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Spécialité Thème : Matériaux TP + Exos
Chimie Electrolyse du zinc Chap.7
I. Electrolyse 1. Théorie
2. Pratique
Verser dans un bécher de 100 mL le filtrat obtenu + 20 mL de solution de sulfate de zinc, pour avoir une quantité suffisante.
Peser la plaque d’aluminium et noter sa masse m1 = …...
Plonger les plaques de plomb et de zinc dans la solution. Brancher le générateur de 5V (le + sur le plomb, le – sur le zinc) et déclencher simultanément le chronomètre.
2.1. Après une dizaine de minutes, qu’observe-t-on sur chaque électrode ? En déduire les demi-équations d’oxydoréduction des réactions se produisant sur chaque électrode.
2.2. Au bout de 15 minutes, retirer l’électrode d’aluminium du circuit, la sécher délicatement (en tamponnant) sans retirer le dépôt. La peser et noter sa masse m2 = …... et noter la valeur de l’intensité I = …...
2.3. Quelles sont les sources d’incertitude sur cette mesure ? Comment pourrait-on les réduire ? 2.4. Chaque groupe indiquera la masse de zinc produite pendant 15 minutes.
Au vu des résultats de la classe, déterminer la dispersion des résultats. A quoi est-elle due ? Est-elle inévitable ?
2.5. Calculer la masse théorique de zinc déposé pendant la durée de l’expérience. Calculer le volume théorique de dioxygène dégagé attendu.
2.6. Calculer le rendement de la réaction.
2.7. Calculer l’énergie consommée pendant la durée de la réaction.
Données : couples oxydant/réducteur : Cu2+(aq) / Cu(s) ; Zn2+(aq) / Zn(s) ; O2(g) / H2O ( l ) II. Exercice : A propos du zinc
Pour étudier expérimentalement des transformations mettant en jeu les espèces chimiques Fe2+(aq), Zn(s), Zn2+(aq), Fe(s) on dispose :
D’une solution aqueuse de sulfate de fer S1 contenant des ions Fe2+(aq) de concentration 1,00 10-1 mol.L-1
D’une solution aqueuse de sulfate de zinc S2 contenant des ions Zn2+(aq) de concentration 1,00 10-1 mol.L-1
Les données nécessaires à l’exploitation des expériences 1 et 2 sont rappelées ci-dessous :
Les expériences sont réalisées à une température de 25°C ;
On se limite aux couples oxydant/réducteur suivants : (Fe2+(aq) /Fe(s)), (Zn2+(aq)/Zn(s)) ; et (H+(aq)/H2(g));
Masses molaires : M(Fe) = 55,6 g.mol-1 et M(Zn) = 65,4 g.mol-1 ;
Nombre d’Avogadro : NA = 6,021023 mol-1 ;
Charge élémentaire : e = 1,6010-19 C.
Lors d’une électrolyse, un générateur électrique impose un transfert d’électrons correspondant à une transformation qui n’aurait pas lieu spontanément.
L’énergie électrique fournie par le générateur est transformée en énergie chimique.
Lors d’une électrolyse, l’électrode reliée au pole positif du générateur est le siège d’une oxydation. Il s’agit de l’anode. L’électrode reliée au pole négatif du générateur est le siège d’une réduction. Il s’agit de la cathode.
Lors d’une électrolyse, lorsque le générateur de tension continue débite un courant d’intensité constante I pendant la durée t, le système est traversé par la quantité d’électricité Q : Q = I t avec Q en coulomb (C), I en ampères (A) et t en secondes (s)
Cette quantité d’électricité Q est également liée à la quantité de matière d’électrons échangés : Q = n(e) F où F désigne le faraday ; 1 F = 96500 C/mol
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1. Expérience 1 : transformation spontanée
A l’instant t = 0, on mélange dans un grand bécher 100 mL de la solution S1, 200 mL de la solution S2, 5,56 g de fer et 6,54 g de zinc, puis on agite. La réaction chimique est : Fe2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Fe(s)
1.1. Écrire les demi-équations électroniques qui conduisent à cette équation.
1.2. Déterminer les quantités de matière d’ions fer (II) et d’ions zinc (II) introduites initialement.
L’avancement de la transformation à l’état final est égal à 1,00 10-2 mol.
1.3. Faire le tableau d’avancement de l’évolution du système et déterminer les quantités de matière à l’état final.
2. Expérience 2 : l’électrolyse
On réalise le montage représenté ci-dessous. Le générateur de tension continue permet de faire circuler un courant électrique d’intensité I.
L’interrupteur est fermé. On observe alors sur l’électrode de fer la formation d’un dépôt métallique et un dégagement de dihydrogène.
2.1. Représenter le sens de circulation des porteurs de charges. On précisera leurs noms, dans la solution et dans les fils de connexion.
2.2. En vous aidant des couples donnés et des observations, écrire les demi- équations se produisant à l’électrode de fer. Cette électrode est-elle l’anode ou la cathode ? Justifier.
2.3. Quel est l’intérêt pratique de ce dépôt métallique sur l’électrode de fer ?
2.4. Comment évolue la masse de l’électrode de zinc ? Justifier votre réponse en écrivant la demi-équation qui se produit à l’électrode de zinc.
On suppose maintenant que seul le couple (Zn2+(aq) / Zn(s)) intervient au cours de l’électrolyse. Le générateur délivre une intensité du courant I = 0,5 A pendant t = 10 min.
2.5. Montrer que l’équation correspondant au bilan de l’électrolyse peut s’écrire :
Znanode, (s) + Zn2+ (aq) + = Zn2+(aq) + Zncathode, (s) ; Cette électrolyse est dite « à anode soluble ».
2.6. Calculer la quantité d’électricité Q échangée pendant 10 min.
2.7. En déduire la quantité de matière d’électrons échangée ne.
2.8. Quelle relation existe-t-il entre la quantité de matière de zinc ayant disparu nZn, disp et la quantité de matière ne
d’électrons qui a circulé ?
2.9. Calculer la variation de masse de l’électrode de zinc.
III. Exercice : production de zinc par électrolyse
Plus de 50 % de la production mondiale de zinc sont obtenus par électrolyse d’une solution de sulfate de zinc acidifiée à l’acide sulfurique. Les ions sulfate ne participent pas aux réactions électrochimiques. On observe un dépôt métallique sur l’une des électrodes et un dégagement gazeux sur l’autre.
1. Etude de la transformation
1.1. Quelles sont les réactions susceptibles de se produire sur chaque électrode sachant que c’est le solvant qui est oxydé en dioxygène ? On donne les couples oxydant / réducteur : Zn2+(aq)/Zn(s); H+(aq) / H2(g); O2(g) / H2O (liq) 1.2. Schématiser l’électrolyseur, en précisant le nom de chaque électrode, leur polarité et le sens de déplacement
des espèces chargées.
1.3. En justifiant le choix des couples, vérifier que l’équation de la réaction globale de cette électrolyse est : Zn2+(aq) + H2O (liq) = Zn (s) + 1/2 O2 (g) + 2 H+(aq)
1.4. S’agit-il d’une transformation spontanée ou forcée ? Pourquoi ?
1.5. Etablir le tableau d’avancement correspondant à la réaction d’électrolyse.
2. Exploitations
L’électrolyse a lieu sous 3,5 V. L’intensité du courant peut atteindre 80 kA. Après 48 h de fonctionnement, le dépôt de zinc est suffisamment épais. Il est alors séparé de l’électrode, fondu et coulé en lingots.
2.1. Quelle est la relation entre l’avancement x de la réaction et la quantité d’électricité Q transportée dans cet électrolyseur ?
2.2. Quelle est la masse de zinc produite par une cellule en 2 jours ? M(Zn) = 65,4 g.mol-1 2.3. En fait, on obtient une quantité de zinc inférieure à celle attendue. Pourquoi ?
2.4. A l’autre électrode, on récupère le dioxygène. Le rendement de la réaction qui le produit est de 80 % et le volume molaire VM = 24 L.mol-1 dans les conditions expérimentales.
Donner la relation entre l’avancement x et le volume V de dioxygène récupéré. Quel est le volume V ?
