Electrochimie - Electrolyse

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   Electrochimie


L'électrolyse est le processus par lequel de l'énergie électrique est utilisée pour produire une réaction chimique qui autrement n'aurait pas lieu. Il faut pour cela appliquer aux bornes de la cellule une force électromotrice externe, en opposition avec celle de la pile, et plus grande qu'elle. Tout le processus est alors inversé:

Le pôle + est donc l'anode (lieu de l'oxydation)

Le pôle - est la cathode (lieu de la réduction)                             

Électrolyse de CuCl2

Le champ électrique créé entre deux électrodes exerce une force sur les ions qui sont ainsi attirés par les électrodes. Une fois au contact des électrodes il se produit :

Pôle (+) 2Cl-     Cl2 + 2e-           E° = - 1.36 V
Pôle (-) Cu++ + 2e-     Cu            E° = + 0.34 V
Globalement : Cu++ + 2Cl-     Cu + Cl2            ΔE° = - 1.02 V

Spontanément la réaction inverse se produirait. Lorsqu’on impose le passage d’un courant dans le sens inverse de la réaction spontanée, on produit une électrolyse.

Pour que l'électrolyse soit possible, il faut s'opposer au sens spontané de la réaction et utiliser une tension électrique inverse à celle de la pile minimale de 1.02 V, sans quoi l'électrolyse n'aurait pas lieu.

Loi de Faraday

Faraday (1791 - 1867) a effectué des travaux sur l'électrolyse à une époque où la nature ionique des électrolytes n'était pas encore connue. Il a établi une loi quantitative qui peut s'expliquer très simplement lorsqu'on connaît la nature ionique des électrolytes.

Pour l'électrolyse de CuCl2 (Cu2+ + 2 e-     Cu), il faut fournir 2 électrons pour déposer un atome de cuivre. Pour déposer une mole de cuivre, il faudra donc deux moles d'électrons.

Charge d'une mole d'électron : 6,02 . 1023 . 1,6 . 10-19 C = 96500 C = 1 F

1 F = 1 Faraday = charge d'une mole d'électrons. On peut faire passer le courant pendant un temps plus ou moins long. La quantité de métal déposée dépend donc de l'intensité du courant ainsi que de la durée de l'électrolyse.

La loi de Faraday est la suivante :

i = intensité [ C / s = A ]
t = temps [s]
ne = nombre d'électrons cédés ou gagnés.
M = masse moléculaire de la substance.
m = masse de substance.

Exercices

Exercice 1:  a) Combien de grammes de cuivre se déposent-ils en faisant passer 1 F dans une solution de Cu2+ 1 mol/L ?   b) Même question pour une solution de Al3+ 0.1 mol/L  

Exercice 2:  Pendant combien de temps faut-il faire passer un courant de 5A dans du chlorure d'aluminium fondu (AlCl3) pour obtenir 1 kg d'aluminium?  

Exercice 3:  Quelle masse de cuivre est déposée lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre (CuSO4) par un courant de 0,5A durant une heure?  

Exercice 4:  Quel volume de Cl2 (à TPN) est produit lorsqu'un courant de 20A passe à travers du chlorure de sodium fondu pendant deux heures?  

Exercice 5:  Si on utilise un courant de 100 A, combien de temps faut-il pour former un dépôt de:
a) 1,0 kg d'aluminium à partir d'une solution
d'Al+++ ?
b) 1,0 kg de nickel à partir d'une solution de Ni
++ ?  

Exercice 6:  On procède à l'électrolyse d'une solution qui contient des ions métalliques de charge 3+ en électrolysant une solution de X3+ avec un courant de 5A pendant 10 minutes. Il y a formation d'un dépôt de 1,18 g de métal au cours de l'électrolyse. Quel est le métal déposé ?  

Exercice 7:  Si on effectue l'électrolyse du KF fondu en utilisant un courant de 10.0 A durant 10.0 heures,
a) Quel sera le volume de F
2 produit à 0°C et 1 atm (conditions standards)
b) Quelle est la masse de potassium métallique ainsi produite?
c) A quelle électrode a lieu chaque réaction?
 

Exercice 8:  Un radiateur électrique utilise un courant de 18 A pendant 1,0 h. Combien de moles d'électrons l'ont traversé pendant ce temps ?  

Exercice 9:  Déterminez la quantité (en moles) d'électrons nécessaire pour produire la. substance indiquée dans une cellule électrolytique :
(a) 5,12 g de cuivre à partir d'une solution de sulfate de cuivre(II)
(b) 200 g d'aluminium à partir d'oxyde d'aluminium tondu dissous dans la cryolite
(c) 200 L d'oxygène à 273 K sous 1 atm à partir d'une solution aqueuse de sulfate de sodium.  

Exercice 10:  (a) Combien de temps faut-il pour déposer par électrolyse 4,4 mg d'argent à partir d'une solution de nitrate d'argent, en utilisant un courant de 0,50 A ?
(b) Si on utilise le même courant pendant le même temps, quelle masse de cuivre peut-on déposer par électrolyse à partir d'une solution de sulfate de cuivre(II) ?  

Exercice 11:  (a) Quel courant faut-il utiliser pour produire 4,0 g de chrome métallique à partir d'oxyde de chrome(IV) en 24 h ?
(b) Quel courant faut-il pour produire 4,0 g de sodium métallique à partir de chlorure de sodium fondu pendant le même temps ?  

Exercice 12:  Lorsqu'on électrolyse une solution de chlorure de titane pendant 500 s avec un courant de 120 mA, on dépose 15,0 mg de titane. Quel est le degré d'oxydation du titane dans le chlorure de titane ?  

Exercice 13:  On électrolyse pendant 30 min une solution aqueuse de Na2SO4 ; on recueille 25,0 mL de O2 à l'anode au-dessus de l'eau à 22°C sous une pression totale de 722 Torr. Déterminez le courant qui a été utilisé pour produire l'oxygène gazeux. (pression partielle de vapeur de l'eau: 19.8 Torr)  

Exercice 14:  Thomas Edison a été confronté au problème de mesurer la quantité d'électricité utilisée par chacun de ses clients. Sa première solution a été d'utiliser un «coulomètre » au zinc, une cellule électrolytique dans laquelle la quantité d'électricité est déterminée par la mesure de la masse du zinc déposé. Seule une partie du courant utilisé par le client traversait le coulomètre. Quelle aurait été la masse de zinc déposée en un mois (de 31 jours) si un courant de 1,0 mA avait traversé la cellule de façon continue ?