Exercice 1 électrolyse d`une saumure préparation Cl2 Une saumure

Exercice 1
électrolyse d'une saumure préparation Cl2
Une saumure est une solution concentrée de chlorure de sodium. Les électrodes sont inattaquables. A l'anode
les ions chlorures s'oxydent en dichlore Cl2. A la cathode l'eau est réduite en dihydrogène.
H=1; O=16 ;Na=23 ; Cl=35,5 g mol-1. volume molaire 30 L mol-1.
1. Ecrire les réactions aux électrodes puis la réaction de fonctionnement.
2. Quelle est la quantité d'électricité mise en jeu si I=50000 A et t=1 heure?
3. Quelles sont les masses et volumes des gaz ?
Exercice 2
nickelage dépot de nickel sur un autre métal
2+
E(Cu / Cu) = 0,34 V et E(Ni2+ / Ni) = -0,23 V Ni=58,7 g mol-1. masse volumique du nickel 8900 kg m-3
1. Peut on obtenir un dépôt de nickel sur le cuivre par simple trempage dans une solution de sulfate de
nickel ?
2. On procède par électrolyse. Décrire le dispositif.
3. L'aire de l'objet à nickeler est S=400 cm2. L'épaisseur du dépôt est e=20 microns. Quelle est la masse de
nickel nécessaire ?
4. Quelle est la quantité de matière d'électrons ?
5. Quelle est la durée du nickelage si I=2 A ?
Exercice 3
électrolyse de l'alumine
La bauxite contient environ 55 % en masse d'alumine Al2O3 . A 950°C l'électrolyse de l'alumine fondue
(électrodes en carbone) donne à l'anode : 2 O2- → O2 + 4 e- et à la cathode : Al3+ + 3e- → Al.
Al=27; H=1 O=16 ; Cl=35,5 g mol-1. volume molaire=100 L mol-1
1. Ecrire l'équation bilan de l'électrolyse.
2. Quel est le volume de dioxygène par mole d'aluminium produit ?
3. Quelle est la masse de bauxite à extraire pour produire 1 tonne d'aluminium?
Exercice 4
On réalise l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre Cu2+; SO42-. Dans cette solution, différentes espèces
chimiques font partie des couples oxydoréducteurs, qui sont : Cu2+ / Cu(s) ; O2(g) / H2O(l) ; S2O82- / SO42-.
électrolyse entre électrodes de graphite :
On constate que pour une tension supérieure ou égale à 1,3 V, un courant traverse le circuit et provoque
l'apparition d'un dépôt métallique de cuivre sur une électrode et d'un dégagement gazeux sur l'autre.
1. Quelles sont les réactions envisageables à l'anode ? Ecrire leurs équations.
2. Quelles sont les réactions envisageables à la cathode ? Ecrire leurs équations.
3. Compte tenu des observations faites, quelles sont les réactions qui se produisent ?
4. En déduire l'équation de la transformation globale qui se produit.- Par quel test peut-on identifier le gaz
formé ?
électrolyse entre électrodes de cuivre :
Lorsqu'on réalise l'électrolyse entre deux électrodes de cuivre, un dépôt métallique se forme à la cathode et le
cuivre qui sert d'anode disparaît progressivement. L'intensité du courant est maintenue constante I= 1,5A et
l'anode a une masse initiale immergée m= 0,5 g.
1. Quelles réactions se produisent à l'anode et à la cathode ? En déduire l'équation de la transformation
globale qui se produit.
2. Comment varie la concentration des ion cuivre II ?
3. Donner l'expression de la quantité d'électricité Q transportée dans l'électrolyseur en fonction de I et t,
durée de l'électrolyse
4. Dans l'état d'avancement xF de la transformation quelle est l'expression de Q en fonction de xF et F, le
faraday ?
5. En déduire l'expression de la durée t en fonction de xF, F et I.
6. Dresser un tableau d'avancement de la transformation et en déduire la durée au bout de laquelle l'anode
est entièrement consommée.
masse atomique molaire en g/mol : Cu = 63,5 ; 1F = 96500 C.
M(Br)=80g.mol-1; M(H)=1g.mol-1;
F = 9,56.105 C E°(H2O/H2)=0V;
E°(O2/H2O)=1,23V;
M(O)=16g.mol-1;
M(Fe)=55,8g.mol-1; M(Ni)=58,7g.mol-1;
E°(Br2/Br-)=1,08V E°(Ni2+/Ni)=-0,23V E°(Cu2+/Cu)=0,34V
Exercice 5:
Électrolyse du bromure de cuivre:
Dans une cuve à électrolyse comportant des électrodes en graphite, on réalise l'électrolyse d'une solution de bromure de
cuivre (II) en solution aqueuse. La solution initiale a un volume de 200 cm3 et une concentration de 1mol.L-1.
1. Faire l'inventaire des espèces chimiques présentes dans l'électrolyseur et prévoir les réactions qui peuvent se produire à
chacune des électrodes? Établir le bilan de l'électrolyse.
2. Déterminer la tension théorique minimale qu'il faut appliquer pour réaliser cette électrolyse.
3. Déterminer les concentrations des espèces en solution au bout d'une heure de fonctionnement sachant que le courant
qui traverse la cuve est de 1,5A. Remarquez qu’il y a deux fois plus d’ions Br- que d’ions Cu2+.
4. Quelle est la masse m de produit obtenu à l'anode?
Exercice 6:
Nickelage:
On désire réaliser un dépôt métallique de nickel sur un objet en fer. Pour cela, on réalise l'électrolyse d'une solution de
sulfate de nickel (II). L'objet à recouvrir constitue l'une des électrodes. L'autre électrode est inattaquable: on y observe un
dégagement gazeux de dioxygène.
1. L'objet en fer doit-il constituer la cathode ou l'anode? Représenter sur un schéma les branchements à réaliser.
2. Écrire les demi-équations électroniques des réactions aux électrodes ainsi que l'équation bilan de l'électrolyse.
3. Quelle est la masse de nickel déposée sur l'objet en fer après 45 minutes d'électrolyse sous une intensité de 1,8A?
4. Quelle est alors la masse de dioxygène produite?
Exercice 7. Élaboration du zinc par électrolyse Calculatrice interdite
Certains métaux sont préparés par électrolyse d'une solution aqueuse les contenant à l'état de cations. Plus de 50% de la
production mondiale de zinc sont obtenus par électrolyse d'une solution de sulfate de zinc acidifiée à l'acide sulfurique.
Les ions sulfate ne participent pas aux réactions électrochimiques. On observe un dépôt métallique sur l'une des
électrodes et un dégagement gazeux sur l'autre.
A - ÉTUDE DE LA TRANSFORMATION.
1. Quelles sont les réactions susceptibles de se produire sur chaque électrode sachant que c'est le solvant qui est oxydé en
dioxygène ?
On donne les couples oxydant / réducteur : Zn2+(aq) / Zn(s) ; H+(aq) / H2(g) ; O2(g) / H2O(l)
2. Schématiser l'électrolyseur, en précisant le nom de chaque électrode, leur polarité et le sens de déplacement des espèces
chargées.
3. En justifiant le choix des couples, vérifier que l'équation de la réaction globale de cette électrolyse est :
Zn2+(aq) + H2O (l) = Zn(s) +
1
O2 (g) + 2 H+(aq)
2
4. S'agit-il d'une transformation spontanée ou forcée ? Pourquoi ?
5. Établir le tableau d'avancement correspondant à la réaction d'électrolyse.
B - EXPLOITATIONS
L'électrolyse a lieu sous 3,5 V. L'intensité du courant peut atteindre 80 kA. Après 48 h de fonctionnement, le dépôt de
zinc est suffisamment épais. Il est alors séparé de l'électrode, fondu et coulé en lingots.
1.Quelle est la relation entre l'avancement xF de la réaction et la quantité d'électricité Q transportée dans cet électrolyseur?
2. Quelle est l'ordre de grandeur de la masse de zinc produite par une cellule en 2 jours ?
(On pourra utiliser des résultats de calcul donnés à la fin du sujet)
3. En fait, on obtient une quantité de zinc inférieure à celle attendue. Pourquoi ?
4. A l'autre électrode on récupère le dioxygène. Le rendement de la réaction qui le produit est de 80% et le volume
molaire de 24 L.mol-1 dans les conditions expérimentales.
a) Donner la relation entre l'avancement xF et le volume v de dioxygène récupéré.
b) Quel est l'ordre de grandeur de v ?
Données
et approximations pour les calculs
masse molaire Zn : 65 g.mol-1
masse volumique Zn : 7 g.cm-3
65x48 ≈10
1 Faraday : .105 C.mol-1
8x36
65×8×36×48 ≈ 9.105
8×48×36 ≈ 1,4.104
8x48 ≈10
36
Exercice 1
1. à l'anode(+) oxydation des ions chlorures 2 Cl- →Cl2 + 2e- ;à la cathode(-) réduction de l'eau 2 H2O + 2e- →H2 + 2HOsoit 2 H2O +2 Cl- →Cl2 + H2 +2HO2. Q=Ixt = 5 104x3600=1,8 108C =5 104 Ah
8
3. la charge d'une mole d'électrons est égale à 96500 C. Donc 1,8 108 C correspondent à 1,8 10 =1865,2 mol d'électrons
96500
1865,2
= 932,6 mol donc m(Cl2) = 932,6x71=66,2 kg
n(Cl2) =n(H2 ) =
2
m(H2 ): 932,6x 2= 1,86 kg
volume H2 ou Cl2 : 932,6x 30=28 m3
Exercice 2
1. Une réaction naturelle a lieu entre le réducteur le plus fort Ni et l'oxydant le plus fort Cu2+
En plongeant une lame de cuivre dans une solution contenant des ions Ni2+ on n’ observe pas de dépôt de nickel.
2. solution de sulfate de nickel ; l'objet sert de cathode négative; Ni2+ + 2e- → Ni l'anode est en nickel
3. surface =:4 10-2x 20 10-6= 8 10-7 m3, masse de nickel: 810-7 x 8900=7,12 g
4. n(Ni) =7,12 =0,121 mol
n(e-)=: 0,12 x2=0,242 mol
Q = 96500x0,242=23410 C
58,7
5. t = Q =23410 =3 h 15 min
I
2
Exercice 3
1. 3fois { 2 O2- →O2 + 4 e- }
4fois {Al3+ + 3e- → Al }
6 O2- + 4 Al3+ →4 Al + 3 O2
2. Pour 4 mol d’aluminium produite, il y a 3 mol de dioxygène produite donc pour une mole
d'aluminium correspond 0,75 mol de dioxygène ; volume du gaz 0,75x100=75 L
3. n(Al) = 106 / 27 =37037 mol ; n(Al2O3) =:37037 / 2== 18518 mol car une mol d’alumine donne
2 mol Al
m( Al2O3 )=:18518x(27x2+16x3)=1,88 tonnes
masse de bauxite : 1,88 / 0,55 =3,43 tonnes
alumine (t) bauxite (t)
55
100
1,88
x
Exercice 4
1. à l'anode positive, les ions négatifs SO42- et les molécules d'eau peuvent s'oxyder :
2 SO42- = S2O82- + 2e-.
H2O = ½O2 + 2e- + 2H+.
2. à la cathode négative, les ions positifs Cu2+ et les molécules d'eau peuvent se réduire :
Cu2+ +2e- = Cu(s)
2H2O + 2e- = H2 + 2HO-.
2+
3. Cu +2e = Cu(s) et H2O = ½O2 + 2e- + 2H
4. bilan de la transformation :
Cu2+ +H2O = Cu(s) + ½O2 + 2H+.
le dioxygène entretient les combustions : un morceau de bois incandescent, s'enflamme en présence de dioxygène.
5. à la cathode négative, les ions positifs Cu2+ se réduisent : Cu2+ +2e- = Cu(s)
à l'anode positive, le métal de l'anode s'oxyde : Cu(s) = Cu2+ +2ebilan de la transformation : Cu2+ +Cu(s) anode = Cu2+ +Cu(s) dépôt à la cathode.
6. tout se passe comme si le cuivre de l'anode était transporté à la cathode : la concentration des ions cuivre II ne varie pas dans
la solution.
2eCu (anode) Cu2+
7. Q = Ixt
8. Q= n(e-) = 2.xF.F
initial 7,87 mmol 0
0
fin 7,87-xm=0 xm=15,74 mmol 2 xm
9. Ixt = 2.xF.F donc t = 2.xF.F
I
10. n(Cu) = 0,5 = 7,87 10-3 mol = 7,87 mmol
63,5
3
11. 7,87-xm=0 donne xm = 7,87 mmol
t = 15,74 10 x 96500 = 1013 s. ≈17 min
1,5
Exercice 5
1. Les espèces chimiques en présence sont: Les ions bromure: Br-.Les ions cuivre (II): Cu2+. Les molécules d'eau: H2O.
A l'anode (borne +), il se produit une oxydation:
En compétition, les couples O2/H2O (1,23V) et Br2/Br- (1,08V). Le plus petit potentiel réagit:2 Br- →Br2 + 2eA la cathode (borne -), il se produit une réduction:En compétition, les couples Cu2+/Cu (0,34V) et H2O/H2 (0V). Le plus grand
potentiel réagit:Cu2+ + 2e- →Cu
2 Br- + Cu2+ →Br2 + Cu
D'où le bilan:
2.La différence de potentiel théorique minimale est donnée par:Uo = E°(anode) - E°(cathode) = 1,08 - 0,34 = 0,74V.
3. Soit Q la quantité d'électricité traversant l'électrolyseur. Q = I.t = 1,5.3600 = 5400 C
CuBr2 = Cu2+ + 2 Br- donc il y a deux fois plus d’ions Br- que d’ions Cu2+
état
initial
final
avancement Cu2+
0
1x0,2=0,2
xF
0,2- xF
2 Br0,4
0,4-2 xF
Br2
0
xF
Cu
0
2 Br1x02=0,2
0,2-2 xF
Br2
0
xF
2e0
2 xF
Q=Ixt = n(e-).F = 2xF.F donc xF = Ixt = 1,5x3600 = 2,80.10-2 mol.
2F 2x96500
2+
-2
n(Cu )f = 0,2 - 2,80.10 = 0,172 mol
[Cu2+]f = 0,172= 0,86 mol/L
0,200
0,344
-2
2
n(Br )f = 0,4 – 2x2,8.10 = 0,144 mol
[Br ]f =
=1,72 mol/L
0,200
4.Soit n(Br2) la quantité de dibrome obtenue à l'anode:n(Br2) = 2,8.10-2 mol.
Soit m la masse de dibrome obtenue à l'anode:m = n(Br2)xM(Br2) = 2,8.10-2.(80.2) = 4,48 g.
Exercice 6
1. Pour recouvrir l'objet de nickel, il faut réduire l'ion Ni2+ selon la réaction:
Ni2+ + 2e- →Ni. La réaction doit donc se produire à la cathode (réduction cathodique).
2.A l'anode (borne +):Oxydation de l'eau (couple O2/H2O):6H2O →O2 + 4H3O+ +4eA la cathode (borne -):Réduction de l'ion Ni2+:Ni2+ + 2e- →Ni. (x2)
D'où le bilan:2 Ni2+ + 6H2O →2Ni + O2 + 4H3O+
3.
état
avancement Ni2+
2eNi
initial
0
n
0
final
xF
n- xF
2 xF
xF
D’après l’équation: pour 2 mol d’électrons qui ont circulé, il y a 1 mol de nickel formée donc n(Ni) =n(e-)
2
Ixt
Ixt
1,8x45x60
-2
Q = n(e-).F = Ixt donc n(e-) =
soit n(Ni) =
=
= 2,52.10 mol.
F
2F
2x96500
La masse de nickel déposée sur l'objet est: m(Ni) = n(Ni)xM(Ni) = 2.52.10-2x58,7 = 1,48 g.
4.: 6H2O →O2 + 4H3O+ +4eD’après l’équation: pour 4 mol d’électrons qui ont circulé, il y a 1 mol de dioxygène formée donc n(O2) =n(e-)
4
Ixt
1,8x45x60
-2
n(O2) =
=
= 1,26.10 mol
4F
4x96500
La masse de dioxygène produite est:
m(O2) = n(O2)xM(O) =1,26.10-2x32= 0,40 g.
Exercice 7
A - Étude de la transformation.
1. Le solvant est l'eau, elle subit une oxydation à l'anode : 2 H2O(l) = O2 (g) + 4 e– + 4 H+(aq)
A la cathode se déroule une réduction. Deux réactions sont possibles :
Couple H+(aq) / H2(g)
alors 2 H+(aq) + 2 e– = H2 (g)
mais l'énoncé ne mentionne un dégagement gazeux qu'à une des
deux électrodes.
alors Zn2+ + 2 e– = Zn(s) conforme à l'énoncé qui indique un dépôt métallique.
Couple Zn2+(aq) / Zn(s)
2.
Les électrons sont libérés par la borne – du générateur et capturés par la borne +.
+
- électron
Les anions portent une charge électrique négative, ils sont attirés par l'anode
reliée à la borne positive du générateur.
Les cations portent une charge électrique positive, ils sont attirés vers la cathode
reliée à la borne négative du générateur.
Anode
Anions
Cation
Cathode
3. L'oxydation de H+ en dihydrogène gazeux n'a pas lieu. Le seul gaz dégagé est
le dioxygène.
On a donc les deux demi-équations suivantes :
Oxydation
2 H2O(l) = O2 (g) + 4 e– + 4 H+(aq)
(1)
Réduction
Zn2+ + 2 e– = Zn(s)
(2)
En faisant (1) + 2×(2), on obtient :2 H2O(l) + 2 Zn2+(aq) = O2 (g) + 4 H+(aq) + 2 Zn(s)
on peut tout diviser par deux : Zn2+(aq) + H2O (l) = Zn(s) +
1
O2 (g) + 2 H+(aq).
2
4. Cette transformation chimique est une transformation forcée. En effet l'eau et les ions Zn2+ ne réagissent pas ensemble
spontanément dans la solution aqueuse de sulfate de zinc, on n'observe jamais l'apparition spontanée de métal Zn(s) dans une
telle solution.
Zn2+(aq) +
5.équation chimique
H2O (l) =
Zn(s)
+
État du système
Avancement (mol)
Quantités de matière (mol)
État initial
x=0
n
excès
nZn = 0
État final
xf
n – xf
excès
xf
1
O2 (g) + 2 H+(aq)
2
nO2 = 0
xf
beaucoup
beaucoup
2
B - Exploitations
1. A chaque fois que la réaction a lieu une fois, ce sont deux électrons qui circulent dans le circuit. La réaction a lieu x mol de
fois.
Q = 2 xF.F
2. D'après le tableau d'avancement nzn = xf , soit Q = 2.nZn.F.et nZn =
D'autre part Q = I.∆t donc 2.
=
mZn
.F = I.∆t
M Zn
mZn =
mZn
M Zn
donc Q = 2.
mZn
.F.
M Zn
I .∆t.M Zn
2F
80.103 × 48 × 3600 × 65 8, 0.104 × 48 × 36.10 2 × 65 65 × 8, 0 × 36 × 48 ×10 2 × 104 9.105 ×10 2 × 104
=
=
=
=4,5.106
2 × 105
2 × 105
2 × 105
2 × 105
soit 4,5 tonnes donc un ordre de grandeur de 106 g.
3. La masse de zinc réellement obtenue est plus faible :
Il est possible que la réaction de réduction des ions H+ en dihydrogène gazeux ait lieu en même temps que celle de réduction
des ions Zn2+. Ainsi une partie des électrons mis en circulation par le générateur ne serait pas disponible pour réduire Zn2+ en
zinc métallique.
Ou Le rendement de la réduction de Zn2+ n'est pas de 100 %.
Ou L'énoncé indique "L'intensité du courant peut atteindre 80 kA", alors l'intensité du courant n'est peut être pas constante.
4. D'après le tableau d'avancement n(O2) = xF= v(O2) =
2 VM
Q = 2 xf.F donc Q = 4 n(O2).F soit Q = 4xFxv(O2)
VM
Le rendement de la réaction étant de η = 80%, on a v = η v(O2). Soit v(O2). = v donc Q = 4.
η
D'autre part Q = I.∆t, donc 4.
v
.F
η .Vm
v
.F = I.∆t
η .Vm
I.∆t.η .Vm
4.F
80.103 × 48 × 36.102 × 0,80 × 24 8.104 × 48 × 36.102 × 0,80 × 24 1, 4.104 ×10 4 × 102 × 0,80 × 24
v=
=
=
4 × 105
4 × 105
4 × 105
10
1, 4.10 × 0, 20 × 24
1
v=
= 1,4.105× × 24 = 1,4.105×4,8
105
5
v=
v = 6,7.105 L, donc ordre de grandeur de 106 L.