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TRANSFORMATIONS FORCÉES Électrolyses et applications Objectifs. Mise en évidence expérimentale de la possibilité, dans certains cas, de changer le sens d’évolution spontané d’un système. Effectuer un bilan qualitatif et quantitatif d'une électrolyse. I. Electrolyse du bromure de cuivre II. 1. Transformation spontanée. Observer la transformation réalisée lors de l’expérience suivante : Extraction à l’heptane . Puis ajouter une solution aqueuse de nitrate Solution d'eau de d'argent dans la phase dibrome inférieure avec une pipette. Copeaux de cuivre Conclusion : écrire l'équation de la réaction associée à cette transformation chimique spontanée. 2. Electrolyse. a. Expérience. Anode Cathode + - Verser une solution de bromure de cuivre dans un tube en U. Réaliser l’électrolyse d’une solution de bromure de cuivre en reliant les deux électrodes en graphite à un générateur de tension continue (1V minimum) après avoir ajouté un peu d’heptane à l’électrode jouant le rôle d’anode. b. Exploitation. - A partir de l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution, écrire la réaction électronique qui se produit à chaque électrode. - Noter les phénomènes observés, donner le nom de l' espèce chimique colorée mise en évidence et expliquer la technique utilisée pour mettre en évidence cette espèce chimique. - Réaliser le schéma du montage électrique et y faire figurer le sens de déplacement des porteurs de ...

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TRANSFORMATIONS FORCÉES Électrolyses et applications
Objectifs. Mise en évidence expérimentale de la possibilité, dans certainscas, de changer le sens d’évolution spontané d’un système. Effectuer un bilan qualitatif et quantitatif d'une électrolyse.
I. Electrolyse du bromure de cuivre II. 1.Transformation spontanée. Observer la transformation réalisée lors de l’expérience suivante : Extraction à l’heptane . Puis ajouter une solution aqueuse de nitrate Solution d'eau de d'argent dans la phase dibromeinférieure avec une Copeaux de cuivrepipette. Conclusion : écrire l'équation de la réaction associée à cette transformation chimique spontanée.
2.Electrolyse.  a.Expérience. Cat+Anode hode Verser une solution de bromure de cuivre dans un tube en U. Réaliser l’électrolyse d’une solution de bromure de cuivre en reliant les deux électrodes en graphite à un générateur de tension continue (1V minimum) après avoir ajouté un peu d’heptane à l’électrode jouant le rôle d’anode. b. Exploitation.  A partir de l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution, écrire la réaction  électronique qui se produit à chaque électrode.  Noter les phénomènes observés, donner le nom de l' espèce chimique colorée mise en évidence et  expliquer la technique utilisée pour mettre en évidence cette espèce chimique.  Réaliser le schéma du montage électrique et y faire figurer le sens de déplacement des porteurs de  charge et celui du courant électrique imposé.  Au vu des observations et du sens de circulation des électrons, indiquerles réactions qui se  produisent effectivement aux électrodes.  Préciser la nature des réactions et attribuer les noms aux électrodes.  Ecrire l'équation globale associée à la transformation électrochimique réalisée.  Comparer le sens de cette transformation à celui de la transformation spontanée.  Comment expliquer que cette transformation non spontanée puisse se produire ?  Etablir (en relation avec le cours de physique de 1S) un diagramme énergétique faisant intervenir  lestransferts d'énergieainsi que l'énergie interne de l'électrolyseur. 2+   Données:/ réd :Couples oxO2(g)/H2O ; H2O (aq)/H2(g) ; Cu(aq)/Cu(s) ; Br2(aq)/Br (aq).
II. Electrolyse de l’eau. 1. Manipulation. Eprouvette graduéeTube à essais ou éprouvetteRéaliser le montage comprenant un générateur de courant continu, un ampèremètre et l'électrolyseur cicontre. Placer ensuite un voltmètre aux bornes du générateur. Eprouvette, tube à essai et électrolyseur contiennent une  CathodeAnode + solution de sulfate de sodium et quelques gouttes de Bleu de Bromothymol (BBT). Augmenter progressivement la tension en observant l'électrolyseur, afin de faire circuler un courant de 500 mA pendant une durée de 3 minutes. Fermer l'interrupteur tout en déclenchant le chronomètre. Arrêter l'électrolyse au bout de 3 minutes. Mesurer le volume gazeux V dégagé à la cathode. Mesurer le volume de gaz dégagé à l'anode et le comparer au volume de gaz dégagé à la cathode. Identifier les gaz formés. Relever la valeur de la température du laboratoire et de la pression atmosphérique. du BBT au voisinage de chacune des électrodes.Noter la couleur Retirer éprouvette et tube en versant le contenu dans la cuve de l'électrolyseur. Mélanger et noter la couleur. Conclure. 2. Exploitation. 2 2 Donnéescouples Ox / Red qui peuvent intervenir sontS: Les2O8/SO4; O2/ H2O ; H2O / H2+ 2  Na/ Naet SO4/ SO21 1  Constantedes gaz parfait :R = 8,32 J.K.mol23 119  Constanted’Avogadro : NAmol Charge= 6,02.10Célémentaire : e = 1,6. 10 A partir de l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution, écrire les équations de réaction possibles à chaque électrode. Au vu des observations et du sens de circulation des électrons, indiquer les réactions qui se produisent aux électrodes. En utilisant le sens du courant imposé par le générateur, identifier l’électrode où se produit la réaction d’oxydation et l’électrode à laquelle se produit la réaction de réduction. Ecrire les réactions électroniques aux électrodes et en déduirel’équation traduisant la transformation électrochimique observée. Calculer le volume molaire à la température et à la pression du laboratoire. Etablir l'expression de la quantité d’électrons ayant circulé dans le circuit pendant la durée t en fonction de l'intensité du courant qui a circulé dans le circuit. Etablir le tableau descriptif de l'évolution du système à l'anode. Vérifier que le volume de dioxygène mesuré expérimentalement est en accord avec la valeur calculée dans les conditions de l'expérience. Vérifier que le rapport des volumes de gaz dégagés est en accord avec le rapport des quantités de matière à l'état final.
TRANSFORMATIONS FORCÉES Électrolyses et applications I. Prérequis. A ce stade de l'enseignement, il a été étudié : la possibilité d'observer un transfert d'électrons en sens inverse de celui ayant lieu lors de la transformation spontanée. la notion d'électrolyse (définition, réactions aux électrodes, anode, cathode, etc.).
II. Objectifs. Réaliser des transformations en imposant le sens de déplacement des électrons : électrolyse d'une solution de bromure de cuivre ou d'iodure de zinc(II) et électrolyse de l'eau. Ecrire les différentes réactions pouvant avoir lieu aux électrodes; à l'aide des observations expérimentales, indiquer celles qui ont effectivement lieu. Vérifier, lors de l'électrolyse de l'eau, que le volume de dioxygène mesuré expérimentalement est compatible avec la valeur calculée dans les conditions de l'expérience.
III. Electrolyse du bromure de cuivre II. 1. Transformation spontanée. Utiliser une eau de dibrome relativement concentrée (coloration orangée) mais pas trop et manipuler sous la hotte. Formation d’une coloration verte caractéristique (bleu dans l’orange). Extraction à l’heptane : prélever une petite quantité du becher et l’introduire dans un tube à essai dans lequel on rajoute l’heptane. phase organique brune, coloration caractéristique du dibrome. 2+ Phase aqueuse bleue, coloration caractéristique de Cuaq. 2. Electrolyse. La solution de bromure de cuivre peutêtre préparée à partir de bromure de sodium et de sulfate – 1 de cuivre II. Concentration de la solution environ 0,1 mol.L. Tension minimale environ 1 V. 2+  Espèces présentes : H2O, Cu(aq)(aq), Br A l’anode il se forme du dibrome, brun, dont une partie est extraite par l’heptane.    2Br(aq) = Br2(aq) + 2e+   2H2O = O2(aq) + 44 H(g) +ene se produit pas. A la cathode, deux réactions peuvent se produire, du moins au début : réduction de l’eau avec dégagement de H2.  –  2H2O(aq) + 2eH =2(g) ne se produit pas.(g) + 2 OH 2 + avec dépôt métallique sur l’électrode de carbone graphite qui prendréduction des ions Cu  lacouleur caractéristique du métal cuivre. Cette réaction est vite prépondérante. 2+   Cu(aq) + 2e(s).= Cu
IV. Electrolyse de l’eau. 1. Conseils. On peut éventuellement montrer la réaction spontanée de synthèse de l’eau. Utiliser une éprouvette de 25 mL. Si UACinférieure à 2,03 V (zone d’immunité cinétique de l’eau: sur électrode de platine, est surtension cathodique de 0,2 V et surtension anodique de 0,6 V avecΔE° = 1,23 V) l’électrolyse ne peut pas débuter. On utilisera de préférence une solution de sulfate de sodium à une solution de chlorure de sodium car la conductivité molaire ionique des ions sulfate est environ le double de celle des ions  1 chlorure. Afin d’augmenter l’intensité du courant, on utilise une solution saturée à 218 g.L. Pour des problèmes de coût, on peut diminuer cette concentration mais plusla durée de l’expérience augmente et moins la détermination du faraday devient précise. A la cathode le BBT initialement vert (obtenu en mélangeant de l’eau distillée et de l’eau du robinet) devient bleu et jaune à l’anode. Lorsque l’on verse le contenu de l’éprouvette et du tube à essai dans le voltamètre l’ensemble conserve une teinte vertebleutée. Afin d’observer une coloration verteuniquement, il est possible deprévoir une électrolyse d’une trentaine de secondes dans un tube en U. 2. Eléments de réponse. L’expérience a été réalisée à 20°C sous une pression de 1013 hPa. Le volume molaire des gaz 1 est :Vm= 24,0 L.mol 2 + Espèces présentes: H2O(l), SO4 (aq),Na(aq)A l'anode peut se produire une oxydation ; deux oxydations sont possibles : +  2 H2O(l) = O2+ 4H (aq)(g) + 4e2 22 SO4(aq) = S2O8(aq) + 2eA la cathode peut se produire une réduction ; trois réductions sont possibles :   2 H2O(l)= H + 2 e2(g) + 2 OH(aq)2  SO4(aq) +2e= SO2(aq) + 2H2O +   Na(aq) + e= Na (s) Des dégagements de dioxygène et de dihydrogène sont observés et mis en évidence. Les réactions ayant effectivement lieu ont pour équation : +  – 2 H2O(l)= O2+ 4(g) + 4H (aq)eet 2H2O(l) + 2 e= H2(g) + 2 OH(aq)Résultats expérimentaux :I= 0,50 A ;t= 180 s ;V(H211,5 mL ;) =V(O2) = 6,0 mL Expression de la valeur absolue de la charge électrique totale qui a traversé l'électrolyseur en fonction de la durée de l’électrolyse et de l’intensité du courant imposé :Q=I.tExpression de la charge électrique totale qui a traversé l'électrolyseur en fonction de la quantité   d'électrons :Q= N(e).eoù N(e) est le nombre d’électrons   soitQ=n(e).NA.en(e) est la quantité d’électrons. I.t La quantité d’électrons ayant circulé dans le circuit pendant le même temps estn(e) =. N.e A
Tableau descriptif de l’évolution du système à l'anode : Equation de la +   2H2O(l) =O24(aq) +4 H(g) +eréaction Quantité de matière dans l’état initial àn00  t = 0 s (mol). Quantité de matière au cours de la n 2xx 4xtransformation à une date t = 0 s (mol). Quantité de matière à la fin de l'électrolysen 2xfinalxfinal 4xfinal(mol) Quantité de dioxygène formée en fonction de l'avancement :n(O2) =xfinalQuantité d’électrons libérés en fonction de l’avancement :n(e) = 4xfinal1I.t1 0,50×180– 4 n(O2=) =×= 2,3.10mol 2319 4 . NAe4 6,02.10×1,6.10 4 3 V(O2)th.=n(O2).Vm= 2,3.10×L24,0 = 5,5.10 V(O2)th.= 5,5 mL à comparer àV(O2)expérimental= 6 mL L’écart relatif entre les deux valeurs de volume est inférieur à 10%. Equation de la réaction associée à l’électrolyse :2 H2O(l) = O2(g) + 2H2(g) Tableau descriptif de l’évolution du système au cours de la transformation étudiée est :  2H2O(l) =O2(g) + 2H2(g) Equation de la réaction Quantité de matière dans l’état initialn 00 (mol) Quantité de matière au cours de lan 2xx2xtransformation (mol) Quantité de matière à la fin de l’électrolysen 2xfinalxfinal 2xfinal(mol) V(H )x 2 exp22,1V2(H ) 2 th.final = =2,01 et= =2V11,0(O )V(O )x 2 exp2 th.final V(H) 2x 2 exp11,5V(H)f 2théo inal = =1,9 et= =2 V(O) 6,0V(O)x 2 exp2théo f inal Il y a un bon accord entre les rapports des volumes expérimentaux et théoriques.
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