ELECTROLYSE : LOI DE FARADAY

ETUDE QUALITATIVE DE L’ELECTROLYSE

Expérience

On relie aux bornes d’un générateur électrique deux morceaux de charbon appelées électrodes :

-L’électrode reliée à la borne positive est l’anode,

-L’électrode reliée à la borne négative est la cathode.

Les deux électrodes plongent dans une cuve contenant une solution conductrice appelée électrolyte.

Cas de l’acide chlorhydrique diluée :

En solution, on a : HCl → H⁺ + Cl^-

NB :En solution aqueuse, l’ion H⁺ se combine à une molécule d’eau pour donner l’ion H₃O⁺

Lorsqu’on ferme le circuit on constate :

- le courant circule dans le circuit (de l’anode vers la cathode).

-il y a un dégagement du dichlore à l’anode et du dihydrogène à la cathode.

Le passage du courant électriques un électrolyte s’accompagne d’un ensemble de réactions chimiques, localisées à la surface de contact des électrodes et de l’électrolyte, auquel on donne le nom d’électrolyse.

Interprétation

Au cours de l’électrolyse, les ions négatifs se déplacent vers l’anode et les ions positifs vers la cathode.

- A l’anode, les ions chlorures cl^- se déchargent : chacun d’eux cède à l’anode son électron excédentaire se transformant ainsi en atome de chlore, puis ces atomes s’unissent deux a deux pour former des molécules diatomique Cl₂ du chlore gazeux dont on observe le dégagement sur l’anode.

Cet ensemble de transformation constitue une réaction d’électrode que l’on résume par l’équation :

2Cl^- → Cl₂ +2e

- A la cathode se produit la décharge des ions H⁺. Chacun d’eux fixe un électron cédé par la cathode pour se transformer en atome d’hydrogène. Ces atomes s’unissent deux à deux pour former les molécules diatomiques H₂ de l’hydrogène gazeux libérés à la cathode.

La réaction d’électrode se résume ici par l’équation chimique :

2H⁺ +2e→H₂

En un temps donné, l’anode reçoit autant d’électrons du fait de la décharge des ions chlorures que la cathode en cède aux ions hydrogènes pour les décharger.

Le courant électrique est constitué par les déplacements simultanés et en sens inverses des ions positifs vers la cathode et des ions négatifs vers l’anode.

NB : les électrodes de charbon ne participent pas aux réactions, on dit qu’ils sont inattaquables.

Exemples d’électrolyses complexes

Dans la plupart des cas, les réactions d’électrodes sont plus complexes : en particulier, l’eau de la solution ou encore le métal des électrodes peuvent participer à ces réactions. D’autre part, la décharge d’un ion formé de plusieurs atomes (comme HO^- et NH⁴⁺) peut s’accompagner d’une décomposition de cet ion.

Electrolyse d’une solution aqueuse de chlorure de sodium (Na⁺ + Cl^-) entre électrodes de charbon

-A l’anode, les ions chlorure se déchargent et donne du chlore qui se dégage :

2Cl^- →Cl₂ +2e

-A la cathode, deux individus nouveaux apparaissent : l’hydrogène qui se dégage et les ions hydroxydes HO^-. Les ions Na⁺ qui existaient dans la solution avant l’électrolyse, s’y retrouvent après et en même nombre. Si l’on compare l’état final à l’état initial du compartiment cathodique, on constate que les molécules d’hydrogène et les ions HO^- ne peuvent provenir que de la décomposition de molécules d’eau.

2H₂O + 2e →2HO^- +H₂

Application : fabrication industrielle de la soude

Electrolyse d’une solution aqueuse de soude entre électrodes de Nikel

- A l’anode les ions hydroxydes HO^- se déchargent et il se forme de l’eau et de l’oxygène :

2HO^- →H₂O + O₂ + 2e

- A la cathode, les molécules d’eau sont décomposées :

2H₂O + 2e →2HO^- + H₂

L’électrolyse produit juste la décomposition de l’eau :

H₂O→H₂ +1/2 O₂

Electrolyse d’une solution de sulfate de cuivre avec anode en cuivre (électrolyse dite « à anode soluble »)

La solution contient des ions cuivriques Cu²⁺ et des ions sulfates SO₄^2- dispersées parmi les molécules d’eau.

-A la cathode, les ions cuivriques se déchargent :

Cu^{2+ +} 2e →Cu

Du cuivre métallique se dépose sur la cathode.

- A l’anode, les ions sulfates ne se déchargent pas, mais leur accumulation au voisinage de l’électrode facilite l’ionisation d’atomes de cuivre de l’anode :

Cu→Cu^{2+ +} 2e

Cette réaction d’électrode fait passer progressivement du cuivre de l’anode dans la solution, d’où le nom « d’électrolyse a anode soluble » donné à ce type d’électrolyse.

Applications :

-affinage électrolytique des métaux : diminution des impuretés sur le cuivre afin d’obtenir du cuivre électrolytique plus pur…

-dépôt électrolytiques des métaux : revêtements métalliques, dépôt de chrome sur les pare-chocs des véhicules…

ETUDE QUANTITATIVE DE L’ELECTROLYSE : LOI DE FARADAY

Loi de FARADAY

Le volume de gaz dégagé ou la masse du métal déposé à la cathode d’un électrolyseur est proportionnelle à la quantité d’électricité qui a traversé toutes les sections du circuit pendant l’électrolyse.

Q=It : quantité d’électricité

x : nombre d’électrons échangés (valence)

F : le faraday (1F=96500 C)

En prenant ou : nombre de moles de matière formée (mol)

Vm : volume molaire

La quantité de matière formée aux électrodes d’un électrolyseur est proportionnelle à la quantité d’électricité qui traverse l’électrolyseur et inversement proportionnelle au faraday.

Application :

1.Calculons la masse déposée à la cathode d’un électrolyseur a sulfate de cuivre traverse par un courant de 2 A pendant 5 mn.

Cu :64 1F=96500 C

Cu→Cu²⁺ +2e donc x=2

2.Dans une électrolyse d’une solution de soude on veut obtenir en 5 minutes un dégagement de 100 cm³ on veut obtenir en 5 mn un dégagement de 100 cm³ d’hydrogène (volume ramené aux conditions normales).

Quelle doit être l’intensité du courant (suppose constant) qui traverse l’électrolyseur ?

2HO^- →H₂O + O₂ + 2e

x=2

EXERCICES

EXERCICE I:

1-Quelles sont les réactions d’électrodes qui interviennent dans l’électrolyse d’une solution d’acide chlorhydrique entre électrodes inattaquables en charbon ? En déduire les produits recueillis aux électrodes.

2-Meme question avec une solution aqueuse de sulfate de cuivre avec électrodes inattaquables en platine sachant que l’eau participe a cette reaction.

3-En deduire les réactions d’électrodes qui interviennent dans l’électrolyse d’une solution d’acide sulfurique entre électrodes inattaquables en platine, les produits recueillis aux électrodes et le bilan de l’électrolyse.

EXERCICE II:

1-Pendant combien de temps faut-il faire passer un courant d’intensité I=0,537 A dans un électrolyseur a solution aqueuse de soude pour obtenir un volume gazeux total (à la cathode et a l’anode) de 150cm³(conditions normales) ?

2- On veut recouvrir d’un dépôt électrolytique de cuivre une lame de 100 cm² de surface ; sachant que le courant qui produit l’électrolyse a une intensité constante de 5 A.Calculer le temps pendant lequel il devra passer pour produire un dépôt de 0,1 mm d’épaisseur ?

Cu=64 ; ρ_cuivre=8,8 g/cm³

3-Deux électrolyseurs en série contiennent respectivement des solutions aqueuses de sulfate ferreux (Fe²⁺+SO₄^2-) et de chlorure ferrique (Fe³⁺ + 3 Cl^-) ; sachant qu’on a obtenu par électrolyse 12 g de fer a la cathode du premier, qu’a-t-on obtenu à celle du second ?

EXERCICE III:

On monte en série aux bornes d’un générateur deux électrolyseurs. Le premier contient une solution aqueuse de HCl avec électrodes de graphite et l’autre une solution de AgNO₃ entre électrodes d’argent.

1-Ecrire les équations aux deux cathodes

2-On a obtenu, entre la fermeture et l’ouverture du circuit 116 cm3 d’hydrogène a la cathode de l’électrolyseur a solution chlorhydrique (conditions normales), calculer :

2.1-la quantité d’électricité qui a traversé le circuit.

2.2-la durée de l’expérience, sachant que l’ampèremètre marquait 2 A.

2.3-La masse d’argent déposée a la cathode de l’autre électrolyseur.

Ag=108

CORRIGES

EXERCICE I:

1-

Anode : 2Cl^- → Cl₂ +2e

Cathode : 2H⁺ +2e→H₂ // ou 2H₃O⁺ 2e→H₂ +2H₂O

On recueille un dégagement du dichlore a l’anode et du dihydrogène a la cathode.

2-

Cathode : Cu^{2+ +} 2e →Cu

Anode: 2H₂0→O₂+4H⁺ +2e //ou 3H₂O→1/2O₂ +2H₃O⁺ +2e

Le cuivre se dépose à la cathode et le dioxygène se dégage à l’anode.

NB : les molécules d’oxygène et les ions hydrogènes proviennent de la décomposition de l’eau’ les ions H⁺ se mélangent aux ions SO₄^2- pour former une solution d’acide sulfurique.

3-.

Cathode: 2H⁺ + 2e→H₂ // ou 2H₃O⁺ 2e→H₂ +2H₂O

Anode: H₂O→1/2O₂ + 2H⁺ + 2e //ou 3H₂O→1/2O₂ +2H₃O⁺ +2e

Dégagement du dihydrogène a la cathode et d’un volume 2 fois moindre de dioxygène a l’anode ;

Le bilan est la décomposition de l’eau. H₂O→1/2O₂ + H₂

EXERCICE II:

1-Pendant combien de temps faut-il faire passer un courant d’intensité I=0,537 A dans un électrolyseur a solution aqueuse de soude pour obtenir un volume gazeux total (à la cathode et a l’anode) de 150cm3(conditions normales) ?

H₂O→1/2O₂ + H₂

Il y a une mole de H₂ pour une demie mole de O₂ or une mole de gaz occupe 22400 cm³.

Il y a 2 volumes de H₂ pour un volume de O₂ , soit V_H2=100 cm³ et V_O2=50 cm³

Soit 26mn 44s

2- On veut recouvrir d’un dépôt électrolytique de cuivre une lame de 100 cm3 de surface ; sachant que le courant qui produit l’électrolyse a une intensité constante de 5 A. Calculer le temps pendant lequel il devra passer pour produire un dépôt de 0,1 mm d’épaisseur ?

Cu=64 ; ρ_cuivre=8,8 g/cm³

s=πr²

V=se=m/ρ =>m=ρse=8,8x100x0,01=8,8g

soit 1 h 28mn 28s

2-Deux électrolyseurs en série contiennent respectivement des solutions aqueuses de sulfate ferreux (Fe²⁺+SO₄^2-) et de chlorure ferrique (Fe²⁺ + 3 Cl^-) ; sachant qu’on a obtenu par électrolyse 12 g de fer a la cathode du premier, qu’a-t-on obtenu à celle du second ?

Premier électrolyseur :

(1)

Deuxième électrolyseur

(2)

En divisant (2) par (1), on a : m’=mx/x’=12x2/3=8 g de fer

EXERCICE III:

1-Ecrire les équations aux deux cathodes

2H⁺ +2e→H₂

Ag+ + e→Ag

2-

2.1-la quantité d’électricité qui a traversé le circuit.

2.2-

t=Q/I=1000/2=500 s soit 8mn 20s.

2.3-