On observe une décoloration de l`eau iodée. (aq) + 2 I évolue donc

CHIMIE :
chapitre 7 Evolution spontanée
TP EXEMPLES DE TRANSFORMATIONS FORCEES : ELECTROLYSES -CORRECTION
ETUDE QUALITATIVE D’UNE ELECTROLYSE :
1)ETUDE PRELIMINAIRE :
On observe une décoloration de l’eau iodée.
Zn (s) + I2 (aq) = Zn2+ (aq) + 2 I- (aq) évolue donc spontanément dans le sens direct.
2)REALISATION DE L’ELECTROLYSE :
Faire un schéma du dispositif expérimental.
Observations :
- coloration jaune au niveau de l’électrode de graphite
- dépôt gris sur l’électrode de cuivre.
Si on augmente la tension, on observe un dégagement gazeux à l’électrode de cuivre.
3) EXPLOITATION :
Espèces chimiques présentes :
Zn2+(aq), I-(aq), H2O(l), Cu(s)
H3O+(aq) et HO-(aq) en faibles quantités (autoprotolyse de l’eau)
le graphite est inerte
Equations des réactions pouvant avoir lieu au niveau des électrodes :
Réductions :
Oxydations :
+
H (aq) + 2 e = H2 (g)
2 H2O (l) = O2 (g)
+ 4 H+ (aq) + 4 e2 I- (aq) = I2 (aq) + 2 eZn2+ (aq) + 2 e- = Zn (s)
Cu (s) = Cu2+ (aq) + 2 eAu niveau de l’électrode de graphite, on a un départ d’électrons : il se produit donc une oxydation (c’est
l’anode).
Inversement, à l’électrode de cuivre, on a une arrivée d’électrons : il se produit donc une réduction (c’est
la cathode).
Réactions se produisant réellement aux électrodes :
A l’anode en graphite, on a oxydation des ions iodures en diiode jaune en solution aqueuse :
2 I- (aq) = I2 (aq) + 2 eA la cathode de cuivre, on a réduction des ions Zn2+ en zinc métallique (dépôt gris) :
Zn2+ (aq) + 2 e- = Zn (s)
Bilan de l’électrolyse : Zn2+ (aq) + 2 I- (aq) = Zn (s) + I2 (aq)
On a donc favorisé la transformation inverse de la transformation spontanée étudiée au 1) : c’est donc une
transformation forcée (non spontanée).
Quand on augmente la tension, on favorise la réduction des ions H+ et H2(g) à la cathode.
La solution obtenue par électrolyse peut être « recyclée » : en effet, il suffit d’ajouter de la poudre de zinc
et le diiode formé par électrolyse réagit spontanément pour redonner la solution initiale (Zn2+ (aq) + 2 I- (aq))
CHIMIE :
chapitre 7 Evolution spontanée
ETUDE QUANTITATIVE D’ELECTROLYSES :
1)ELECTROLYSE DE L’EAU EN MILIEU ACIDE :
a) Manipulation :
Observations :
Dégagement gazeux aux électrodes :
Vgaz(anode) = 10 mL
Vgaz(cathode) = 20 mL
Température θ = 23°C
Pression = 957 hPa
Durée de l’électrolyse : 11 min
Intensité du courant : 220 mA
b) Exploitation :
Etude qualitative :
Espèces chimiques présentes : H2O (l) ; H+ (aq) ; SO42-(aq)
Equations des réactions pouvant se produire aux électrodes :
Réductions :
Oxydations :
+
H (aq) + 2 e = H2 (g)
2 H2O (l) = O2 (g)
+ 4 H+ (aq) + 4 eSO42-(aq) + 4 H+ (aq) + 2 e- = SO2 (aq) + 2 H2O (l)
2SO42-(aq) = S2O82-(aq) + 4 eEquations des réactions qui se produisent effectivement à chaque électrode :
A l’anode, on a un départ d’électrons : il y a donc oxydation de l’eau en dioxygène :
2 H2O (l) = O2 (g)
+ 4 H+ (aq) + 4 eA la cathode, on a une arrivée d’électrons : il y a donc réduction des ions H+ en dihydrogène :
H+ (aq) + 2 e- = H2 (g)
Bilan de l’électrolyse :
2 H2O (l) = O2 (g)
+ 2 H2 (g)
D’après l’équation bilan de l’électrolyse, on forme deux fois plus de dihydrogène à la cathode que de
dioxygène à l’anode, ce qui est cohérent avec les résultats expérimentaux puisqu’on observe que
Vgaz(cathode) = 2 x Vgaz(anode)
Tests caractéristiques de ces gaz :
O2 ravive la combustion d’une bûchette incandescente.
H2 détone au contact d’une flamme avec un jappement caractéristique.
L’acide sulfurique permet d’améliorer le passage du courant dans la solution car l’eau pure est très peu
conductrice de l’électricité.
Etude quantitative :
D’après la loi des gaz parfaits, P.V = n.R.T
Or Vm =
=
Vm =
= 0, 0257 m3.mol-1
Soit Vm = 25,7 L.mol-1
CHIMIE :
chapitre 7 Evolution spontanée
Donner l’expression de la quantité d’électrons ayant circulé pendant le temps t sous l’intensité I.
Q = I. t et Q = n(e-) .F
Donc n(e-) =
Tableau descriptif de l’évolution du système.
Equation chimique
2 H2O (l)
Etat du
système
t= 0
t = 11 min
Avancement
(mol)
x0 = 0
x
n(H2O)
(mol)
excès
excès
= O2 (g)
+
2 H2 (g)
n(O2)
(mol)
0
x
n(H2)
(mol)
0
2x
n(e-) échangé
(mol)
0
4x
 Calculer les volumes théoriques de dioxygène et de dihydrogène formés :
V(H2)théo = n(H2) . Vm
V(H2)théo = 2x . Vm
V(O2)théo = x . Vm
. Vm
V(H )théo = 2 .
2
V(H2)théo =
. Vm
V(H2)théo =
Soit V(H2)théo =
V(H2)théo = 0,019 L = 19 mL
Résultat cohérent avec V(H2)théo = 20 mL
V(O2)théo =
. Vm
V(O2)théo =
Soit V(O2)théo =
V(O2)théo 0,0097 L = 9,7 mL
Résultat cohérent avec V(H2)théo = 20 mL
2)ELECTROLYSE D’UNE SOLUTION DE SULFATE DE CUIVRE :
a) Manipulation :
L’électrode de graphite constitue la cathode : c’est donc le pôle – de l’électrolyseur.
L’électrode de cuivre constitue l’anode : c’est donc le pôle + de l’électrolyseur.
Observations :
On observe un dépôt rouge (cuivre) à la cathode et un amincissement de l’anode.
b) Exploitation :
Etude qualitative :
Espèces chimiques présentes : H2O (l) ; H+ (aq) ; SO42-(aq), Cu2+(aq), Cu(s).
CHIMIE :
chapitre 7 Evolution spontanée
Equations des réactions pouvant se produire aux électrodes :
Réductions :
Oxydations :
+
2 H2O (l) = O2 (g)
+ 4 H+ (aq) + 4 eH (aq) + 2 e = H2 (g)
SO42-(aq) + 4 H+ (aq) + 2 e- = SO2 (aq) + 2 H2O (l)
2SO42-(aq) = S2O82-(aq) + 4 eCu2+ (aq) + 2 e- = Cu (s)
Cu (s) = Cu2+ (aq) + 2 eEquations des réactions qui se produisent effectivement à chaque électrode :
A l’anode, on a une oxydation du métal cuivre (amincissement de l’anode):
Cu (s) = Cu2+ (aq) + 2 eA la cathode, on a formation de métal cuivre (dépôt rouge) :
Cu2+ (aq) + 2 e- = Cu (s)
Bilan de l’électrolyse :
Cu2+ (aq) + Cu (s)
= Cu (s) + Cu2+ (aq)
Etude quantitative :
Tableau descriptif de l’évolution du système.
Equation chimique
Cu2+ (aq) +
Cu (s) = Cu (s) + Cu2+ (aq)
Etat du
système
Avancement
(mol)
n(Cu2+)
(mol)
nanode(Cu)
(mol)
ncathode(Cu)
(mol)
n(Cu2+)
(mol)
t= 0
t
x0 = 0
x
_
_
niCu
niCu - x
0
x
_
_
Variation théorique de masse de cuivre à l’anode :
∆m(Cu) = mfCu - miCu
∆m(Cu) = (nfCu - niCu) . MCu
∆m(Cu) = - x . MCu
∆m(Cu) =∆m(Cu) =-
. MCu
. MCu
n(e-)
échangé
(mol)
0
2x