Identifier la réaction électrochimique :

L’électrolyse d’une solution d’acide sulfurique (2 H⁺ (aq) + SO₄^2– (aq) )

est réalisée à l’aide du montage schématisé ci-dessous.

1.  Déterminer le sens de déplacement des électrons.

2.  Identifier l’anode et la cathode.

3.  Écrire l’équation de la réaction.

4.  Comparer, en justifiant, les volumes de gaz dégagés aux deux électrodes.

-  Données :

-  H⁺ (aq) / H₂ (g) : O₂ (g) / H₂O (ℓ)

-  Les ions sulfate SO₄^2– (aq) ne réagissent pas.

Identifier la réaction électrochimique :

1.  Sens de déplacement des électrons.

-  Le générateur impose le sens du courant dans le circuit.

-  Le courant sort de la borne positive du générateur.

-  Dans les fils conducteurs, les porteurs de charge sont les électrons qui se déplacent dans le sens inverse du courant.

-  Les électrons sortent de la borne négative du générateur.

-  Schéma :

2.  Identification de l’anode et la cathode.

-  L’anode désigne toujours l’électrode où se produit l’oxydation.

-  À l’anode des électrons sont cédés par la demi-équation électronique produite

-  La cathode désigne toujours l’électrode où se produit la réduction.

-  À la cathode, les électrons sont consommés par la demi-équation électronique produite.

3.  Équation de la réaction.

-  Demi- équations électroniques et équation de la réaction :

4.  Comparaison des volumes de gaz dégagés aux deux électrodes.

-  Tableau :

-  Relation :

-   

-  Or : V (H₂) = n (H₂ ) . V_m et V (O₂) = n (O₂ ) . V_m

-  Comme n (H₂ ) = 2 n (O₂ )

-  V (H₂) = n (H₂ ) . V_m = 2 n (O₂ ) . V_m

-  V (H₂) = 2 V (O₂ )

-  Le volume de gaz obtenu à la cathode est le double de celui obtenu à l’anode.

-  À l'anode : Le dioxygène O₂ ravive la combustion d’une bûchette incandescente.

-  À la cathode : Le dihydrogène H₂ provoque une légère détonation en présence d’une flamme.

Déterminer une quantité de matière :

Les casseroles en cuivre sont étamées, c’est-à-dire recouvertes d’un dépôt d’étain Sn (s),

afin d’éviter de retrouver des traces d’élément cuivre dans les aliments.

Ce dépôt peut être réalisé, par électrolyse ou par bain d’étain en fusion.

Source Wikipédia

https://fr.wikipedia.org/wiki/Étamage

L’électrolyse d’une solution aqueuse acidifiée de chlorure d’étain II,

Sn²⁺ (aq) + 2 Cℓ^– (aq),

est réalisée pendant 30 minutes à une intensité constante du courant électrique maintenue égale à 0,80 A.

1.  Un dépôt d’étain Sn (s) se forme sur une électrode.

Écrire l’équation de la réaction électrochimique et nommer l’électrode.

2.  Sur l’autre électrode, se dégage un gaz qui ravive une allumette incandescente.

Écrire l’équation de la réaction électrochimique  ayant lieu sur cette électrode.

3.  Déterminer la quantité d’étain Sn (s), puis la masse d’étain m (Sn), qui se dépose au cours de l’électrolyse.

-  Données :

-  Les électrodes utilisées sont inattaquables.

-  O₂ (g) / H₂O (ℓ) ; Sn²⁺ (aq) / Sn (s)

-  M (Sn) = 118,7 g . mol^–1

Déterminer une quantité de matière :

1.  Équation de la réaction électrochimique et nommer l’électrode.

-  Un dépôt d’étain Sn (s) se forme sur une électrode.

-  Demi-équation électronique de la réaction :

-  Cette réaction consomme des électrons.

-  C’est la cathode :

-  Il se produit une réduction.

2.   Équation de la réaction électrochimique  ayant lieu sur cette électrode.

-  Sur l’électrode, se dégage un gaz qui ravive une allumette incandescente.

-  Ce gaz est le dioxygène O₂ (g).

-  Cette réaction cède des électrons.

-  C’est l’anode.

-  Il se produit une oxydation.

3.  Détermination de la quantité d’étain Sn (s), puis la masse d’étain m (Sn), qui se dépose au cours de l’électrolyse.

-   Bilan de la réaction :

-  Durée de l’électrolyse : Δt = 30 min.

-  Intensité du courant : I = 0,80 A

-  Quantité de matière d’étain Sn (s) :

-  On utilise la demi-équation électronique qui fait intervenir les électrons et l’élément étain :

-  Relation (1) :

-   

-  Relation (2) :

-   

-  En combinant (1) et (2) :

-   

-  Application numérique :

-   

-  Masse d’étain déposé :

-  m (Sn) = n (Sn) . M (Sn)

-  m (Sn) ≈ 7,5 × 10^–3 × 118,7

-  m (Sn) ≈ 0,885 g

-  m (Sn) ≈ 0,89 g

Vidéo de l'électrolyse

Déterminer un type de conversion :

Lors de la photosynthèse des végétaux, la chlorophylle utilise l’énergie lumineuse pour transformer le dioxyde de carbone CO₂ (g)

et de l’eau H₂O (ℓ) en glucide comme le glucose C₆H₁₂O₆ (aq), et en dioxygène O₂ (g).

Lors de la respiration des végétaux, le dioxygène consommé oxyde le glucose en dioxyde de carbone.

Cette réaction est la réaction opposée à celle ayant lieu lors de la photosynthèse.

1.  Écrire les demi-équations électroniques des couples :

O₂ (g) / H₂O (ℓ) et CO₂ (g) / C₆H₁₂O₆ (aq).

2.  En déduire l’équation de la réaction ayant lieu lors de la respiration des végétaux.

3.  Type de conversion :

a.  En l’absence de lumière, la photosynthèse n’a pas lieu. Expliquer le rôle joué par la lumière.

b.  Déterminer le type de conversion d’énergie qui se produit lors de la photosynthèse.

Des couverts en métal argenté :

Pour argenter des objets métalliques, les orfèvres utilisent le principe de l’électrolyse« à anode soluble ».

L’objet à argenter, jouant le rôle de cathode, est plongé dans une solution contenant

des ions dicyanoargentate Ag (CN)₂^– (aq) et des ions argent I Ag⁺ (aq).

Des anodes en argent sont placées de chaque côté du bain. Un générateur délivre un courant d’intensité constante I = 0,70 A.

1.  L’électrolyse :

a.  Schématiser le montage expérimental en précisant les bornes du générateur auxquelles sont reliées la pièce à argenter et les anodes.

b.  Indiquer le sens conventionnel du courant électrique et celui du déplacement des électrons.

2.  Dans le bain électrolytique, les ions argent réagissent à la cathode selon l’équation de la réaction électrochimique :

Ag⁺ (aq) + e^– → Ag (s)

-  Les ions argent et l’argent métallique sur cette électrode seront écrits en vert.

-  Justifier l’intérêt d’avoir utilisé l’objet à argenter comme cathode.

3.  Équation de la réaction électrochimique :

a.  Identifier le produit formé à l’anode étant donné le sens de circulation du courant.

b.  Écrire l’équation de la réaction électrochimique se produisant à l’anode.

L’argent métallique à l’anode et les ions argent intervenant à cette électrode seront écrits en rouge : Ag (s) et Ag⁺ (aq).

4.  En déduire l’écriture de l’équation de la réaction chimique modélisant la transformation se produisant lors de l’électrolyse.

Justifier le terme « d’électrolyse à anode soluble ».

5.  Par électrolyse, on souhaite réaliser un dépôt uniforme d’argent d’épaisseur e sur une cuillère dont la surface S est estimée à 70 cm².

La durée Δt de l’électrolyse est de 30 min.

Établir l’expression de la masse d’argent m (Ag) déposé sur le couvert pendant l’électrolyse en fonction de I, Δt, M (Ag) et F (constante de Faraday).

6.  Une fois l’électrolyse terminée, l’orfèvre applique un poinçon comportant les chiffres I ou II.

En déduire le poinçon que l’orfèvre doit appliquer sur la cuillère.

-  Données :

-  Couple oxydant / réducteur : Ag⁺ (aq) / Ag (s)

-  M (Ag) = 108 g . mol^–1 ;

-  Masse volumique de l’argent : ρ = 10 g . cm^–3 ;

-  Épaisseur du dépôt d’argent en μm :

-  Qualité I : e > 33 μm

-  Qualité II : e > 20 μm

Nickelage d’une pièce métallique :

Il est possible de nickeler une pièce métallique afin de la rendre brillante par électrolyse.

Un dépôt de nickel d’une épaisseur e = 40 μm est réalisé sur un pot d’échappement de moto de surface S = 10 dm².

La pièce est plongée dans une solution contenant des ions nickel II Ni²⁺ (aq).

Le générateur délivre un courant d’intensité constante I = 0,70 A et la tension entre les électrodes est U = 3,0 V.

1.  Écrire l’équation de la réaction électrochimique conduisant au dépôt de nickel.

2.  Déterminer la quantité n (Ni) de nickel à déposer.

3.  En déduire la durée de l’électrolyse.

4.  Estimer l’énergie électrique nécessaire à la réalisation du dépôt.

-  Données :

-  M (Ni) = 58,7 g . mol^–1

-  Masse volumique du nickel  : ρ_Ni = 8,9 g . cm^–3 ;

-  Énergie (en joule) transférée par un générateur :

Nickelage d’une pièce métallique :

1.  Équation de la réaction électrochimique conduisant au dépôt de nickel.

-  Schéma du dispositif :

-  Pour réaliser le nickelage électrolytique d'un objet métallique (un pot d’échappement),

la solution à utiliser contient toujours des ions nickel II Ni²⁺ (aq) de concentration habituellement de l'ordre de 1,0 mol . L^–1 ;

-  Cette concentration doit être maintenue à peu près constante au cours de l’électrolyse.

-  La pièce à nickeler (le pot d’échappement) est immergée dans le bain d’électrolyse,

-  Elle est reliée à la borne négative d’un générateur (la cathode)

-  La borne positive du générateur est reliée à une électrode constituée de nickel pur, c'est l'anode (soluble).

-  À l’anode se produit une oxydation (réaction qui cède des électrons) et à la cathode se produit une réduction (réaction qui consomme des électrons)

2.  Quantité n (Ni) de nickel à déposer.

-  Masse de nickel à déposer :

-  m (Ni) = ρ_Ni . V

-  m (Ni)  = ρ_Ni . S . e

-  Quantité de matière de nickel à déposer : relation (1)

-   

-  Quantité de matière de nickel Ni (s) : relation (2)

-  On utilise la demi-équation électronique qui fait intervenir les électrons et l’élément nickel :

-   

3.  Durée de l’électrolyse.

-  On combine les relations (1) et (2) :

-   

-  Application numérique :

-   

4.  Énergie électrique nécessaire à la réalisation du dépôt.

-  E = U . I . Δt

-  E ≈ 3,0 × 0,70 × 1,7 ×10⁵

-  E ≈ 3,5 ×10⁵ J ≈ 98 Wh