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10 électrolyse Plan détaillé A – exemples d’électrolyse 1 – définition On nomme

10 électrolyse Plan détaillé A – exemples d’électrolyse 1 – définition On nomme électrolyse toute décomposition chimique produite par le courant électrique. Les corps électrolysables, ou électrolytes, sont les acides, les bases et les sels dissous ou fondus. 1 2 – étude du phénomène fondamental a – Électrolyse du chlorure cuivrique b – Interprétation de l’électrolyse c – Nature du courant dans les électrolytes 3 – généralisation : théorie des ions Lorsqu’un acide, une base ou un sel est en solution dans l’eau, ses molécules sont dissociées en ions : l’anion, qui porte une charge électrique négative, et le cation, qui porte une charge positive. ● acide HA → H+ + A- ● base MOH → M+ + OH- ● sel MA → M+ + A- 4 – lois qualitatives de l’électrolyse ● 1re loi.- Les produits de l’électrolyse apparaissent au voisinage des électrodes. ● 2e loi.- La réaction chimique qui a lieu à l’anode libère des électrons : c’est une oxydation. La réaction chimique qui a lieu à la cathode consomme des électrons : c’est une réduction. ● 3e loi.- L’oxydation anodique libère exactement autant d’électrons qu’en consomme la réduction cathodique. 5 – exemple d’électrolyse simple Électrolyse d’une solution de HCl : 1 oCathode: ❑2H +¿+2électrons→H 2 ↑¿ 2 o Anode: ❑2Cl −¿→2électrons+Cl2 ↑¿ 6 – électrolyses complexes a – Cations provenant de métaux très réducteurs ❑ ❑En présencede 2Na +¿¿,2 K +¿, Ca ++¿¿ ¿:2 H2O+2électrons→H 2 ↑ +2OH −¿¿ b – Anions complexes stables (SO4 −−¿¿ ) en présence d’une anode passive ❑❑ ❑En présence de 2SO4 −−¿ ¿ : 2 H2O →4électrons+4 H +¿+O2 ↑¿ c – Anode soluble ❑❑ ❑En présenced ' ionsSO4 −−¿:Cu(anode )→2électrons+Cu ++¿¿ ¿ d – Décharge d’un ion complexe donnant un radical instable Conclusion : En présence d’électrodes passives, certains ions complexes ( NH 4 +¿¿,OH −¿¿) se déchargent en donnant des composés instables, qui se décomposent. On dit qu’il se produit une réaction secondaire. 2 NH 4 +¿+2électrons →2 NH 3+H 2,¿ 4 OH −¿¿ →4électrons+2H2O+O2 e – Réactions entre les produits de l’électrolyse 2Cl −¿¿ +2OH −¿¿ →Cl −¿+ClO −¿¿ ¿ +H2O+2électrons (2 Na +¿+Cl −¿¿ ¿ +ClO −¿ ¿) eau de javel. B – étude quantitative 2 1- lois de Faraday a – 1re loi ● Expérience ● Énoncé b – 2e loi ● Expérience ● Énoncé c – 3e loi ● Expérience ● Énoncé 3 2 – résumé des lois : formule C – applications de l’électrolyse 1 – électrochimie Elle décrit les relations mutuelles de la chimie et de l’électricité ou, mieux, des phénomènes couplés à des échanges d’énergie électrique. 2 – électrométallurgie a – Préparation des métaux b – Affinage des métaux 3 – galvanoplastie a – Dépôts galvaniques b – Moulages galvaniques dépôts et moulages galvaniques Questions développées Michael FARADAY (1791 – 1867) 1 étude du phénomène fondamental a – Électrolyse du chlorure cuivrique Dans une cuve en U contenant une solution de chlorure cuivrique CuCl2, plongeons deux électrodes de charbon respectivement reliées aux pôles d’un générateur. Fermons l’interrupteur de façon à faire passer le courant, nous observons : − un dépôt rougeâtre sur la cathode : c’est du cuivre; −un dégagement de gaz sur l’anode. Le gaz dégagé est reconnaissable à son odeur et à sa couleur : c’est du chlore. b – Interprétation de l’électrolyse En solution, les édifices du chlorure cuivrique se dissocient en donnant deux sortes d’ions qui se dispersent parmi les molécules d’eau. − Un ion Cu2+ est un atome de cuivre dépourvu de deux électrons; de ce fait, il porte deux charges positives 2e+ : c’est le cation. − Un ion Cl− est un atome de chlore possédant, au contraire, un électron supplémentaire; il est par suite porteur d’une charge négative e− : c’est l’anion. La solution de chlorure cuivrique est électriquement neutre puisqu’elle contient autant d’ions cuivrique Cu2+ que d’ions chlorure Cl− : CuCl2 → Cu2+ +¿ 2Cl− . Dès la fermeture du circuit, les ions sont soumis à des forces électriques qui les mettent en mouvement; ● A l’anode, les ions chlorure Cl − s’oxydent : chacun d’eux cède à l’anode son électron excédentaire, se transformant ainsi en un atome de chlore, puis ces atomes s’unissent deux à deux pour former les molécules diatomiques Cl2 du chlore gazeux dont nous avons observé le dégagement sur l’anode. Cet ensemble de transformations se résume par l’équation chimique : 2Cl− → Cl2↑ +¿ 2e− ● A la cathode, se produit la réduction des ions cuivriques Cu 2+ . Chacun d’eux fixe deux électrons cédés par la cathode pour se transformer en atome de cuivre métallique dont nous avons observé le dépôt sur la cathode. Cet ensemble de transformations se résume par l’équation chimique : Cu2+ +¿ 2e− → Cu↓ . Dans tous les cas, le nombre des électrons aspirés sur l’anode pendant un certain temps est égal au nombre des électrons cédés par la cathode dans le même temps. c – Nature du courant dans les électrolytes Dans la solution de chlorure cuivrique, comme dans tout électrolyte, une double migration, en sens inverse, d’anions et de cations permet le passage du courant. 2 – lois de Faraday a – Première loi- ●● Expérience.- Plaçons en série (à la suite les unes des autres, dans le même circuit) plusieurs cuves contenant de l’eau acidulée et des électrodes inattaquables. La forme des cuves est différente ainsi que la forme, la surface et la distance des électrodes. Établissons le courant pendant un certain temps : nous constatons qu’à chaque instant, et quelle que soit la durée de l’expérience, les volumes d’hydrogène dégagé sur les cathodes sont égaux. Nous ferions la même constatation pour les masses d’argent ou de cuivre déposées dans des cuves à nitrate d’argent ou à sulfate de cuivre placées en série. ● Énoncé.- La masse d’un produit libéré sur une électrode, en un temps donné, est indépendante des caractéristiques physiques et géométriques de la cuve, des électrodes et de la solution. b – Seconde loi ● ● Expérience.- Si, dans une des expériences précédentes, nous doublons, triplons … l’intensité du courant, pour la même durée, nous constatons que la masse de substance qui apparait à l’une des électrodes, est doublée, triplée… Donc : La masse de produit libéré à la cathode est proportionnelle à l’intensité du courant. m = k ٠ I. Reprenons les expériences précédentes en doublant, triplant… la durée de passage du courant; pour la même intensité du courant, nous constatons que la masse de substance qui apparait à l’une des électrodes, est doublée, triplée … Donc; la masse de produit libéré à la cathode est proportionnelle au temps. m = k’ ٠ I. Si m désigne cette masse, I l’intensité du courant, t la durée de passage du courant, nous pouvons donc écrire : m = K ٠ I ٠ t où K est un facteur de proportionnalité qui dépend des unités. Mais le produit I ٠ t mesure la quantité d’électricité Q. Donc : m = K ٠ Q. ● Énoncé.- La masse du produit libéré sur une électrode est proportionnelle à la quantité d’électricité qui traverse la cuve. c – Troisième loi ● ● Expérience.- Dans un même circuit, disposons en série des cuves contenant les électrolytes suivants : H2SO4 AgNO3 CuSO4 AuCl3 PtCl4, contenant respectivement les cations: H+ Ag+ Cu2+ Au3+ Pt4+. Faisons passer le courant pendant un certain temps. A la cathode, il y a libération de : H2 Ag Cu Au Pt. Si nous nous arrangeons pour recueillir 1mg d’hydrogène dans la première cuve, nous constatons que les masses obtenues à la cathode des autres cuves sont (en mg) : 1 108 31,8 65,7 48,7. Or les masses atomiques de ces éléments sont : 1 108 63,6 197 195, et les valences de leurs ions : 1 1 2 3 4. Nous voyons donc que les masses recueillies sont proportionnelles aux quotients des masses atomiques par les valences. Donc : La masse de métal (ou hydrogène) libéré à la cathode est proportionnelle à la masse atomique de l’élément et inversement proportionnelle à sa valence dans le composé électrolysé. Par définition, on nomme valence-gramme d’un élément le quotient de sa masse atomique A par sa valence n dans le composé électrolysé. ● Énoncé.- La masse du produit libéré sur une électrode est proportionnelle à la valence –gramme de l’ion correspondant dans l’électrolyte considéré. 3 - résumé des lois : formule D’après les lois de Faraday, une même quantité d’électricité libère le même nombre de valences-grammes, quelle que soit la nature du cation. Cette quantité, nommée le faraday (F), a pour valeur 96 500 C. Ainsi : Il faut 96 500 coulombs pour libérer une valence-gramme d’un métal quelconque ou d’hydrogène. Supposons qu’un courant d’intensité I A passe pendant t sec dans un électrolyseur. Calculons la masse mg de métal libéré. Nous savons que 96 500C libèrent A n g de métal, et Q = I٠ t C libèrent 1 96500 ∙A n ٠I٠t g de métal. D’où la formule : Exercices types uploads/Finance/ 15-c3a9lectrolyse.pdf