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TS Spécialité Thème : L’eau et l’énergie TP n°3
Chimie Electrolyse de l’eau et énergie Chap.2
Contexte du sujet
L’électrolyse de l’eau est l’une des voies de synthèse du dihydrogène et du dioxygène.
Le voltamètre de Hofmann (voir ci-contre) est un appareil pouvant réaliser cette électrolyse et permet la mesure d’une quantité d’électricité par le suivi de l’avancement d’une réaction électrochimique quantitative. Il s’agit d’une méthode coulométrique.
Rappel de 1ère S
Définition
Une électrolyse est une réaction d’oxydoréduction qui s’effectue dans un électrolyseur comportant deux électrodes au contact d’un électrolyte (ou solution ionique).
Un générateur de tension continue impose le sens du courant électrique et donc celui
des électrons. Lorsque la tension aux bornes de l’électrolyseur est suffisante, il se produit des réactions électrochimiques aux électrodes.
L’anode est l’électrode où se produit toujours l’oxydation ; ici, elle est reliée à la borne + du générateur ;
La cathode est l’électrode où se produit toujours la réduction ; ici, elle est reliée à la borne - du générateur.
La demi-équation redox sur chaque électrode permet de déterminer l’équation bilan de la réaction électrochimique.
La puissance électrique (en W) d’un appareil P = U × I correspond à la « vitesse de dissipation » de l’énergie : E = P × Δt
I. Electrolyse de l’eau : Etude qualitative 1. Manipulations
Introduire la solution d’acide sulfurique dilué dans l’électrolyseur.
Coiffer chaque électrode d’un tube à essais contenant de l’eau (voir le schéma ci-dessous).
Régler le générateur de tension continue sur la valeur 12 V et le relier aux bornes de l’électrolyseur.
Ajouter un ampèremètre en série avec le générateur et un voltmètre en dérivation avec le générateur.
Faire vérifier le montage par le professeur.
Déclencher le chronomètre lorsque le circuit est fermé (vérifier que la valeur de l’intensité du courant reste constante).
1.1. Légender le schéma ci-contre : Préciser l’anode, la cathode, le sens conventionnel du courant dans le circuit et le sens de déplacement des électrons.
1.2. Arrêter le chronomètre lorsque le tube 1 est totalement rempli et compléter le tableau :
Durée Δt (en s)
Vgaz dans le tube 1
I (en A)
Arrêter le générateur lorsque le tube 2 est rempli.
Réaliser le test d’identification des deux gaz :
Tube 1 : le dihydrogène est un gaz explosif ;
Tube 2 : le dioxygène est un gaz comburant.
Noter vos observations, puis conclure quant aux produits formés :
→ à l’anode : ………
→ à la cathode : ………..
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2. Exploitation
2.1. Déterminer la demi-équation redox qui se produit aux électrodes (on admet que seule l’eau réagit dans cette électrolyse).
Donnée : Potentiels redox : E0 (H+/H2) = 0 V E0 (O2/H2O) = +1,23 V
2.2. Déterminer l’équation de la réaction qui décrit le fonctionnement global de l’électrolyseur.
2.3. Les volumes respectifs des deux gaz obtenus sont-ils cohérents avec l’équation de cette réaction ? 2.4. Quels sont les porteurs de charge responsables du passage du courant dans la solution ?
Dans quel sens se déplacent-ils ? Représenter ces mouvements sur le schéma.
II. Tracé de la caractéristique de l’électrolyseur 1. Montage et mesures
On reprend le montage précédent, sans mettre les tubes au-dessus des électrodes.
Faire varier la tension U aux bornes de l’électrolyseur entre 0 et 10 V (valeurs régulièrement réparties) et noter à chaque fois la valeur de l’intensité du courant I correspondante.
1.1. Tracer la caractéristique U = f(I) de l’électrolyseur à l’aide de Regressi. Imprimer la courbe après accord du professeur.
2. Exploitation des mesures
2.1. L’équation de la caractéristique est-elle de la forme : U = E’ + r I ? U = r I ? U = E – r I ? Justifier votre choix.
2.2. Déduire de la caractéristique la valeur de la force contre électromotrice (f.c.é.m.) E’ de l’électrolyseur et sa résistance interne r.
3. Détermination du rendement
3.1. L’électrolyseur convertit un type d’énergie sous une autre forme. Recopier le schéma de la chaîne énergétique ci-contre et le compléter en précisant la nature des énergies notées 1, 2 et 3.
3.2. Exprimer l’énergie électrique Ee, reçue par l’électrolyseur en fonction de U, I et Δt, puis la calculer.
3.3. L’énergie utile produite, notée Ech, est égale à Ech = E’IΔt. La calculer.
3.4. Exprimer l’énergie EJ, énergie perdue en fonction de r, I et Δt. Comment appelle-t-on l’effet alors produit ? 3.5. Définir le rendement énergétique ρ de l’électrolyseur. Montrer qu’il est égal à E’
U et le calculer.
3.6. La dissociation d’une quantité d’eau n (H2O) = 1,0 mol nécessite une énergie chimique Edm = 282 kJ.
3.7. Quelle est l’énergie chimique Ed qui a été mise en jeu lors de l’obtention du volume V(H2), sachant que le volume occupé par une mole de gaz dans ces conditions vaut Vm = 24 L. mol-1 ?
3.8. Calculer le quotient Ed
Ech. Commenter le résultat.
III. Travail à effectuer
L’électrochloration est une technique électrolytique qui permet la production in situ
d’hypochlorite de sodium NaCℓO à partir d’une solution de chlorure de sodium (eau de mer ou saumure). L’ion hypochlorite est un oxydant puissant qui, après avoir détruit les bactéries et micro-organismes de votre piscine se reconvertira naturellement en sel sous l’action des
UV du soleil. Source suezwaterhandbook.fr
1) Sur le schéma de l’électrolyseur, indiquer le sens conventionnel du courant électrique et celui des électrons.
2) Ecrire la demi-équation d’oxydoréduction ayant lieu sur chaque électrode (préciser leur nom).
3) En déduire l’équation bilan de cette électrolyse.
4) En utilisant les potentiels d’oxydant-réduction, pourquoi ne faut-il pas dépasser une tension de 1 V ? Couple Ox/Red Cℓ2 / Cℓ- O2 / H2O CℓO- / Cℓ- H+ / H2 Na+ / Na
E0 (en V) 1,40 1,23 0,81 0 - 2,71
