011
Romain Laverrière
[email protected]
Stéphane Dierickx
[email protected]
Groupe 15
Introduction
Dans ce TP nous avons traité de l’électrolyse.
Cette méthode consiste à utiliser un courent électrique afin de provoquer une réaction
chimique. Elle peut être utilisée pour la synthèse de produits ou l’analyse de solutions.
Résumé
Dans un cas pratique, l’électrolyse peut être utilisée pour réduire ou oxyder un ion métallique
afin de lui redonner une configuration non ionique. Nous avions vu la semaine précédente le
principe d’une pile. Dans celle-ci, le courent est produit par une réaction d’oxydoréduction et
le transfert d’électron est capté et utilisé, dans le cas d’une électrolyse le courent et induit par
une source extérieur qui donne une certaine quantité d’électrons qui peuvent être utilisés à la
suite, par exemple à la réduction du Cu2+ pour obtenir du cuivre métallique alors que la
réaction est inverse dans le cadre d’une pile Ag/Cu2+ par exemple. Ce procédé peut être utilisé
avec d’autres métaux sous forme ionique et peut servir à plaquer des objets faits de différents
matériaux. Grace à la loi de Faraday nous sommes à même de pouvoir quantifier le nombre
d’électrons transmis en fonction de l’intensité et du temps.
-­‐1-­‐ Méthodologie & résultats :
• 2.1 Appareillage :
Dans le but de comprendre le fonctionnement de l’alimentation, connecter une résistance de 180 Ω
et mesurer le voltage ainsi que le courant (d’abords en mode potentiostatique, puis en
ampérostatique, selon les schémas ci-dessus). Calculer alors la résistance selon la formule ! = !/!
et la comparer à la valeur théorique.
Résultats :
Potentiostatique
U [V]
5
10
15
20
I[A]
0.03
0.06
0.09
0.11
R [Ω]
166.6666667
166.6666667
166.6666667
181.8181818
erreur [%]
7.407407407
7.407407407
7.407407407
1
15.3
0.1
153
15
Ampérostatique
valeur théorique:
180Ω
-­‐2-­‐ • 2.2 Electrogravimétrie du cuivre :
I. Analyse électrogravimétrique du cuivre :
Commencer par plonger les électrodes de platine et de cuivre dans de l’éthanol pendant quelques
minutes. Puis les rincer à l’eau et mettre l’électrode de cuivre à 105 °C pendant 20 min avant de la
peser.
Préparer 50 mL de sulfate de cuivre (CuSO4) 1 M dans un ballon jaugé à partir du solide pesé
précisément. Puis, préparer à partir de cette solution, une solution de 50 mL de sulfate de cuivre 0.1
M.
Pipeter 25 mL de cette dernière solution dans un bécher de 100 mL et y ajouter 5 mL de H2SO4 4
M ainsi que 25 mL de HNO3 1 M. Y Déposer les deux électrodes et les brancher à l’alimentation en
utilisant celle de cuivre comme cathode. Utiliser un mélangeur tout au long de l’expérience.
Appliquer un courant de 0.5 A pendant ~30 min jusqu’à ce que la couleur bleu disparaisse, après
quoi ajouter 1 g d’urée solide et continuer l’électrolyse pendant 10 min. Vérifier qu’il n’y a plus de
Cu++ en solution par un test NH4 (formant un précipité bleu). Noter le temps total. Enfin, peser
l’électrode de cuivre une fois celle-ci sèche.
Calculer la concentration de cuivre diluée selon la formule ! =
théorique.
!!"
!!" ∙ !
et comparer à la valeur
II. La constante de Faraday :
Transférer le reste de la solution de sulfate de cuivre 1 M dans un bécher de 100 mL et ajuster le
pH à ~4 par ajout de H2SO4.
Nettoyer une électrode de cuivre selon la même procédure que précédemment et la peser. La mettre
dans le bécher ainsi qu’une électrode de platine, brancher le tout à l’alimentation et appliquer un
potentiel de 5 V à l’électrode de platine.
Noter le courant I(t) en fonction du temps chaque 5 min pendant 1 heure. Une fois cela fait, sécher
l’électrode de cuivre et la peser.
Calculer la charge selon la formule ! =
!!"!
!
!
! !" simplifiée par la règle du trapèze.
Calculer alors la constante de Faraday par la formule ! =
!!!"
!!!"
et comparer à la valeur théorique.
Résultats :
I.
II.
melec. Avant [g] melec.apr [g]
m Cu [g] Mcu [g/mol] V [l]
c Cu [mol/l]
32.45
32.6025
0.1525
63.546
0.025
0.095993454
m CuSO4 [g]
MM CuSO4 [g/mol] V [l]
C Cu th [mol/l]
0.09993512
12.4764
249.69
0.05
Erreur [%]
3.944225018
Q [C] :
m Cu av. [g] :
m Cu ap. [g]:
m Cu déposée [g] :
F prat [C/mol]:
F Théo [C/mol]:
Erreur [%]:
1872
27.8254
28.5156
0.6902
86176.55172
96485
10.68399054
I(t) 0.8 0.6 y = 0.0001x + 0.28 R² = 1 0.4 0.2 0 0 -­‐3-­‐ 1000 2000 3000 4000 • 2.3 Electrodéposition du nickel :
Commencer par poncer quatre plaques de cuivre avec du papier de verre avant de les nettoyer selon
le même procéder que pour les électrodes avant de les peser.
Préparer ensuite 500 mL de NiSO4 0.9 M et de Na2SO4 0.2 M dans la même solution et transvaser
100 mL de cette solution dans un bécher et ajuster le pH à ~2 par ajout de H2SO4 4 M.
Immerger à moitié une plaque de cuivre dans cette solution et l’utiliser comme cathode pour une
électrolyse (l’anode étant un filament de platine). Mélanger la solution grâce à un agitateur
magnétique et appliquer un courant de 0.5 A pendant 20 min.
Rincer la plaque de cuivre, la sécher à 105 °C pendant 20 min, la peser et noter les observations
(visuelle, résistance au grattage, ...).
Refaire l’expérience une nouvelle fois en ajustant le pH à 5 au lieu de 2.
Refaire un troisième et quatrième essai similaire aux deux premiers en ajoutant ~1.3 g d’acide
borique dans la solution.
! ! !!"
Calculer la masse théorique de nickel déposé selon la formule !!! =
valeur obtenue.
Estimer de surcroit l’épaisseur moyenne de la couche selon la formule ! =
!!
!
! !
et comparer à la
.
Résultats :
I [A]
0.5
ρ Ni [g/cm3] :
T [s]
M Ni [g/mol]
1200
58.693
8.902
F [C/mol]
m th [g]
96485 0.182493652 A [cm2]
m Cu [g]
m Cu + Ni [g]
m1 [g]:
0.0264
8
13.4807
13.5071
m2 [g]:
0.0247
6
13.2212
13.2459
m3 [g]:
0.151
8.8
13.952
14.103
m4 [g]:
0.0385
10
13.241
13.2795
pH
2
5
2
5
B(OH)3 Rendement [%]
Epaisseur [µm]
non
14.46625662
3.707032128
non
13.53471737
4.624428967
oui
82.74260417
19.27554584
oui
21.09662424
4.324870816
-­‐4-­‐ visuel
argenté
verdatre
argenté
argenté/vert
grattage
difficil
très facile
difficil
moyen
•
2.4 Electrode redox
I. Electrolyse :
Mettre 25 g de (NH4)2SO4 ainsi que 0.2 g de K2CrO4 et y dissoudre dans 30 mL d’eau avant
d’ajuster le pH à 4 par ajout de H2SO4.
Monter le système d’électrolyse sous chapelle et plonger dans a solution les électrodes de platine
et de fer. Mettre dans le bécher un mélangeur et apposer le tout dans un bain de glace. Brancher le
tout à l’alimentation en utilisant le fer comme cathode et appliquer un courant de 2 A pendant 90
min. Durant toute l’électrolyse, le pH doit être régulièrement réajusté à 4.
Transvaser cette solution électrolysée dans une fiole jaugée de 250 mL et compléter au trait avec
de l’eau.
Calculer la quantité théorique de S2O82- selon la formule !!! =
! !
! !
II. Analyse par iodométrie :
Suivre les prescriptions de l’expérience 7 et préparer les solutions nécessaires. Commencer par
étalonner la solution de thiosulfate 0.05 M avec KIO3 au moins trois fois. Utiliser alors la
procédure pour la détermination de la concentration de ClO-. Pipeter 5 mL de la solution dans un
bécher de 100 mL et ajouter une pipette entière de H2SO4 ainsi que 10 mL de KI 0.2 M.
Titrer cette solution avec le thiosulfate.
Calculer la concentration de peroxodisulfate dans le ballon jaugé et répéter l’expérience au moins
3 fois afin d’obtenir une bonne moyenne.
Calculer alors la quantité de peroxodisulfate (en mol) synthétisé.
Résultats :
n th [mol]:
n pr [mol]:
r [%]:
0.055967249
0.011919949
21.29807844
(+ voir annexes)
-­‐5-­‐ Discussion des résultats :
2.1
Pas grand chose à dire sur cette expérience. Le fonctionnement d’une alimentation n’est pas du tout
compliqué. La seule difficulté rencontrée est de savoir quelle est l’anode et quelle est la cathode.
2.2
I.
Cette expérience s’avère être une alternative bien plus efficace et rapide que le titrage simple. Les
résultats sont tout-à-fait probant, et l’avantage majeur est que l’expérience ne demande pas de contrôle
particulier. Une fois lancée, on peut sans autre s’adonner à une autre expérience tout en laissant
l’électrolyse se faire.
II.
Dans l’ensemble, cette expérience est assez concluante, avec une erreur de moins de 10 %. Bien sur,
10 % sur la constante de Faraday représente un assez grand écart, mais les erreurs viennent
certainement de l’approximation de l’intégrale et des pesées.
2.3
Ce que l’on peut en déduire de cette expérience, c’est que le dépôt de nickel se fait dans de meilleures
conditions, si le milieu est acide et il y a la présence d’acide borique, il semblerait que l’acide borique
réduise l’oxydation à la surface du cuivre et permette ainsi une meilleure adhérence du nickel. Le
dépôt vert doit venir du fait que le nickel reste en partie sous forme oxydée Ni2+.
2.4
I.
Effectivement, le pH augmente très vite et l’ajout d’acide sulfurique se fait quasi constamment
(chaque minute, voir moins). Néanmoins, cela diminue avec le temps. En effet, à partir de la moitié, il
n’y a quasiment plus besoin de surveiller l’expérience, l’augmentation du pH se faisant très lentement.
II.
Cette partie du tp a été la plus fastidieuse de toute. En effet, à l’approche du point d’équivalence, le
titrage est long du fait que après chaque ajout, une minute d’attente est requise pour surveiller que la
solution ne repasse pas à la couleur première. Si telle est le cas, on rajoute un peu de solution de
titrage et on attend de nouveau... et c’est long. Ce titrage est donc beaucoup plus approximatif que
ceux qu’on a eu l’habitude de faire et cela se voit dans le rendement (le plus mauvais de tout le tp !).
Conclusion :
Ce TP fut relativement probant. Nous avons pu observé avec aisance l’électrolyse et nous avons
obtenu des rendements relativement probants, sauf pour la dernière expérience qui a été plus
fastidieuse. Ainsi, nous estimons que le procédé électrolytique est acquis.
-­‐6-­‐ Annexes
2.2 II)
t [s] I [A] 0 300 600 900 1200 1500 1800 2100 2400 2700 3000 3300 3600 Qi [C] 0.28 0.32 0.36 0.4 0.44 0.48 0.52 0.56 0.6 0.64 0.68 0.72 0.76 90 102 114 126 138 150 162 174 186 198 210 222 2.4
I [A]
T[s]
2
F[C/mol]
n th [mol]
96485
0.055967249
5400
Concentration KIO3
MM KIO3 [g/mol]
Volume [l]
m KIO3 [g]
214.001
0.25
Titrage Na2S2O3
titrage
1.0719
v Na2S2O3 [ml] c Na2S2O3 [mol/l]
1
23.6
0.050937509
2
23.8
0.050509463
3
23.7
0.050722583
moyenne:
0.050723185
Ecart type:
0.000214024
CV:
0.004219447
Tirage peroxodisulfate
titrage
v Na2S2O3 [ml] c peroxodisulfate [mol/l]
1
9.6
0.048694258
2
9.2
0.04666533
3
9.4
0.047679794
Moyenne:
0.047679794
Ecart type:
0.001014464
CV
0.021276596
-­‐7-­‐ c KIO3 [mol/l]
0.02003542