I. Electrolyse du bromure de cuivre II.

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Document de travail “professeur” Physique ~ Tronc commun Classe de Terminale S
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FICHE T.P. 9 TRANSFORMATIONS FORCÉES
Électrolyses et applications
Objectifs.
 Mise en évidence expérimentale de la possibilité, dans certains cas, de changer le sens
d’évolution spontané d’un système.
 Effectuer un bilan qualitatif et quantitatif d'une électrolyse.
I. Electrolyse du bromure de cuivre II.
1. Transformation spontanée.
Observer la transformation réalisée lors de l’expérience suivante :
Conclusion : écrire l'équation de la réaction associée à cette transformation chimique spontanée.
2. Electrolyse.
a. Expérience.
b. Exploitation.
- A partir de l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution, écrire la réaction
électronique qui se produit à chaque électrode.
- Noter les phénomènes observés, donner le nom de l' espèce chimique colorée mise en évidence et
expliquer la technique utilisée pour mettre en évidence cette espèce chimique.
- Réaliser le schéma du montage électrique et y faire figurer le sens de déplacement des porteurs de
charge et celui du courant électrique imposé.
- Au vu des observations et du sens de circulation des électrons, indiquer les réactions qui se
produisent effectivement aux électrodes.
- Préciser la nature des réactions et attribuer les noms aux électrodes.
- Ecrire l'équation globale associée à la transformation électrochimique réalisée.
- Comparer le sens de cette transformation à celui de la transformation spontanée.
- Comment expliquer que cette transformation non spontanée puisse se produire ?
- Etablir (en relation avec le cours de physique de 1S) un diagramme énergétique faisant intervenir
les transferts d'énergie ainsi que l'énergie interne de l'électrolyseur.
Données : Couples ox / réd : O2(g)/H2O ; H2O (aq)/H2(g) ; Cu2+(aq)/Cu(s) ; Br2(aq)/Br -(aq).
Copeaux de cuivre
Solution d'eau de
dibrome
Verser une solution de bromure de cuivre dans un tube en U.
Réaliser l’électrolyse d’une solution de bromure de cuivre en reliant les
deux électrodes en graphite à un générateur de tension continue (1V
minimum) après avoir ajouté un peu d’heptane à l’électrode jouant le rôle
d’anode.
Noter vos observations et conclure.
+
-
Anode
Cathode
Extraction à l’heptane .
Puis ajouter une solution
aqueuse de nitrate
d'argent dans la phase
inférieure avec une
pipette.

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II. Electrolyse de l’eau.
1. Manipulation.
 Réaliser le montage comprenant un générateur de courant
continu, un ampèremètre et l'électrolyseur ci-contre. Placer
ensuite un voltmètre aux bornes du générateur.
 Eprouvette, tube à essai et électrolyseur contiennent une
solution de sulfate de sodium et quelques gouttes de Bleu de
Bromothymol (BBT).
 Augmenter progressivement la tension en observant l'électrolyseur, afin de faire circuler un
courant de 500 mA pendant une durée de 3 minutes.
 Fermer l'interrupteur tout en déclenchant le chronomètre.
 Arrêter l'électrolyse au bout de 3 minutes.
 Mesurer le volume gazeux V dégagé à la cathode.
 Mesurer le volume de gaz dégagé à l'anode et le comparer au volume de gaz dégagé à la
cathode.
 Identifier les gaz formés.
 Relever la valeur de la température du laboratoire et de la pression atmosphérique.
 Noter la couleur du BBT au voisinage de chacune des électrodes.
 Retirer éprouvette et tube en versant le contenu dans la cuve de l'électrolyseur. Mélanger et
noter la couleur. Conclure.
2. Exploitation.
Données : Les couples Ox / Red qui peuvent intervenir sont S2O82-/SO42- ; O2 / H2O ; H2O / H2
Na+ / Na et SO42- / SO2
Constante des gaz parfait : R = 8,32 J.K-1.mol-1
Constante d’Avogadro : NA = 6,02.1023 mol-1 Charge élémentaire : e = 1,6. 10-19 C
 A partir de l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution, écrire les équations
de réaction possibles à chaque électrode.
 Au vu des observations et du sens de circulation des électrons, indiquer les réactions qui se
produisent aux électrodes.
 En utilisant le sens du courant imposé par le générateur, identifier l’électrode où se produit la
réaction d’oxydation et l’électrode à laquelle se produit la réaction de réduction.
 Ecrire les réactions électroniques aux électrodes et en déduire l’équation traduisant la
transformation électrochimique observée.
 Calculer le volume molaire à la température et à la pression du laboratoire.
 Etablir l'expression de la quantité d’électrons ayant circulé dans le circuit pendant la durée t
en fonction de l'intensité du courant qui a circulé dans le circuit.
 Etablir le tableau descriptif de l'évolution du système à l'anode.
 Vérifier que le volume de dioxygène mesuré expérimentalement est en accord avec la valeur
calculée dans les conditions de l'expérience.
 Vérifier que le rapport des volumes de gaz dégagés est en accord avec le rapport des quantités
de matière à l'état final.
Anode +
- Cathode
Tube à essais
ou éprouvette
Eprouvette graduée

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FICHE T.P. 9 TRANSFORMATIONS FORCÉES
Électrolyses et applications Fiche Professeur
I. Prérequis.
A ce stade de l'enseignement, il a été étudié :
- la possibilité d'observer un transfert d'électrons en sens inverse de celui ayant lieu lors de la
transformation spontanée.
- la notion d'électrolyse (définition, réactions aux électrodes, anode, cathode, etc.).
II. Objectifs.
Réaliser des transformations en imposant le sens de déplacement des électrons : électrolyse d'une
solution de bromure de cuivre ou d'iodure de zinc(II) et électrolyse de l'eau.
Ecrire les différentes réactions pouvant avoir lieu aux électrodes ; à l'aide des observations
expérimentales, indiquer celles qui ont effectivement lieu.
Vérifier, lors de l'électrolyse de l'eau, que le volume de dioxygène mesuré expérimentalement est
compatible avec la valeur calculée dans les conditions de l'expérience.
III. Electrolyse du bromure de cuivre II.
1. Transformation spontanée.
Utiliser une eau de dibrome relativement concentrée (coloration orangée) mais pas trop et
manipuler sous la hotte.
Formation d’une coloration verte caractéristique (bleu dans l’orange).
Extraction à l’heptane : prélever une petite quantité du becher et l’introduire dans un tube à essai
dans lequel on rajoute l’heptane.
- phase organique brune, coloration caractéristique du dibrome.
- Phase aqueuse bleue, coloration caractéristique de Cuaq2+.
2. Electrolyse.
La solution de bromure de cuivre peut-être préparée à partir de bromure de sodium et de sulfate
de cuivre II. Concentration de la solution environ 0,1 mol.L – 1.
Tension minimale environ 1 V.
Espèces présentes : H2O, Cu2+(aq), Br - (aq)
A l’anode il se forme du dibrome, brun, dont une partie est extraite par l’heptane.
2Br -(aq) = Br2(aq) + 2e-
2 H2O = O2(g) + 4 H+(aq) + 4e- ne se produit pas.
A la cathode, deux réactions peuvent se produire, du moins au début :
- réduction de l’eau avec dégagement de H2.
2H2O(aq) + 2e- = H2(g) + 2 OH – (g) ne se produit pas.
- réduction des ions Cu 2 + avec dépôt métallique sur l’électrode de carbone graphite qui prend
la couleur caractéristique du métal cuivre. Cette réaction est vite prépondérante.
Cu2+(aq) + 2e- = Cu (s).

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IV. Electrolyse de l’eau.
1. Conseils.
On peut éventuellement montrer la réaction spontanée de synthèse de l’eau.
Utiliser une éprouvette de 25 mL.
Si UAC est inférieure à 2,03 V (zone d’immunité cinétique de l’eau : sur électrode de platine,
surtension cathodique de 0,2 V et surtension anodique de 0,6 V avec E° = 1,23 V) l’électrolyse
ne peut pas débuter.
On utilisera de préférence une solution de sulfate de sodium à une solution de chlorure de
sodium car la conductivité molaire ionique des ions sulfate est environ le double de celle des ions
chlorure. Afin d’augmenter l’intensité du courant, on utilise une solution saturée à 218 g.L- 1.
Pour des problèmes de coût, on peut diminuer cette concentration mais plus la durée de
l’expérience augmente et moins la détermination du faraday devient précise.
A la cathode le BBT initialement vert (obtenu en mélangeant de l’eau distillée et de l’eau du
robinet) devient bleu et jaune à l’anode.
Lorsque l’on verse le contenu de l’éprouvette et du tube à essai dans le voltamètre l’ensemble
conserve une teinte verte-bleutée. Afin d’observer une coloration verte uniquement, il est
possible de prévoir une électrolyse d’une trentaine de secondes dans un tube en U.
2. Eléments de réponse.
 L’expérience a été réalisée à 20°C sous une pression de 1013 hPa. Le volume molaire des gaz
est : Vm = 24,0 L.mol-1
 Espèces présentes: H2O(l), SO42-(aq), Na+(aq)
 A l'anode peut se produire une oxydation ; deux oxydations sont possibles :
2 H2O(l) = O2(g) + 4 H+(aq) + 4e-
2 SO42-(aq) = S2O82-(aq) + 2e-
 A la cathode peut se produire une réduction ; trois réductions sont possibles :
2 H2O(l) + 2 e - = H2 (g) + 2 OH -(aq)
SO42-(aq) +2e- = SO2(aq) + 2 H2O
Na+(aq) + e - = Na (s)
 Des dégagements de dioxygène et de dihydrogène sont observés et mis en évidence.
Les réactions ayant effectivement lieu ont pour équation :
2 H2O (l) = O2(g) + 4 H+(aq) + 4e- et 2 H2O(l) + 2 e - = H2 (g) + 2 OH – (aq)
 Résultats expérimentaux : I = 0,50 A ; t = 180 s ; V(H2) = 11,5 mL ; V(O2) = 6,0 mL
 Expression de la valeur absolue de la charge électrique totale qui a traversé l'électrolyseur en
fonction de la durée de l’électrolyse et de l’intensité du courant imposé : Q = I.t
 Expression de la charge électrique totale qui a traversé l'électrolyseur en fonction de la quantité
d'électrons : Q = N(e-).e où N(e-) est le nombre d’électrons
soit Q = n(e-).NA.e où n(e-) est la quantité d’électrons.
La quantité d’électrons ayant circulé dans le circuit pendant le même temps est
-..
A
( ) = It
Ne
ne
.

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 Tableau descriptif de l’évolution du système à l'anode :
Equation de la
réaction
2 H2O(l) = O2 (g) + 4 H+(aq) + 4 e-
Quantité de matière
dans l’état initial à
t = 0 s (mol).
n
0
-
0
Quantité de matière au
cours de la
transformation à une
date t = 0 s (mol).
n - 2x
x
-
4x
Quantité de matière à
la fin de l'électrolyse
(mol)
n - 2xfinal
xfinal
-
4xfinal
 Quantité de dioxygène formée en fonction de l'avancement : n(O2) = xfinal
Quantité d’électrons libérés en fonction de l’avancement : n(e-) = 4xfinal
 n(O2) =
eN tI
A.
.
4
1
=
1923 10.6,110.02,6 18050,0
4
1
= 2,3.10 – 4 mol
 V(O2)th. = n(O2).Vm = 2,3.10-4 24,0 = 5,5.10-3 L
V(O2)th. = 5,5 mL à comparer à V(O2)expérimental = 6 mL
L’écart relatif entre les deux valeurs de volume est inférieur à 10%.
 Equation de la réaction associée à l’électrolyse : 2 H2O(l) = O2(g) + 2 H2(g)
 Tableau descriptif de l’évolution du système au cours de la transformation étudiée est :
Equation de la
réaction
2 H2O(l) = O2 (g) + 2 H2(g)
Quantité de matière
dans l’état initial
(mol)
n
0
0
Quantité de matière au
cours de la
transformation (mol)
n - 2x
x
2x
Quantité de matière à
la fin de l’électrolyse
(mol)
n - 2xfinal
xfinal
2xfinal
2 exp 2 th. final
2 exp 2 th. inal
(H ) (H ) 2
22,1 2,01 et 2
(O ) 11,0 (O ) f
VVx
V V x
9,1
0,6 5,11 )(
)(
exp2
exp2 
OV
HV
et
2
2
)( )(
2
2
inal
f
inal
f
théo
théo x
x
OV HV
Il y a un bon accord entre les rapports des volumes expérimentaux et théoriques.