Transformation forcée : électrolyse
I.
REACTION SPONTANEE ENTRE LE METAL CUIVRE ET LE DIBROME
1) Expérience
On met en contact le métal cuivre (Cu) et le dibrome (Br2) en solution aqueuse ([Br2]i =1,0.10-2 mol.L-1).
2) Observations et mise en évidence du produit formé
3) Interprétation
1)
Quels sont les couples rédox à considérer ?
2)
En déduire les demi-équations puis l’équation de la réaction rédox
3)
Comment s’est effectué le transfert des électrons ?
4) Critère d’évolution spontanée
La constante d’équilibre de la réaction précédente est K = 10 25
II.
1)
Calculer le quotient de réaction initial Qri à t= 0
2)
Comment évolue le quotient de réaction ?
3)
Conclure et compléter le schéma ci-dessous.
TRANSFORMATION INVERSE
III.
1)
Ecrire l’équation
2)
Déterminer la constante d’équilibre K’
3)
Que peut- on en conclure ?
ELECTROLYSE D’UNE SOLUTION DE BROMURE DE CUIVRE (II)
1) Le montage

Dans un tube en verre en forme de U on introduit une
solution de bromure de cuivre (II).

Deux électrodes en graphite plongent dans la solution.

L’une est reliée au pole plus d’un générateur de courant
continu et l’autre électrode est reliée au pole moins.

Faire le montage en ajoutant un voltmètre aux bornes du
générateur. Veillez à bien respecter les polarités.
2) Manipulation

Régler la tension aux bornes de l’électrolyseur à 2 V.

On laisse le courant circuler quelques minutes .
3) Observations

Concentrer votre attention au niveau des électrodes

Quels changements pouvez-vous remarquer ?
4) Analyse qualitative des produits formés

Electrode reliée au pole plus du générateur : ajouter quelques mL de cyclohexane : conclure.
Electrolyse
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
Electrode reliée au pole moins du générateur : quel est la couleur du dépôt formé ? Conclure.
5) Equation de fonctionnement
On peut interpréter l’apparition des produits formés en utilisant l’oxydo-réduction.
1)
Ecrire la demi-équation permettant d’interpréter la formation du produit formé au pole moins.
2)
Ecrire la demi-équation permettant d’interpréter la formation du produit formé au pole plus.
3)
En déduire l’équation de fonctionnement
4)
Comparer cette équation à celles vues en I et en II
Conclusion
IV.
Synhèse
ELECTROLYSE
1) Définition ; symbole de l’électrolyseur
2) Electrodes
3) Réactions au niveau des électrodes
4) Mouvement des porteurs de charges
a)
Circuit extérieur
b)
Dans la solution
5) Evolution du quotient de réaction
V.
ASPECT QUANTITATIF DE L’ELECTROLYSE
On appliquera la même méthode que pour la pile : la méthode est schématisée ci-dessous.
chimie
Electricité
Liaison électricité
chimie
Electrolyse
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VI.
APPLICATION DE L’ELECTROLYSE
Voici quelques domaines d'utilisations de l'électrolyse.
1) Préparation ou purification de certains métaux:. Le cuivre est purifié par électrolyse à anode
soluble. (cette liste n'est pas exhaustive). L’aluminium est obtenu par électrolyse de l’alumine
fondue.
2) Préparation de substances non métalliques: Le dichlore (ainsi que petite proportion de
dihydrogène) et la soude sont préparés par électrolyse d'une saumure (solution très concentrée de
chlorure de sodium).
3) Dépôts de métaux sur un support: Ils se font par électrolyse à anode soluble. L'électrolyte contient
les cations du métal à déposer. La cathode est constituée de l'objet (métallisé) à recouvrir. La
galvanoplastie a pour but de reproduire un objet, la galvanostégie a pour but de le protéger.
4) les accumulateurs font intervenir l'électrolyse lors de la phase de recharge.
VII.
LES ACCUMULATEURS
1) Définition.
Un accumulateur est un système chimique. Il peut:


Fournir de l'énergie électrique à un circuit extérieur lorsqu'il évolue de façon spontanée. Il
fonctionne alors en générateur et fait passer dans ce circuit extérieur un courant dont le sens est
imposé par la transformation chimique spontanée. L'accumulateur se décharge.
Fonctionner en récepteur lorsqu'on le branche aux bornes d'un générateur qui impose un sens de
courant inverse du précédent. Le système évolue alors dans le sens contraire de son sens
d'évolution spontanée. l'accumulateur se charge.
2) Exemple: l'accumulateur au plomb (batterie d'automobile).
a)
Schéma de principe.
Le schéma ci-dessous représente un accumulateur au plomb pendant la phase de décharge.
Electrolyse
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b)
Equations aux électrodes et bilan électrochimique pendant la décharge.
A la borne positive:
PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e- = PbSO4 + 2H2O
A la borne négative:
Pb + SO42-
= PbSO4 + 2e-
Bilan électrochimique: PbO2 + 2SO42- + 4H+ + Pb = 2PbSO4 + 2H2O
Pendant la charge, la réaction se déroule dans le sens inverse et les réactifs sont régénérés. La f.é.m est de
l'ordre de 2V.
VIII.
REACTIONS SPONTANEES ET REACTIONS FORCEES DANS LE MONDE VIVANT
Il existe ne chimie et en biochimie des réactions spontanées et des réactions forcées qui ne relèvent pas d'un processus
électrolytique. Par exemple: la respiration et la photosynthèse chlorophyllienne.
1) La respiration.
C'est un processus biologique dont le déroulement complexe passe par la dégradation d'un nutriment organique. Il apparaît une
succession de réactions d'oxydoréduction mettant en jeu le dioxygène. Elle a, entre autres, pour effet de synthétiser la molécule
d'ATP, réservoir d'énergie des cellules. Par exemple:
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O
C'est une réaction spontanée dans le sens direct.
2) La synthèse chlorophyllienne.
Il s'agit de la synthèse de matière organique avec l'aide de la lumière par les végétaux dits «chlorophylliens".
6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + 6O2
Il s'agit de la réaction inverse de la précédente (respiration). C'est donc nécessairement une réaction forcée.
L'énergie nécessaire est apportée par la lumière.
IX.
EXERCICES
1)
Voir pages 252 à 254
2)
4. Schématiser l’électrolyseur ainsi que les divers mouvements des porteurs de charge.
Electrolyse
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