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Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Ecole Européenne de Francfort Page 101

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Ecole Européenne de Francfort Page 101 Chapitre n° 7 : E L E C T R O L Y S E I) Electrolyse du chlorure d'étain (II) 1) Expérience : : Nous réalisons l'électrolyse d'une solution aqueuse de chlorure d'étain. La solution de chlorure d'étain contient des ions chlorure (Cl− (aq)) et des ions étain (II) (Sn2+ (aq)). La solution de chlorure d'étain (II) est conductrice de l'électricité. Le passage du courant est assuré dans la solution aqueuse de l'électrolyseur par les ions chlorure et des ions étain (II). Les ions chlorure portant la charge - e se déplacent vers l'électrode reliée au pôle (+) du générateur. Du dichlore se dégage à cette électrode (décoloration d'un papier imbibé d'indigo). Les ions étain (II) portant la charge + 2 e se déplacent vers l'électrode reliée au pôle (−) du générateur. De l'étain métallique se dépose à cette électrode, en formant des arborescences. 2) Interprétation a) A l'électrode reliée au pôle (−) du générateur : : On a la réaction de réduction : Sn2+ (aq) + 2 e− → Sn (s) L'électrode où se produit une réduction est appelée cathode. Dans le cas d'une électrolyse, c'est l'électrode reliée à la borne (−) du générateur. b) A l'électrode reliée au pôle (+) du générateur : On a la réaction d'oxydation suivante : 2 Cl− (aq) → Cl2 (g) + 2 e− L'électrode où se produit une oxydation est appelée anode. Dans le cas d'une électrolyse, c'est l'électrode reliée à la borne(+) du générateur. c) Bilan global : Il y a autant d'électrons captés à l'anode que d'électrons cédés à la cathode, car il n'y a pas d'accumulation de charges électriques dans le circuit : Sn2+ (aq) + 2 e− → Sn (s) 2 Cl− (aq) → Cl2 (g) + 2 e− Soit Sn2+ (aq) + 2 Cl− (aq) → Cl2 (g) + Sn (s) d) Réaction spontanée : Les potentiels standards d'oxydoréduction sont E 0 Sn2+/Sn = − 0,14 V et E 0 Cl2/Cl− = 1,36 V. L'oxydant le plus fort est le dichlore (Cl2) et le réducteur le plus fort est l'étain métallique (Sn). La réaction spontanée est donc : Cl2 (g) + Sn (s) → Sn2+ (aq) + 2 Cl− (aq) Les électrolyses permettent de réaliser des réactions d'oxydoréduction forcées. On provoque ces réactions d'oxydoréduction inverses des réactions spontanées en apportant de l'énergie électrique au système chimique (U.I > 0, avec I > 0 et U > 0). Electrolyse Page 102 Christian BOUVIER 3) Aspect quantitatif a) Données pratiques : : On réalise l'électrolyse d'un volume V = 500 mL, d'une solution aqueuse de chlorure d'étain de concentration CSnCl2 = 0,1 mol.L−1. L'intensité du courant qui traverse l'électrolyseur est I = 5 A. L'électrolyse se poursuit pendant une durée ∆t = 10 min. b) Questions : - Quelle est la concentration initiale [Sn2+]i en ions étain de la solution ? - Quelle est la quantité de matière initiale ni Sn2+ d'ions étain ? - Quelle est la concentration initiale [Cl−]i en ions chlorure ? - Quelle quantité d'électricité Q est passée dans le circuit durant les 10 min ? - Quelle quantité de matière d'électrons né est passée dans le circuit durant ce temps ? - Quelle quantité de matière d'étain nSn s'est formée à la cathode au bout de ∆t = 10 min ? - Quelle masse d'étain s'est formée à la cathode au bout de ∆t = 10 min ? - Quelle est la concentration finale [Sn2+]f en ions étain de la solution ? - Sous quelle tension s'effectue l'électrolyse, si la puissance dissipée est Pé = 30 W ? - Quelle est l'énergie électrique Wé consommée par l'électrolyseur en ∆t = 10 min ? On donne : le nombre d'Avogadro NA = 6,02.1023 ; le faraday F = 96500 C.mol−1 ; la masse molaire atomique de l'étain MSn = 118,7 mol.L−1. c) Résolution : La préparation d'une solution de chlorure d'étain s'effectue en dissolvant du cristal de chlorure d'étain dans de l'eau, suivant la réaction : SnCl2 (s) → Sn2+ (aq) + 2 Cl− (aq) D'après cette équation de dissolution, on voit que : - [Sn2+]i = CSnCl2 = 0,1 mol.L−1 - On en déduit ni Sn2+ = [Sn2+]i.V = 0,1x0,5 = 0,05 mol = 5,0.10−2 mol - et : ATTENTION [Cl−]i = 2.CSnCl2 = 0,2 mol.L−1 - Si l’électrolyse est effectuée avec un courant d’intensité I = 5 A qui débite pendant un temps ∆t = 20 min = 1200 s, la quantité d’électricité Q qui est passée dans le circuit est donnée par : Q = I.∆t = 5x1200 = 6000 C - La quantité de matière d'électrons né qui est passée dans le circuit durant les 10 min est donc : né = e . Q A N = F Q = 96500 6000 ≈ 6,2.10−2 mol - On a vu - I) 2) a) - qu'à la cathode se produit la demi-réaction de réduction : Sn2+ (aq) + 2 e− → Sn (s) [1] D'après cette demi-équation, la quantité de matière d'étain qui se forme est : nSn = 2 né = 2 10 2 , 6 2 x − = 3,1.10−2 mol - La masse d'étain qui s'est formée durant ∆t = 10 min, est : mSn = nSn.MSn = 3,1x10−2x118,7 ≈ 3,68 g - D'après la demi équation [1] la quantité de matière d'ions étain qui disparaît nd Sn2+, est égale à la quantité de matière d'étain formée nSn : nd Sn2+ = nSn La quantité de matière d'ions étain qui reste au bout de ∆t = 10 min, est donc : nf Sn2+ = ni Sn2+ − nd Sn2+ = 5x10−2 − 3,1x10−2 = 1,9x10−2 mol d'où [Sn2+]f = V n 2 Sn f + = 0,5 10 x 9 , 1 2 − ≈ 3,8.10−2 mol.L−1 Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne Ecole Européenne de Francfort Page 103 - On sait, en électricité, que Pé = U.I, la tension U aux bornes de l'électrolyseur est : U = I Pé = 5 30 = 6 V - L'énergie électrique Wé consommée par l'électrolyseur en ∆t = 10 min est : Wé = Pé.∆t = 30x1200 = 36000 J = 36 kJ II) Electrolyse de l'eau 1) : Solution d'acide sulfurique a) Prévision des réactions : : Nous voulons réaliser l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique. * à l'anode deux oxydations peuvent avoir lieu : 2 SO4 2− → S2O8 2− + 2 e− E 0 S2O82−/SO42− = + 2,10 V 2 H2O → 4 H+ + O2 + 4 e− E 0 O2/H2O = + 1,23 V La réaction la plus facile à réaliser est la transformation de l'eau en dioxygène. * à la cathode la seule réduction possible est celle des ions hydrogène : 2 H+ + 2 e− → H2 E 0 H+/H2 = 0,00 V Les ions SO4 2− sont l'oxydant du couple SO4 2−/SO2 (E 0 SO42−/SO2 = + 0,15 V) mais ils ne peuvent réagir à la cathode, car ils sont électriquement attirés par l'anode. Nous pouvons donc prévoir la réaction suivante : 2 H2O → 4 H+ + O2 + 4 e− (2 H+ + 2 e− → H2) x 2 soit 2 H2O → 2 H2 + O2 Il faut que la d.d.p. aux bornes de l'électrolyseur soit VA − VC ≥ E 0 O2/H2O − E 0 H+/H2 = 1,23 V. b) Expérience : Nous réalisons l'électrolyse d'une solution aqueuse d'acide sulfurique. Les prévisions sont qualitativement correctes. En particulier, nous constatons que le volume de dihydrogène dégagé, en une durée donnée, est le double du volume de dioxygène dégagé dans la même durée, et les mêmes conditions. Nous remarquons, par contre, que la tension de seuil nécessaire pour que l'électrolyse soit possible, est supérieure de 50 % à la valeur théorique prévue. La différence de tension entre la valeur théorique et la valeur expérimentale est appelée surtension. On peut représenter, sur un graphique, l'évolution de la tension de seuil : La tension de seuil théorique est US-théorique = E 0 O2/H2O − E 0 H+/H2, l'expérience montre que la tension de seuil pratique est : US-pratique ≥ US-théorique. La tension de seuil pratique dépend, également, des conditions physiques de l'expérience (surfaces des électrodes, distance entre électrodes …). Electrolyse Page 104 Christian BOUVIER 2) Solution d'hydroxyde de sodium a) Prévision des réactions : : On veut réaliser l'électrolyse d'une solution aqueuse d'hydroxyde de sodium. * à l'anode la seule oxydation possible est celle des ions hydroxyde (milieu basique) : 2 OH− (aq) → O2 (g) + 2 H2O + 4 e− E 0 O2/H2O = + 0,81 V * à la cathode deux réductions peuvent avoir lieu (milieu basique) : 2 H2O + 2 e− → H2 (g) + 2 OH− E 0 H2O/H2 = − 0,42 V Na+ + e− → Na (s) E 0 Na+/Na = − 2,71 V Là encore, la réaction la plus facile à réaliser est celle des uploads/Finance/ s7-chapitre-07-electrolyse.pdf