Électrolyse, une introduction

Lors de cette séance, on va montrer que la circulation d’un courant électrique, imposée par un générateur de tension continue, peut forcer le système chimique à évoluer dans le sens opposé au sens spontané d’évolution.

Électrolyse d’une solution de chlorure d’étain

Manipulation

  • Introduire dans le tube à essais en $U$ une solution de chlorure d’étain (II), $\ce{Sn^{2+} (aq) + 2 Cl^- (aq)}$ à $\pu{1 mol.L-1}$, acidifiée à l’acide chlorhydrique.
  • Relier deux électrodes de graphite aux bornes d’un générateur de tension continue.
  • Ajouter une goutte d’indigo du côté de l’électrode connectée à la borne positive du générateur.
  • Allumer le générateur de tension et augmenter progressivement la valeur de la tension électrique à ses bornes.
  • Noter la valeur de la tension à partir de laquelle on observe des modifications au niveau des électrodes.
  • Régler ensuite la tension électrique à $\pu{4,5 V}$. Laisser l’électrolyse se dérouler pendant quelques minutes et observer.

Observations

  • Il se forme de l’étain au niveau de l’électrode connectée à la borne négative du générateur ;
  • Il se forme du dichlore au niveau de l’électrode connectée à la borne positive du générateur.

Exploitation

  1. Schématiser le montage.

  2. Rappeler ce qu’est le courant électrique.

  3. Indiquer sur le schéma du montage le sens de circulation du courant électrique, imposé par le générateur, et celui des électrons.

  4. Donner les définitions de l’anode et de la cathode.

  5. Repérer sur le schéma du montage les positions de l’anode et de la cathode.

  6. Le dichlore $\ce{Cl2 (aq)}$ oxyde spontanément le métal étain, ce qui produit des ions étain (II) $\ce{Sn^{2+} (aq)}$ et chlorure $\ce{Cl- (aq)}$.
    Écrire l’équation de la réaction correspondante avec des nombres stœchiométriques entiers et les plus petits possibles.
    La constante d’équilibre $K$ de la réaction a pour valeur : $\pu{7e50}$.

  7. La solution de chlorure d’étain (II) utilisée (et donc stockée dans des flacons au laboratoire) évolue-t-elle spontanément pour donner du dichlore et de l’étain ?

  8. Faire l’inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution et écrire les équations des demi-réactions susceptibles de se produire au niveau des électrodes.

  9. À partir des observations, choisir celles qui semblent se dérouler réellement.

  10. Écrire l’équation de la réaction dans le sens de la transformation chimique. La comparer à celle donnée à la question 6 et conclure.

Électrolyse à anode soluble

Manipulation

  • Dans un tube en $U$, verser une solution aqueuse de sulfate de cuivre (II) de concentration $\pu{1 mol.L-1}$.
  • Y plonger une électrode de cuivre et un fin fil de cuivre, reliés à un générateur de tension continue et un ampèremètre. Faire en sorte que le fin fil de cuivre soit connecté à la borne positive du générateur.
  • Allumer le générateur et augmenter progressivement la valeur de la tension jusqu’à environ $\pu{6 V}$.
  • Observer l’évolution de la valeur de l’intensité du courant électrique traversant l’ampèremètre.

Résultat expérimental

Si on attend suffisamment longtemps le fin fil de cuivre se désagrège complètement.

Exploitation

  1. Schématiser le montage réalisé.

  2. Indiquer le sens de circulation du courant électrique, imposé par le générateur, et celui des électrons.

  3. Faire l’inventaire des espèces chimiques présentes en solution et écrire les équations des réactions qui peuvent se produire lors de l’expérience : a. À l’anode ; b. À la cathode.

  4. Quel est le bilan de cette électrolyse ? La concentration en ions cuivre (II) varie-t-elle au cours de l’électrolyse ?

  5. Pourquoi cette électrolyse est-elle appelée « à anode soluble » ?