Série N° Electrolyse

Exercice 1 Dans un bécher , on verse 100mL de solution aqueuse jaune de dibrome ( Br2 ( aq ) ) de concentration C et on y ajoute , sans variation de volume, de la poudre de cuivre en éxcés. On place sous agitation. Aprés filtration , on observe la disparation de la coloration jaune et on obtient un filtrat de couleur bleu L’équation de la réaction associée à la transformation est :

Cu ( s ) + Br2 ( aq ) Cu2+( aq ) + 2Br - ( aq ) 1) La transformation est-elle forcée ou spontanée? + 2) Pour conduire cette électrolyse, on réalise le montage représenté ci-contre( figure 1). a- Sur le schéma du montage, indiquer le sens conventionnel du courant

électrique imposé par le générateur.

b- Identifier l’anode et la cathode.

c- Ecrire la demie -équation de la réaction qui a lieu à l’anode.

d- Ecrire la demie- équation de la réaction qui a lieu à la cathode. CuBr2

e- Ecrire l’équation de la réaction d’électrolyse.

f- La transformation associée à la réaction d’électrolyse est-elle forcée ou spontanée?

3) L’électrolyse est effectuée pendant 1 heure avec une intensité constante I = 1,00A Calculer :

a- La quantité d’électricité q qui a traversé la solution de bromure de cuivre II pendant 1h

b- La quantité de matière d’électrons qui a été formée.

c- La quantité de matière des ions cuivre disparue

d- La concentration C.

e- La masse de cuivre obtenue.

f- Le volume du gaz formé

On donne M ( Cu ) = 63,5g.mol-1 , VM = 24 L.mol-1 , N = 6,02.1023 mol-1 et e = 1,6.10-19C

Exercice 2 On forme un électrolyseur à l’aide d’une cuve qui contient une solution de sulfate de cuivre II CuSO4 de concentration molaire C = 0,1mol.L-1 et de volume V =75mL qu’on lui ajoute quelque gouttes d’acide sulfurique H2SO4 .On introduit dans l’électrolyseur en électrode de graphite reliée à la borne négative d’un générateur et un fil de cuivre de faible section de masse m = 6g relié à la borne positive du générateur qui applique aux bornes de ces deux électrodes une tension continue UAC . Le circuit est parcourue par une intensité constante I = 1,2A 1 ) a- Représenter clairement le schéma du montage en branchant un voltmètre et un ampèremètre b- Identifier l’anode et la cathode de cet électrolyseur. c- Donner un nom à cette électrolyse 2) Décrire ce qu’on observe après quelques minutes de fonctionnement 3) a- Ecrire la demi-équation de la réaction qui se produit au niveau de chaque électrode. b- Déduire l’équation globale de la réaction 4) a- Calculer le nombre de moles de Cu2+ dans la solution de CuSO4 b – Calculer la nouvelle masse m’de l’électrode cuivre après la fin de l’électrolyse. b- Calculer la durée ∆t de cet électrolyse.

On donne : M( Cu ) = 63,5g.mol-1 , N = 6,02.1023 et e = 1,6.10-19C

Exercice 3 La réaction d’oxydoréduction de l’électrolyse d’une solution aqueuse de chlorure d’étain II SnCl2 est

Sn2+ + 2Cl- Sn + Cl2 1) Faire un schéma annoté du montage qui permet de réaliser cette électrolyse. 2) Ecrire les demie-équation des transformations se produisant à l’anode et à la cathode 3) Déduire alors l’intérêt de cette technique. 4) L’électrolyse dure 30min et I = 2,80A

a- Quel est l’inconvénient de cette technique ? b- Déterminer la quantité d’étain déposée c- Déduire la masse d’étain déposée d- Déterminer le volume du gaz dégagé

On donne Vm = 24L.mol-1 et M( Sn ) = 118,7g.mol-1 1F = 96 485,3329 C.mol-1

Exercice 4

Les fils d’aluminium utilisés comme conducteur électrique sont recouvert de nickel Ni afin d’éviter la formation d’une couche d’alumine isolante qui peut engendrer des problèmes de contact. On plonge le fil d’aluminium et une tige de nickel qui jouent tous les deux le rôle d’électrodes dans un bain électrolytique contenant l’ion Ni2+ Soit un fil d’aluminium de longueur L = 250m et de diamètre D = 2mm qu’on désire recouvrir d’une couche de nickel d'épaisseur e = 2µm par électrolyse pendant une durée ∆t = 1, 05min.

1) Donner un nom à cette technique 2) Identifier l’anode et la cathode. Justifier 3) Ecrire les équations chimiques des transformations aux électrodes. 4) Calculer la masse de nickel déposé en une minute. 5) Calculer l’intensité du courant électrique I nécessaire à un tel dépôt.

On donne : M( Ni ) = 58,7 g.mol-1 , 1F = 96 485,3329 s.A.mol-1

Exercice 5

L’électrolyse peut être utilisée pour purifier les métaux contenant des impuretés non électrolysables dans les

conditions de l’expérience. On envisage ici la purification du cuivre. Pour cela, on plonge, dans un électrolyseur

contenant une solution de sulfate de cuivre, une électrode constituée d’un lingot de cuivre impur, et une

électrode formée d’un fil de cuivre pur (fig. ci-dessous).

1) a- La transformation du cuivre métallique en ions est-elle une oxydation ou une réduction ?

b- Cette transformation se produit-elle à la cathode ou à l’anode de l’électrolyseur ?

c- Pour transformer le cuivre du lingot en ions cuivre, la borne positive du générateur doit-elle être M

ou N ?

2) a- Deux réactions peuvent se produire sur l’autre électrode. Indiquer lesquelles.

On donne les couples Cu2+/Cu, O2/H2O et H2O/H2.

b- En fait, la seule réaction qui se produit est celle relative au couple Cu2+/Cu.

Expliquer pourquoi l’électrode constituée d’un fil grossit. Est-ce du cuivre pur ?

c- La concentration en ions cuivre de la solution varie-t-elle ?

3) Pendant une durée de dix minutes on fait circuler un courant électrique d’intensité I =1,3 A.

Calculer la masse du métal cuivre déposé au niveau de la cathode.

On donne MCu = 63,5 g.mol-1, F = 96500 C, e = 1,6.10-19C et NA = 6,02 .1023mol-1

Exercice 6

On donne : la masse molaire de cuivre M (Cu) = 63,5 g.mol-1 la constante de Faraday F = 96500 C. On réalise l'électrolyse d'une solution de chlorure de cuivre II CuCl2 de volume V = 1L et de concentration molaire C = 1 mol.L-1 . Partie I : Electrolyse entre électrodes de graphite Pour une tension supérieure à U0 = 1,3 V, un courant traverse le circuit et provoque l'apparition d'un dépôt métallique de cuivre sur une électrode et d'un dégagement gazeux sur l'autre 1. a. Préciser les ions initialement présents dans la solution. b. Faire un schéma annoté, en indiquant le sens de déplacement des porteurs de charge. 2. a. Ecrire les demi équations des transformations s’effectuant à la cathode et à l’anode. b. Déduire l’équation bilan de la réaction d’électrolyse. c. Comment varie la concentration des ions cuivre II ? d. Donner le type de cette électrolyse. 3. Déterminer la masse de cuivre m déposée après une durée de fonctionnement t = 30 minutes par un courant d’intensité I = 1,5A. Partie II. Electrolyse entre électrodes de cuivre Lorsqu'on réalise l'électrolyse entre deux électrodes de cuivre, un dépôt métallique se forme à la cathode et le cuivre qui sert d'anode disparaît progressivement. L'intensité du courant est maintenue constante I = 1,5A et l'anode a une masse initiale immergée m’ = 0,5 g. 1. a. Ecrire les demi équations des transformations s’effectuant à la cathode et à l’anode. b. Déduire l’équation bilan de la réaction d’électrolyse. c. Comment varie la concentration des ions cuivre II ? d. Donner le type de cette électrolyse et citer quelques applications industrielles. 2. Déterminer la durée t’ de l’électrolyse.