électrochimie en spécialité

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spécialité, électrochimie
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Objectif : réaliser un traitement électrolytique quantitatif : une oxydation, une réduction. Connaître l’importance des traitements de surface des métaux.
Renforcer la partie électrolyse de l’obligatoire.
Matériel : Partie électrique, dispositif pour électrolyse : générateur jaune, ampèremètre, voltmètre, tubes en U, Bécher de 250mL, pied, pince,
adaptateurs fil banane plaque métallique,
Electrode de graphite, Echantillon métalliques : tubes 4x6, plaques(nettoyées à la laine d’acier 00)
Anodisation
Lame d’aluminium à anodiser
Acide sulfurique à environ 20 %, plutôt moins, solution anciennes, vieilles, pas fraîches, du stock.
Colorant: solution aqueuse saturée d’alizarine (on peut aussi utiliser le bleu de Berlin)
Zingage : solution d’ion zinc issues du stock, vieilles, qui débarrassent. Tube ou plaque de laiton ou fer( moins bien)
A. Lunettes sur le nez, solutions piquantes, soucis évités.
Consignes de sécurité : Acide sulfurique R 35 / S 26-30-45
A. Dépôt électrolytique : anodisation de l’aluminium
Introduction
La couche d’alumine protége l’aluminium de l’oxydation. Cette couche naturelle de très faible épaisseur est sujette à détérioration par diverses
agressions mécaniques et chimiques, ce qui entraîne un aspect non permanent dans le temps. L’anodisation a pour but de former une couche plus
épaisse, de qualité contrôlée, qui peut atteindre 15 à20 μm, garantissant une dureté superficielle, une protection contre la corrosion et un aspect
décoratif constant dans le temps.
A. Réflexion schéma, questions
1. Faire un schéma, légendé, du dispositif : deux électrodes, un tube en U, un générateur continu.
2. Flécher le sens du courant, celui des électrons.
On souhaite oxyder l’aluminium.
3. A quelle électrode l’aluminium doit-il être placé ? Justifier l’appellation.
4. Observer la réaction de réduction, le gaz produit est du dihydrogène, écrire la réaction.
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Manipulation, consignes.
Placer les électrodes dans l’acide sulfurique.
Relier la lame d’aluminium à la borne positive et l’électrode de graphite à la borne négative.
Mesurer U et I.
Réaliser l’électrolyse pendant environ 15 minutes, répondre aux questions en temps masqué.
Récupérer la lame d’aluminium la rincer abondamment, l’essuyer.
Plonger la lame dans la solution d’alizarine de telle sorte que le niveau du colorant dépasse celui de
l’électrolyte.
Puis plonger la plaque quelques minutes dans l’eau bouillante.
Observer
A. Bilan quantitatif, voir tableau.
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Ecrire l’équation bilan de l’électrolyse, compléter le tableau d’avancement
Marquer le sens de déplacements des ions en solutions sur le schéma.
Calculer la puissance P=U.i transféré par le générateur.
Calculer la charge Q=i.∆t transférée.
Vérifier que les deux expressions de l’énergie E=P. ∆t et E=Q.U aboutissent à la même valeur numérique.
Quel est le nombre de moles d’oxyde formé?
Quelle masse d’aluminium a été oxydée ? MAl =27 unité
A. Interprétation
A l’anode l’oxydation de l’aluminium se produit.
A la cathode, on observe un dégagement de dihydrogène.
Les ions Al3+, en présence de l’eau acidifiée, donnent de l’alumine hydratée qui croit perpendiculairement à la surface de l’aluminium sous forme de
cellules creuses de forme hexagonale. Au cours de l’électrolyse, en milieu acide, une partie de l’alumine formée est dissoute, mais la vitesse de
croissance est supérieure à celle de dissolution. L’épaisseur de la couche formée dépend de la durée de l’électrolyse.
Les pigments apportés par la solution de colorant entrent dans les cellules creuses. Lorsque la plaque est plongée dans l’eau bouillante, l’alumine
cristallise en böhmite Al2 O3, H2O qui par croissance colmate les cellules creuses, en emprisonnant les pigments colorés.
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A. Tableau d’avancement pour l’anodisation de l’Al.
Réaction1,
électrolyse
Etat initial
x=0
En cours
Etat Final
A. Zingage électrolytique, galvanoplastie.
Introduction technologie : Le fer blanc ou galva, ou acier galvanisé est composé d’acier enrobé d’une fine couche de zinc, les monocristaux sont visibles
en surface. Le zinc s’oxyde en surface et l’oxyde formé, d’aspect gris mat (comme les toits de Paris) protège ainsi l’acier de son ennemi le dioxygène de
l’air. La couche de zinc est fine et peut être rayée légèrement, le zinc s’oxyde toujours préférentiellement au fer.
Pour mettre u point les solutions et la partie électrique les professionnels utilisent une cellule à électrolyse en forma de trapèze (Cellule de Hull) qui
permet d’étudier l’influence de la distance entre les électrodes. La cathode est en laiton pour mieux voir le dépôt de zinc sur fond jaune. Les tensions
sont de l’ordre du V, mais les courants d’une cellule industrielle sont de plusieurs milliers d’A.
Les pièces à traiter, si elles sont de petite taille sont brassées dans un tambour. L’anode est un morceau de zinc qui passe en solution pour maintenir la
concentration.
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Manipulation : mise en place de la cellule, mesures, observations
Former la cellule de zingage : placer les deux électrodes, tube ou plaques.
Mettre le générateur en fonction : augmenter la tension jusqu’à observer un dépôt sur le laiton.
Observer la réaction à la cathode, le gaz est quoi ?
Noter la tension _______V,
et l’intensité ______ mA. Déclencher le chrono, ou noter l’heure.
Au bout de 600 s environ, éteindre le générateur,
Sortir les électrodes, les rincer,
Recueillir la solution dans le bidon anti pollution « métaux lourds »
Vérifier la tenue de la couche de zinc.
On ne devient pas galvanoplaste en deux heures, la solution industrielle, est peine d’additifs, fruits d’années de mise au point, pour la tenue, le grain, la
couleur…
A. Partie quantitative
12. Ecrire les réactions à l’anode, à la cathode.
13. Remplir le tableau d’avancement de la réaction de zingage.
On considère une réaction ayant duré 200s avec un courant de 1A, une surface d’électrode de 100 cm². La
masse volumique du zinc est 7,11g.cm-3. La masse molaire du zinc est 65,37 g.mol-1. On considère que le
dépôt a les caractéristiques du métal ce qui est gonflé.
14. Calculer la quantité de charge ayant traversé la cellule.
15. En déduire la valeur de l’avancement maximal.
16. Calculer la masse de zinc déposée.
17. En déduire son volume.
18. Calculer enfin l’épaisseur de la couche déposée. Je trouve un peu moins d’un µm.
Réaction1,
électrolyse
Etat initial
x=0
En cours
Etat Final
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