Terminale STL –SPCL Les réactions forcées Compétences

Les électrolyses
Terminale STL –SPCL
Les réactions forcées
TP : 10chimie – caractère forcée de la réaction d'électrlyse
et aspect quantitatif.
Compétences :
- Distinguer le caractère forcé des électrolyses, du caractère spontané d'autres transformations,
- Prévoir les quantités de produits formés dans des cas simples et confronter les prévisions du modèle aux mesures.
- Déterminer le rendement d'une électrosynthèse.
Première partie : Transformation spontanée et
transformation forcée. (1h15):
Expérience 1 :
On s’intéresse au système chimique formé par les couples
oxydant/réducteur : Cu2+/Cu et Zn2+/Zn.
Réaliser les deux expériences ci-contre.
Pour chaque expérience, noter vos observations et décrire
l’évolution du système chimique. Quand il y a réaction écrire
l'équation de la réaction (en ayant pris soin d'écrire les demiéquations)
2+
2_
(Cu + SO4 )
à 0,10 mol/L
Solution :
Dans l'expérience 1, on observe sur la plaque de zinc un dépôt de cuivre tandis que dans l'expérience 2 il n'
y a pas d'observations particulières sur la plaque de cuivre.
Dans l’expérience 1 : les ions cuivriques Cu2+ se transforme en cuivre. Le zinc a dû se transformer en ions
Zn2+, car la réaction d'oxydoréduction est un échange d életrons.
Ainsi on doit avoir Cu2+ + 2 e- = Cu et Zn = Zn2+ + 2 e-, on obtient alors l'équation de la réaction :
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ . (Dans l'expérience 2 c'est l'inverse de cette réaction que l'on cherche à faire).
Expérience 2 :
Réaliser le montage ci-contre.
Régler l’intensité du courant I délivré par le
--
+
générateur de courant à environ 0,5 A (à ne pas
excéder). Faire fonctionner le dispositif pendant
5
minutes et noter vos observations.
A
Reproduire le schéma en y indiquant le sens du
courant I délivré par le générateur et le sens de
déplacement
des
électrons
dans
les
1 cm
parties
métalliques du circuit.
En déduire la demi-équation électronique associée à
la lame de cuivre et celle associée à la lame de zinc.
Solution saturée de sulfate de
zinc (50 mL) : Zn2+ + SO42-
Où se produit la réduction ? l’oxydation ?
En déduire la cathode et l’anode du circuit.
Écrire l’équation globale modélisant l’évolution du système. Expliquer en quoi cette équation est en
cohérence avec les observations.
Donner une conclusion sur les expériences précédentes en précisant le caractère forcée ou spontané
de celle-ci. Après avoir précisé la différence entre ces expériences donner une sorte de définition à
l'expression réaction forcée en y intégrant les termes d'énergie.
Solution :
Observation : Au niveau de la plaque d zinc on constate un dépôt métallique, tandis que la solution
initialement incolore devient bleutée.
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Les réactions forcées
Les électrolyses
TP : 10chimie – caractère forcée de la réaction d'électrlyse
et aspect quantitatif.
Le sens du courant électrique est du + vers le moins tandis que celui des électrons est du moins vers le
plus.
Au niveau de la lame de cuivre la demie équation associée est : Cu → Cu2+ + 2e- (oxydation = anode)
Au niveau de la lame de zinc la demie équation associée est Zn2+ + 2e- → Zn (réduction = cathode)
L'équation globale modélisant l'évolution du système est : Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn.
Les produit formés sont les ions cuivriques qui sont responsables de la couleur bleue qui apparaît, et le zinc
produit correspond au dépôt métallique, il y a donc bien cohérence.
Conclusion : Dans la première partie on a des réactions spontanées elles se déroulent sans apport
d'énergie extérieure, tandis que dans la deuxième partie la réaction inverse de la première partie a pû
avoir lieu car on apporte par le générateur de l'énergie au système, cette énergie correspond à l'énergie
d'activation nécessaire pour que la réaction ait lieu.
Deuxième partie : Exploitation des observations précédentes (Partie notée) (1h30):
Proposer un protocole permettant de vérifier quantitativement les observations faites précédemment
en vous appuyant sur les documents ci-dessous.
Le but de cette partie est de vérifier quantitativement les observations faites précédemment, en
pesant les plaques métalliques (électrodes) avant et après l'électrolyse.
Le document 3 attire l'attention sur la différence de masse minimum à avoir pour pouvoir la
quantifier, en effet il faut que cette variation soit suffisamment importante pour être visible sur la
balance. Admettons que l'on souhaite obtenir une variation de masse de l'ordre de 0,1 g (balance la
moins précise) , à travers le document 2 on voit que la masse dépend de deux paramètres, l'intensité
du courant électrique et le temps de l'expérience. Comme on ne peut pas modifier l'intensité du
courant électrique (fixée à 0,5 A), le seul paramètre que l'on peut faire varier est le temps.
On va donc calculer le temps de l'expérience nécessaire pour pouvoir avoir une variation de masse de
l'ordre de 0,1g. On peut réaliser le calcul pour la plaque de cuivre uniquement car le cuivre et le zinc
ont des masses molaires voisines.
A partir de la première relation : t = Q/I
A partir de la deuxième relation : Q = F x neA partir de la troisième relation : ne- =mCu
x
2 / Mcu
En partant de la troisième relation puis en remontant on obtient :
ne- = 0,1 x 2 / 63,5 = 3,1.10-3 mol |
Q = 96320 x 3,1.10-3 = 303 C
|
t = 303/0,5 = 606 s soit ~ 10
mn.
Donc le temps de l’expérience doit être au moins de 10 minutes, on peut choisir un temps de 15
minutes pour plus de sûreté. On réalisera les pesées avec la balance la plus précise.
Le montage utilisé pour l'expérience est le même que celui de l'expérience précédente.
Avant l'électrolyse les plaques seront bien nettoyées, après l'électrolyse les plaques devront être
séchées au mieux.
Masse avant : mav
Cuivre
72,9091g
Masse après : map
Différence 
m = map - mav
72,7696 g
-0,1395g
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Zinc
Les électrolyses
TP : 10chimie – caractère forcée de la réaction d'électrlyse
et aspect quantitatif.
51,6873g
51,7973 g
0,1100g
Pour le zinc la masse après expérience n'est pas fiable, car on constate dans le bécher que le dépôt
sur la plaque de zinc n'adhère pas dessus et reste dans le bécher.
Malgré tout on constate une augmentation de la masse de la plaque de zinc et une diminution de la
masse de la plaque de cuivre.
Les résultats vérifient-ils les observations précédentes, rédiger un paragraphe de 5 à 6 lignes
permettant d'étoffer votre argumentation.
Conclusion :
Dans l'expérience précédente on a observé que la solution devenait bleue, ainsi qu'un dépôt métallique
sur la plaque de zinc. On a pu conclure que le dépôt métallique provenait de la transformation des ions
zinc en zinc, et que la couleur bleue était due à la transformation du cuivre en ions cuivriques. Dans
l'expérience réalisée on constate bien une augmentation de la masse de la plaque de zinc (même si le
résultat n'est pas fiable), due au dépôt, ainsi qu'une baisse de la masse de la plaque de cuivre, due au
fait que les atomes de cuivre passent en solution sous forme d'ions cuivriques.
Données : masse molaire (g.mol-1) : MCu = 63,5 ; Mzn = 65,4
Document 1 : relation entre I, n, F
Quelques rappels de formules :
On peut calculer l'intensité (A) du courant électrique en appliquant la relation suivante : I = Q/t : Q
étant la charge transférée en Coulomb (C) et t le temps du transfert en seconde (s).
Le nombre de mole d'électrons s'obtient à partir de la relation n e- = Q/F : F étant une constante.
F = 96320 C.mol-1.
Document 2 : exemple de calcul pour prévoir.
Soit la réaction entre les ions cuivriques et le plomb : Cu(s) + Pb2+(aq)→ Cu2+(aq) + Pb(s) avec les demies
équations : Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e- et Pb2+(aq) + 2e- →Pb(s).
La solution de nitrate de plomb utilisée est quasi saturée.
L'électrolyse fonctionne pendant une quinzaine de minutes et le courant électrique a une intensité de
1,5A.
A partir ce ces données on peut calculer la charge totale échangée : Q = Ixt
On en déduit le nombre de moles d'électrons correspondant : ne- = Q /F = Ixt /F = 1,4.10-2 mol.
La masse de plomb formé est donc de m Pb = 1/2 x ne- x Mpb = 1,45 g
La masse de cuivre transformée mCu = 0,45 g
Document 3 : balances disponibles :
Balance 1 : précision à 0,1 g – Balance 2 : précision au 1/10000ième de gramme.