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1ère S Thème : Défis du XXIème siècle TP n°23
Physique Bilan énergétique d’un électrolyseur Chap.17
But du TP : Etudier les transferts d’énergie dans un électrolyseur.
L’électrolyseur Principe
Un électrolyseur permet de faire circuler de l’électricité entre deux électrodes plongeant dans une solution afin de réaliser une réaction d’oxydoréduction appelée électrolyse.
Il est couramment utilisé dans l’industrie pour réaliser la production de dihydrogène (ou électrolyse de l’eau), la production d’aluminium ou de chlore, ou encore pour le placage d’objets par galvanoplastie (traitement de surface d’un métal pour éviter la corrosion des voitures par exemple).
1. Protocole expérimental
Préparer dans Regressi un tableau de mesures afin de relever : t (en s), I (en A) et U (en V).
Réaliser le circuit schématisé ci-contre.
Verser de l’eau acidifiée dans l’électrolyseur pour qu’elle recouvre les deux électrodes.
Avec la pissette, remplir à ras bord deux tubes à essais et les renverser (à l’aide d’un papier filtre) sans bulle d’air.
Faire valider le montage par le professeur avant de mettre en fonctionnement.2. Mesures et schéma
2.1. Mettre le générateur en fonctionnement sur 12 V et déclencher le chronomètre pour mesurer la durée Δt nécessaire au remplissage du tube recouvrant la cathode (électrode reliée à la borne négative du générateur). On relèvera toutes les 20 s, les valeurs de la tension U aux bornes de
l’électrolyseur et de l’intensité I du courant qui le traverse.
2.2. Faire un schéma du montage. Le symbole de l’électrolyseur est ci-contre : 3. Tests caractéristiques
3.1. Une fois le premier tube à essais rempli de gaz, noter la valeur de la durée Δt. Regarder le niveau d’eau de l’autre tube. Laisser l’électrolyse se poursuivre.
3.2. Approcher une allumette enflammée de l’ouverture du premier tube à essais rempli du gaz. Observer. Faire un schéma. Conclure
3.3. Lorsque le second tube à essais est rempli, arrêter l’électrolyse. Introduire dans le tube une bûchette rendue incandescente. Observer. Faire un schéma. Conclure.
4. Réaction d’oxydoréduction
La transformation chimique qui a lieu aux électrodes se traduit par les deux demi-équations d’oxydoréduction suivantes dont les couples oxydant/réducteur sont :H+(aq) / H2(g) et O2(g) / H2O (ℓ)
Méthode pour équilibrer les demi-équations et l’équation-bilan d’une oxydoréduction.
1) Placer l’oxydant et le réducteur de chaque côté du signe (ou =) 2) Si nécessaire, appliquer la conservation des éléments autres que O et H.
3) Si nécessaire, appliquer la conservation de l’élément O grâce à l’ajout éventuel de molécules d’eau H2O.
4) Si nécessaire, appliquer la conservation de l’élément H grâce à l’ajout éventuel de protons H+(aq) ; la réaction se déroulant en milieu acide.
5) Assurer la conservation de la charge électrique grâce à l’ajout d’électrons e–. Ils sont censés se trouver du même côté de l’équation que l’oxydant, ce dernier ayant pour définition de les capter.
6) Equilibrer le nombre d’électrons transférés. Attention : un oxydant réagit avec un réducteur.
7) Faire le bilan. Les électrons doivent se simplifier sinon il y a une erreur.
8) Simplifier, éventuellement ce bilan, en supprimant les molécules d’eau et les protons excédentaires.
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4.1. Ecrire les demi-équations pour chaque couple.
4.2. En déduire l’équation bilan traduisant l’électrolyse de l’eau acidifiée.
Expliquer le niveau différent de gaz dans les deux tubes
4.3. A partir de cette équation, déterminer quel gaz est produit à chaque électrode.
4.4. Les deux tests caractéristiques précédents confirment-ils le nom de ces gaz ? Justifier.
4.5. D’après l’expérience, à quelle électrode (anode ou cathode) se produit l’oxydation ? A quelle électrode (anode ou cathode) se produit la réduction ?
5. Exploitation
5.1. Calculer la quantité de matière de dihydrogène H2 produit à la cathode.
Donnée : Volume molaire gazeux (volume occupé par le gaz rapporté à une mole de gaz) Vm = 24,0 L.mol-1. 5.2. En déduire la quantité de matière d’eau H2O consommée pendant la durée Δt de l’électrolyse.
5.3. Pour transformer une mole d’eau, il faut une énergie égale à 2,4 × 105 J. En déduire l’énergie chimique EChim
produite.
5.4. Pendant la durée Δt, calculer la valeur moyenne de l’énergie électrique EElec consommée par l’électrolyseur.
Donnée : EElec = U I t
5.5. Définir le rendement énergétique de l’électrolyseur. Calculer sa valeur (en %). Conclure.
5.6. Expliquer pourquoi cette valeur est si faible. Évaluer l’énergie Q dissipée par effet Joule dans l’électrolyseur.
Matériel
Élèves Bureau
Ordinateur avec Regressi Générateur de tension 12 V 2 multimètres
Électrolyseur 3 fils de connexion 2 tubes à essais Chronomètre Allumettes Buchette
Pissette d’eau distillée Morceaux de papier filtre
Solution diluée d’acide sulfurique Entonnoir
Eprouvette 100 mL
NOM : ... Prénom : ... Classe : 1ère S 1 NOM : ... Prénom : ... Classe : 1ère S 1
Barème et NOTE : Critère A = 2 : Critère B = 1 : Critère C = -1 ; Critère D = -2
1 2 3 4 5 Rédaction – CHS
Rangement
NOTE
Critère A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D A-B-C-D
.../20
Coefficient 3 3 3 2 2 3
NOTE = ENT( 20
4 SCF (SOMMEPROD((critère);(coefficient))+ 2 SCF)) où ENT est la partie entière du nombre et SOMMEPROD la somme des produits entre le critère et le coefficient et SCF la somme des coefficients
