TP Chimie 9 Electrolyses en solution aqueuse TS Correction
I. Electrolyse d’une solution d’iodure de potassium 1. Protocole expérimental
1. Une coloration jaune-brun apparaît.
2. Cette couleur est celle du diiode.
3. Le rôle de l’empois d’amidon (utilisé lors du dosage du diiode) est de renforcer la teinte du diiode : en sa présence, l’ensemble prend une coloration violacée foncée. L’équivalence est alors plus facile à repérer.
2. Etude théorique et analyse des résultats a. Etude théorique
4. Il y a présence dans l’électrolyseur des ions I-(aq), K+(aq) et de l’eau H2O(l).
– anode (oxydation) : 2I-(aq)= I2(aq) + 2e- ou 2H2O(l) = O2(g) + 4e- + 4H+(aq) - cathode (réduction) : 2H2O(l) + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq) ou K+(aq) + e- = K(s)
5. Sachant qu’il se forme du diiode à l’anode, la seule possibilité est : 2I-(aq)= I2(aq) + 2e-
Sachant qu'il se produit du H2(g) à la cathode, la seule possibilité est : 2H2O(l) + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq)
(Attention : le milieu réactionnel n’est pas acide : il n’y a donc pas de H+(aq) dans les réactifs !) 6. L’équation traduisant l’électrolyse s’écrit donc : 2I-(aq) + 2H2O(l) = I2(aq) + H2(g) + 2OH-(aq)
7. Dans la solution aqueuse d’iodure de potassium, les ions iodure I– ne réagissent pas avec l’eau, donc la réaction entre ces 2 espèces n’est pas spontanée mais forcée. Le générateur apporte l’énergie nécessaire à la réalisation de la transformation inverse de la transformation spontanée.
8. A l’anode : 2I-(aq)= I2(aq) + 2e- donc d’après la demi-équation précédente : n(I2)f,th = 1/2.n(e-)f
9. or I = ∆Q/∆t ≈ Q/∆t donc Q = I.∆t or I = 8 mA et ∆t = 10 min donc Q= 8,0.10-3 x 600 = 4,8 C 10. On a : Q = n(e-)f .
F F F F
11. D’où Q = 2.n(I2)f,th .
F
donc n(I2)f,th = Q/2F
=4,8/(2x9,65.104) = 2,5.10-5 molb. Comparaison avec les résultats expérimentaux
12. Equation du dosage : I2(aq) + 2 S2O32–
(aq) = 2 I–(aq) + S4O62–
(aq) et VE = 11,0 mL A l’équivalence : n(S2O32 –)versés pour atteindre l’équivalence = 2.n(I2)présents dans le bécher
D’où : n(I2)f,exp = n(I2)présents dans le bécher = ½ C.VE = ½ . 5,0.10–3x11,0.10–3 = 2,8.10–5 mol 13. Pourcentage d’erreur :
th , f
exp , f th
, f
) I ( n
) I ( n ) I ( n
2 2
2
−
= 5
5 5
10 5 2
10 8 2 10 5 2
−
−
−
− . ,
. , .
,
= 9,7 %II. Electrolyse d’une solution de sulfate de cuivre (II)
2. Etude théorique et analyse des résultats
1. Il y a présence dans l’électrolyseur des ions Cu2+(aq), SO42-
(aq), des électrodes en cuivre Cu(s) et de l’eau H2O(l). – anode (oxydation) : Cu(s)= Cu2+(aq) + 2e- ou 2SO42- = S2O82- + 2e- ou 2H2O(l) = O2(g) + 4e- + 4H+(aq)
- cathode (réduction) : 2H2O(l) + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq) ou SO42- + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O ou Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s)
2. Puisqu’il y a dépôt de cuivre sur la cathode et consommation de cuivre sur l’anode, les 2 demi-équations sélectionnées sont : – anode (oxydation) : Cu(s)= Cu2+(aq) + 2e-
- cathode (réduction) : Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s)
3. L’équation traduisant l’électrolyse s’écrit donc : Cu2+(aq) + Cu(s) = Cu2+(aq) + Cu(s) et donc
Cu
2+
= constante.4. I = ∆Q/∆t ≈ Q/∆t donc Q = I.∆t or I = 0,50 A et ∆t = 20 min donc Q = 0,50x 1200 = 6,0.102 C
On a : Q = n(e-)f .
F F F F
et d’après la demi-équation : Cu(s)= Cu2+(aq) + 2e- , on a : n(Cu2+)formé = n(Cu)disparu = n(e-)f / 2 donc théoriquement :∆∆∆∆m1,th = MCu . n(Cu)disparu = MCu . n(e-)f / 2 = MCu . Q/2
F
= 63,5x6,0.102/(2x9,65.104) = 0,20 g 5. Or ∆m1,exp = 0,21 g (anode : électrode ayant perdue de la masse)Donc
th ,
exp th ,
,
m m m
1 1 1
∆
∆
−
∆
=21 0
21 0 20 0
, ,
, −
= 4,8 %
