Electrolyse. Travail Pratique de 1ère année, Université de Genève, Science II, Laboratoire H. 9 mars Groupe 15. Introduction

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1 Electrolyse Travail Pratique de 1ère année, Université de Genève, Science II, Laboratoire H. 9 mars 2011 Romain Laverrière romainl0@etu.unige.ch Stéphane Dierickx dierick0@etu.unige.ch Groupe 15 Introduction Dans ce TP nous avons traité de l électrolyse. Cette méthode consiste à utiliser un courent électrique afin de provoquer une réaction chimique. Elle peut être utilisée pour la synthèse de produits ou l analyse de solutions. Résumé Dans un cas pratique, l électrolyse peut être utilisée pour réduire ou oxyder un ion métallique afin de lui redonner une configuration non ionique. Nous avions vu la semaine précédente le principe d une pile. Dans celle-ci, le courent est produit par une réaction d oxydoréduction et le transfert d électron est capté et utilisé, dans le cas d une électrolyse le courent et induit par une source extérieur qui donne une certaine quantité d électrons qui peuvent être utilisés à la suite, par exemple à la réduction du Cu 2+ pour obtenir du cuivre métallique alors que la réaction est inverse dans le cadre d une pile Ag/Cu 2+ par exemple. Ce procédé peut être utilisé avec d autres métaux sous forme ionique et peut servir à plaquer des objets faits de différents matériaux. Grace à la loi de Faraday nous sommes à même de pouvoir quantifier le nombre d électrons transmis en fonction de l intensité et du temps. - 1-

2 Méthodologie & résultats : 2.1 Appareillage : Dans le but de comprendre le fonctionnement de l alimentation, connecter une résistance de 180 Ω et mesurer le voltage ainsi que le courant (d abords en mode potentiostatique, puis en ampérostatique, selon les schémas ci-dessus). Calculer alors la résistance selon la formule! =!/! et la comparer à la valeur théorique. Potentiostatique U [V] I[A] R [Ω] erreur [%] Ampérostatique valeur théorique: 180Ω - 2-

3 2.2 Electrogravimétrie du cuivre : I. Analyse électrogravimétrique du cuivre : Commencer par plonger les électrodes de platine et de cuivre dans de l éthanol pendant quelques minutes. Puis les rincer à l eau et mettre l électrode de cuivre à 105 C pendant 20 min avant de la peser. Préparer 50 ml de sulfate de cuivre (CuSO 4 ) 1 M dans un ballon jaugé à partir du solide pesé précisément. Puis, préparer à partir de cette solution, une solution de 50 ml de sulfate de cuivre 0.1 M. Pipeter 25 ml de cette dernière solution dans un bécher de 100 ml et y ajouter 5 ml de H 2 SO 4 4 M ainsi que 25 ml de HNO 3 1 M. Y Déposer les deux électrodes et les brancher à l alimentation en utilisant celle de cuivre comme cathode. Utiliser un mélangeur tout au long de l expérience. Appliquer un courant de 0.5 A pendant ~30 min jusqu à ce que la couleur bleu disparaisse, après quoi ajouter 1 g d urée solide et continuer l électrolyse pendant 10 min. Vérifier qu il n y a plus de Cu ++ en solution par un test NH 4 (formant un précipité bleu). Noter le temps total. Enfin, peser l électrode de cuivre une fois celle-ci sèche. Calculer la concentration de cuivre diluée selon la formule! =!!"!!"! théorique. et comparer à la valeur II. La constante de Faraday : Transférer le reste de la solution de sulfate de cuivre 1 M dans un bécher de 100 ml et ajuster le ph à ~4 par ajout de H 2 SO 4. Nettoyer une électrode de cuivre selon la même procédure que précédemment et la peser. La mettre dans le bécher ainsi qu une électrode de platine, brancher le tout à l alimentation et appliquer un potentiel de 5 V à l électrode de platine. Noter le courant I(t) en fonction du temps chaque 5 min pendant 1 heure. Une fois cela fait, sécher l électrode de cuivre et la peser.! Calculer la charge selon la formule! =!"!!!!" simplifiée par la règle du trapèze.! Calculer alors la constante de Faraday par la formule! =!!!" et comparer à la valeur théorique.!!!" I. melec. Avant [g] melec.apr [g] m Cu [g] Mcu [g/mol] V [l] c Cu [mol/l] m CuSO4 [g] MM CuSO4 [g/mol] V [l] C Cu th [mol/l] Erreur [%] II. Q [C] : 1872 m Cu av. [g] : m Cu ap. [g]: m Cu déposée [g] : F prat [C/mol]: F Théo [C/mol]: Erreur [%]: I(t) y = x R² =

4 2.3 Electrodéposition du nickel : Commencer par poncer quatre plaques de cuivre avec du papier de verre avant de les nettoyer selon le même procéder que pour les électrodes avant de les peser. Préparer ensuite 500 ml de NiSO M et de Na 2 SO M dans la même solution et transvaser 100 ml de cette solution dans un bécher et ajuster le ph à ~2 par ajout de H 2 SO 4 4 M. Immerger à moitié une plaque de cuivre dans cette solution et l utiliser comme cathode pour une électrolyse (l anode étant un filament de platine). Mélanger la solution grâce à un agitateur magnétique et appliquer un courant de 0.5 A pendant 20 min. Rincer la plaque de cuivre, la sécher à 105 C pendant 20 min, la peser et noter les observations (visuelle, résistance au grattage,...). Refaire l expérience une nouvelle fois en ajustant le ph à 5 au lieu de 2. Refaire un troisième et quatrième essai similaire aux deux premiers en ajoutant ~1.3 g d acide borique dans la solution. Calculer la masse théorique de nickel déposé selon la formule!!! =!!!!" valeur obtenue. Estimer de surcroit l épaisseur moyenne de la couche selon la formule! =!!!.!! et comparer à la I [A] T [s] M Ni [g/mol] ρ Ni [g/cm3] : F [C/mol] m th [g] A [cm2] m Cu [g] m Cu + Ni [g] m1 [g]: m2 [g]: m3 [g]: m4 [g]: ph B(OH)3 Rendement [%] Epaisseur [µm] visuel grattage 2 non argenté difficil 5 non verdatre très facile 2 oui argenté difficil 5 oui argenté/vert moyen - 4-

5 2.4 Electrode redox I. Electrolyse : Mettre 25 g de (NH 4 ) 2 SO 4 ainsi que 0.2 g de K 2 CrO 4 et y dissoudre dans 30 ml d eau avant d ajuster le ph à 4 par ajout de H 2 SO 4. Monter le système d électrolyse sous chapelle et plonger dans a solution les électrodes de platine et de fer. Mettre dans le bécher un mélangeur et apposer le tout dans un bain de glace. Brancher le tout à l alimentation en utilisant le fer comme cathode et appliquer un courant de 2 A pendant 90 min. Durant toute l électrolyse, le ph doit être régulièrement réajusté à 4. Transvaser cette solution électrolysée dans une fiole jaugée de 250 ml et compléter au trait avec de l eau. Calculer la quantité théorique de S 2 O 8 2- selon la formule!!! =!!!! II. Analyse par iodométrie : Suivre les prescriptions de l expérience 7 et préparer les solutions nécessaires. Commencer par étalonner la solution de thiosulfate 0.05 M avec KIO 3 au moins trois fois. Utiliser alors la procédure pour la détermination de la concentration de ClO -. Pipeter 5 ml de la solution dans un bécher de 100 ml et ajouter une pipette entière de H 2 SO 4 ainsi que 10 ml de KI 0.2 M. Titrer cette solution avec le thiosulfate. Calculer la concentration de peroxodisulfate dans le ballon jaugé et répéter l expérience au moins 3 fois afin d obtenir une bonne moyenne. Calculer alors la quantité de peroxodisulfate (en mol) synthétisé. n th [mol]: n pr [mol]: r [%]: (+ voir annexes) - 5-

6 Discussion des résultats : 2.1 Pas grand chose à dire sur cette expérience. Le fonctionnement d une alimentation n est pas du tout compliqué. La seule difficulté rencontrée est de savoir quelle est l anode et quelle est la cathode. 2.2 I. Cette expérience s avère être une alternative bien plus efficace et rapide que le titrage simple. Les résultats sont tout-à-fait probant, et l avantage majeur est que l expérience ne demande pas de contrôle particulier. Une fois lancée, on peut sans autre s adonner à une autre expérience tout en laissant l électrolyse se faire. II. Dans l ensemble, cette expérience est assez concluante, avec une erreur de moins de 10 %. Bien sur, 10 % sur la constante de Faraday représente un assez grand écart, mais les erreurs viennent certainement de l approximation de l intégrale et des pesées. 2.3 Ce que l on peut en déduire de cette expérience, c est que le dépôt de nickel se fait dans de meilleures conditions, si le milieu est acide et il y a la présence d acide borique, il semblerait que l acide borique réduise l oxydation à la surface du cuivre et permette ainsi une meilleure adhérence du nickel. Le dépôt vert doit venir du fait que le nickel reste en partie sous forme oxydée Ni I. Effectivement, le ph augmente très vite et l ajout d acide sulfurique se fait quasi constamment (chaque minute, voir moins). Néanmoins, cela diminue avec le temps. En effet, à partir de la moitié, il n y a quasiment plus besoin de surveiller l expérience, l augmentation du ph se faisant très lentement. II. Cette partie du tp a été la plus fastidieuse de toute. En effet, à l approche du point d équivalence, le titrage est long du fait que après chaque ajout, une minute d attente est requise pour surveiller que la solution ne repasse pas à la couleur première. Si telle est le cas, on rajoute un peu de solution de titrage et on attend de nouveau... et c est long. Ce titrage est donc beaucoup plus approximatif que ceux qu on a eu l habitude de faire et cela se voit dans le rendement (le plus mauvais de tout le tp!). Conclusion : Ce TP fut relativement probant. Nous avons pu observé avec aisance l électrolyse et nous avons obtenu des rendements relativement probants, sauf pour la dernière expérience qui a été plus fastidieuse. Ainsi, nous estimons que le procédé électrolytique est acquis. - 6-

7 Annexes 2.2 II) t [s] I [A] Qi [C] I [A] T[s] F[C/mol] n th [mol] Concentration KIO3 MM KIO3 [g/mol] Volume [l] m KIO3 [g] c KIO3 [mol/l] Titrage Na2S2O3 titrage v Na2S2O3 [ml] c Na2S2O3 [mol/l] moyenne: Ecart type: CV: Tirage peroxodisulfate titrage v Na2S2O3 [ml] c peroxodisulfate [mol/l] Moyenne: Ecart type: CV