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Vidéo de la leçon : Les utilisations des cuves à électrolyse Chimie

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à décrire les conditions de l’électrolyse des sels fondus et de solutions salines, ainsi que leurs applications.

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Transcription de vidéo

Dans cette leçon, nous allons apprendre à décrire les conditions de l’électrolyse des sels fondus et de solutions salines, ainsi que leurs applications. L’électrolyse d’une solution bleue de sulfate de cuivre est une expérience très simple à monter dans le laboratoire d’une école ou d’un collège. Il suffit d’avoir une solution de sulfate de cuivre dans un bécher en verre. Une source d’électricité en courant continu, telle qu’une batterie ou un bloc d’alimentation en courant continu, est également requise. Des électrodes conductrices, généralement en graphite, sont utilisées. Celles-ci sont nécessaires pour établir un contact électrique avec la solution. Enfin, des câbles sont nécessaires pour connecter les éléments du circuit. Une ampoule pourrait être ajoutée au circuit pour indiquer quand le courant circule.

Cette solution conduit l’électricité parce qu’elle contient des ions dissous qui se comportent comme des porteurs de charge mobiles. Lorsque le sulfate de cuivre se dissout dans l’eau, deux types d’ions sont libérés de ce composé ionique solide. Des ions cuivre chargés positivement, ou cations, sont présents dans la solution. Des anions de sulfate chargés négativement sont également présents. Provenant de l’eau, il y a quelques ions hydrogène qui sont chargés positivement et aussi quelques ions hydroxyde qui sont chargés négativement. Donc, il y a en fait quatre types d’ions présents dans la solution. Les électrodes établissent un contact électrique avec la solution car le graphite avec lequel elles sont fabriquées conduit l’électricité. Le graphite est une forme de carbone qui contient des électrons mobiles dans sa structure.

Rappelez-vous que le graphite peut également être utilisé pour l’électrolyse à haute température de composés ioniques fondus, en raison de son point de fusion très élevé. L’expérience d’électrolyse décrite ici est réalisée avec une solution à température ambiante. La batterie ou l’alimentation fournit un courant continu, également appelé cc. Dans un circuit à courant continu, le courant ne circule que dans un sens à travers tout le circuit. Les câbles complètent la connexion de la batterie au circuit. Ici, nous avons construit une cuve à électrolyse, qui est un circuit où l’électricité est utilisée pour forcer une réaction qui ne se produirait pas spontanément ou toute seule.

La cuve à électrolyse est utilisée pour réaliser l’électrolyse. Rappelez-vous que l’électrolyse est la décomposition d’un composé en utilisant un courant électrique continu. Lorsque le courant circule, certains changements sont observés après un court instant dans le bécher en verre, et en particulier au niveau des électrodes. À l’électrode négative, également connue sous le nom de cathode, le graphite gris noir devient de couleur rose orangée lorsque le cuivre métallique s’y dépose.

Cette électrode gagne en fait de la masse lorsque des atomes de cuivre recouvrent la surface de l’électrode. Ces atomes de cuivre proviennent des ions cuivre présents dans la solution de sulfate de cuivre. Le cuivre se dépose sue l’électrode négative, ou cathode, au lieu que de l’hydrogène gazeux soit formé, car il est moins réactif que l’hydrogène. Rappelez-vous que les ions hydrogène sont les autres ions positifs de la solution, qui auraient pu arriver à l’électrode négative pour gagner des électrons et se transformer en hydrogène gazeux.

À l’électrode positive, ou anode, on observe des bulles de gaz. Le gaz est en fait de l’oxygène, qui provient des ions hydroxyde de l’eau. Ces produits sont formés comme conséquence directe du processus d’électrolyse en cours. Ce processus devrait se poursuivre aussi longtemps que le courant circule, et à condition qu’il reste des ions dans la solution. Si nous apportons une petite modification à l’expérience, en changeant les électrodes en graphite par des électrodes en cuivre métallique, les résultats seront un peu différents. Nous allons maintenant avoir une cathode en cuivre et une anode en cuivre. Les ions dans la solution sont les mêmes que précédemment, mais des processus légèrement différents seront observés à chaque électrode.

La principale différence est qu’il n’y aura pas de gaz formé à l’anode, ou l’électrode positive. Les ions négatifs de sulfate et d’hydroxyde seront attirés vers l’électrode positive, mais ils ne changeront pas. Ils resteront en solution. Au lieu de cela, les atomes de cuivre métallique de l’anode perdront des électrons et deviendront des cations de cuivre positifs en solution. Ce processus est connu sous le nom d’oxydation. Le processus d’oxydation peut être représenté en utilisant la demi-équation, Cu se transforme en Cu2+ plus 2e-. Les ions cuivre et les ions hydrogène chargés positivement dans la solution seront attirés vers l’électrode négative, ou cathode, qui est également en cuivre. Ici, seuls les ions cuivre gagneront des électrons et deviendront des atomes de cuivre.

Ces ions cuivre sont réduits à la cathode. Ce processus peut être représenté par la demi-équation, Cu2+ plus 2e- donne Cu. Des atomes de cuivre nouvellement formés sont donc déposés sur la cathode en cuivre. Si nous avions vérifié la masse de l’anode en cuivre avant et après l’expérience, nous constaterions qu’elle a perdu de la masse. C’est logique, puisque les ions cuivre créés ici ont migré à travers la solution vers la cathode en cuivre. Les électrons restés à l’anode en cuivre circulent par le circuit externe vers la cathode en cuivre. La cathode en cuivre aura gagné en masse ici, à mesure que des atomes de cuivre nouvellement formés se déposent. La concentration des ions cuivre de la solution initiale de sulfate de cuivre ne changera presque pas. Puisque ce que nous faisons ici est uniquement transférer efficacement les atomes de cuivre de l’anode à la cathode, cette expérience peut être utilisée comme moyen de purification du cuivre métallique impur.

Le cuivre doit être très pur pour des applications telles que les circuits microélectroniques. En effet, le cuivre de grande pureté est un très bon conducteur d’électricité. Si nous prenons un morceau de cuivre impur produit par la fusion du minerai de cuivre et en faisons l’anode de cette expérience, seuls les atomes de cuivre de ce morceau de cuivre entreront en solution sous la forme d’ions cuivre. Aux anodes, les atomes de cuivre dans le cuivre impur laissent leurs électrons derrière eux et entrent en solution sous la forme d’ions cuivre deux plus. Ce processus est l’oxydation. Ces ions cuivre provenant du cuivre impur seront attirés vers la cathode, où ils gagneront deux électrons et deviendront des atomes de cuivre. Ils deviendront du cuivre pur.

À la cathode dans cette cuve, une réduction a lieu. Les impuretés de l’anode de cuivre impur tomberont au fond de la cuve à électrolyse. Cette boue anodique, comme on la connaît, peut être transformée afin de récupérer d’autres métaux précieux, tels que le nickel et l’argent, qui étaient présents en quantités infimes dans le cuivre impur. Ainsi, l’anode de cuivre impur va s’amenuiser ou disparaître. Elle perd de la masse lorsque des ions cuivre se forment ici et qu’ils entrent dans la solution. La cathode en cuivre pur va croitre avec le cuivre nouvellement formé, à mesure que les ions cuivre arriveront ici et deviendront des atomes de cuivre. Elle gagnera de la masse. Le cuivre pur peut être gratté de la cathode et utilisé dans les fils de câblage en cuivre de grande pureté, et en microélectronique.

Nous venons juste de voir qu’une cathode de cuivre peut devenir recouverte d’atomes de cuivre nouvellement formé dans une cuve à électrolyse, à condition qu’il existe une source d’ions cuivre et que des ions cuivre soient présents dans la solution. Dans cette situation, il est possible de recouvrir tout objet métallique placé à la cathode avec du cuivre nouvellement formé. En fait, si la solution contenait des ions d’un autre métal, ils pourraient être au lieu déposés sur la cathode métallique. Cela ne fonctionnerait que si l’anode était constituée du même métal que les ions de la solution. C’est la base de la galvanoplastie, où une couche de métal est déposée sur la surface d’un métal différent, c’est-à-dire la cathode d’une cuve à électrolyse.

Il peut être souhaitable de recouvrir d’une couche de métal plus précieux un métal moins précieux, pour que l’objet paraisse fabriqué de l’attrayant métal précieux. À cet effet, l’argent ou l’or peuvent être galvanisé (« plaqué ») sur des métaux moins précieux. Cela a même été effectué par des fraudeurs dans le passé, afin qu’un morceau de plomb bon marché ressemble à un morceau d’or solide. Parfois, le métal plaqué est moins réactif que le métal solide d’en dessous. Et la couche plaquée protège le métal d’en dessous de l’oxydation ou de la corrosion. C’est incontestablement le cas avec le placage à l’argent ou à l’or. Souvent, le chrome ou le nickel sont plaqués sur de l’acier pour éviter la rouille et le rendre plus attrayant. Cela est considéré comme du chromage sur les voitures anciennes. L’acier est protégé tant que le chromage n’est pas gravement rayé.

Comme autre exemple, si une fourchette en laiton devait être galvanisée avec de l’argent, la fourchette devrait être placée à la cathode dans la cuve à électrolyse. La solution d’électrolytes devrait contenir des ions argent dissous à partir d’un sel d’argent soluble, tel que le nitrate d’argent. L’anode serait en argent pur. Lorsqu’un courant électrique continu passe dans la cuve, les atomes d’argent à l’anode perdent des électrons et deviennent des ions argent en solution. Une oxydation se produit au niveau de l’anode en argent. Les ions argent seraient attirés vers la cathode en laiton, où ils gagneraient des électrons et deviendraient des atomes d’argent. Une réduction se produit à cette cathode.

Les atomes d’argent se forment sur la fourchette en laiton, et elle devient galvanisée avec du métal d’argent. Plus le courant passe à travers le circuit, plus de l’argent sera déposé. Cela peut prendre un certain temps pour obtenir une couche raisonnablement épaisse avec une finition attrayante. Bien que la fourchette n’ait pas la même densité que l’argent pur, elle ressemblera à de l’argent pur. Et l’argent protégera le métal sous-jacent de l’oxydation ou de la corrosion. Nous allons maintenant voir un exercice pour tester vos connaissances sur la galvanoplastie.

Un étudiant galvanise une clé avec du cuivre. Quelle solution aqueuse et quelle électrode seraient les meilleurs choix pour cette expérience? (A) H2SO4 aqueux et une électrode en graphite. (B) H2SO4 aqueux et une électrode de platine. (C) NaOH aqueux et une électrode de cuivre. (D) CuSO4 aqueux et une électrode en graphite. (E) CuSO4 aqueux et une électrode de cuivre.

La galvanoplastie implique l’utilisation d’une cuve à électrolyse pour déposer une fine couche de métal sur la surface d’un autre métal. Une cuve à électrolyse a besoin d’une alimentation électrique. Dans cette expérience, un simple élément de pile est utilisé pour fournir l’électricité en courant continu. Notre simple pile a une borne positive et une borne négative. La borne positive s’appelle l’anode. Et à l’anode, on s’attend à trouver une source de métal qui servira au placage.

Dans ce scénario, le métal qui servira au placage est le cuivre. Donc, dans cette expérience, l’anode doit être une électrode faite d’un morceau de cuivre pur. À cette électrode, des ions cuivre deux plus seront produits. Les atomes de cuivre de l’anode laisseront deux électrons à l’anode, et ils entreront dans la solution sous la forme d’ions cuivre deux plus. L’anode est donc le site de l’oxydation ici, et les électrons circuleront de l’anode à la cathode, qui est l’électrode négative.

Afin de recouvrir la clé (qui est placée à la cathode dans ce circuit) avec du cuivre, nous avons besoin que des ions cuivre passent à travers la solution et redeviennent des atomes de cuivre au niveau de la cathode. Comme nous avons besoin d’une électrode en cuivre pour maintenir la concentration en ions cuivre dans la solution, nous pouvons rejeter toutes les réponses suggérant qu’une autre électrode soit utilisée. Les réponses (A), (B) et (D) ne sont donc pas les bonnes. Le graphite est une forme de carbone, et il ne fournira aucun ion cuivre. Le platine est un métal complètement inerte, et il ne fournira pas d’ions non plus.

La solution aqueuse dans la cuve à électrolyse doit contenir des ions cuivre dissous. Ces ions cuivre deux plus se déplaceront vers la cathode où ils gagneront deux électrons, et redeviendront des atomes de cuivre galvanisant la clé. C’est le site de la réduction. Puisque la solution doit contenir des ions cuivre deux plus, nous pouvons éliminer la réponse (C). Dans la réponse (C), nous voyons une solution d’hydroxyde de sodium. L’hydroxyde de sodium aqueux contiendra des ions sodium aqueux et des ions hydroxyde aqueux. Ceux-ci peuvent être écrits comme Na+ (aq) et OH- (aq). L’hydroxyde de sodium aqueux ne donnera pas d’ions cuivre deux plus, donc ce n’est ici pas la bonne réponse. Le sulfate de cuivre aqueux ou CuSO4 (aq) donne des ions cuivre deux plus aqueux. La réponse (E) est la bonne réponse, car nous avons la bonne solution et la bonne électrode.

Passons maintenant en revue les points clés de cette leçon. Une cuve à électrolyse utilise une alimentation externe en courant continu pour forcer une réaction chimique. Le cuivre impur peut être purifié dans une cuve à électrolyse en le plaçant à l’anode dans une solution de sulfate de cuivre. La galvanoplastie consiste à déposer une couche de métal sur la surface d’un autre métal à l’aide d’une cuve à électrolyse. Le métal à plaquer est placé à la cathode dans la cuve à électrolyse. La galvanoplastie est faite pour protéger les métaux contre la corrosion ou pour améliorer leur apparence.

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