TRANSFORMATIONS FORCEES

Présentation au sujet: "TRANSFORMATIONS FORCEES"— Transcription de la présentation:

1 TRANSFORMATIONS FORCEES

2 Peut-on forcer l’évolution d’un système qui ne peut évoluer spontanément ?

3 Evolution du système constitué d’ions bromure Br-(aq) et d’ions cuivre(II) Cu2+(aq)

4 Les couples oxydo-réducteurs:
Cu2+(aq) / Cu(s) Br2 (aq) / Br-(aq)

5 Le système initial: V = 10 mL
de solution de bromure de potassium de concentration apportée C = 1,0 mol.L-1 V = 10 mL de solution de sulfate de cuivre (II) de concentration apportée C = 1,0 mol.L-1

6 Equation de la réaction:
Cu2+(aq) + 2Br-(aq) = Cu(s) + Br2(aq)

7 Quotient initial de réaction:
Qr,i = 0 car [Br2]i = 0

8 Constante d’équilibre:
K = 8,3×10 -26

9 Pas d’évolution observable
Conséquence : Qr,i < K mais K très faible donc τ ≈ 0 Pas d’évolution observable

10 Peut-on forcer le système à évoluer ?

11 Expérience

12 E COM A + - K Electrodes en graphite

13 Observations

14 Le générateur impose le sens du courant.
Dépôt de cuivre métallique sur l’électrode reliée au pôle négatif du générateur. Formation de dibrome Br2 du côté l’électrode reliée au pôle positif du générateur.

15 E K - + A COM

16 E K - + A COM I e- ANODE CATHODE e- Cu2+ Br- I

17 Réactions aux électrodes:

18 Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s) 2Br -(aq) = Br2(aq) + 2e- Réduction cathodique
Oxydation anodique

19 CONCLUSION

20 On peut forcer l’évolution d’un système qui ne peut évoluer spontanément en lui fournissant de l’énergie électrique

21 Peut-on forcer un système à évoluer en sens inverse de son sens spontané d’évolution?

22 LE SYSTEME

23 V1 = 10 mL de solution de dibrome de concentration C1 = 1,0 mmol.L-1
Électrode de cuivre V1 = 10 mL de solution de dibrome de concentration C1 = 1,0 mmol.L-1 V2 = 20 mL de solution de bromure de potassium de concentration C2 = 1,0 mol.L-1 V2 = 20 mL de solution de sulfate de cuivre (II) de concentration C2 = 1,0 mol.L-1

24 Equation de la réaction:
Cu(s) + Br2(aq) = Cu2+(aq) + 2Br-(aq)

25 Quotient initial de réaction:

26

27 spontanément dans le sens direct de l ’équation
Conséquence : Qr,i < < K’ = 1/K = 1,2×1025 Le système évolue spontanément dans le sens direct de l ’équation

28 Expérience

29 Evolution spontanée: Générateur

30 A I + - I < 0 e- Electrode de graphite Electrode de Cuivre
K COM A I < 0 I e- Electrode de graphite + - Electrode de Cuivre GENERATEUR

31 Pôle négatif : Oxydation anodique Pôle positif : Réduction cathodique
Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e- Pôle négatif : Oxydation anodique Br2(aq) + 2e- = 2Br -(aq) Pôle positif : Réduction cathodique

32 Equation de la réaction:
Cu(s) + Br2(aq) = Cu2+(aq) + 2Br-(aq) EVOLUTION SPONTANEE

33 Evolution forcée RECEPTEUR

34 A G + - I > 0 e- I Electrode de graphique Electrode de Cuivre
K COM A G + - e- I > 0 I Electrode de graphique Electrode de Cuivre RECEPTEUR

35 Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s) 2Br -(aq) = Br2(aq) + 2e- Réduction cathodique
Oxydation anodique

36 Equation de la réaction:
Cu(s) + Br2(aq) = Cu2+(aq) + 2Br-(aq) Évolution forcée Dans le sens inverse de l’équation.

37 CONCLUSION

38 Il se produit une oxydation à l’anode et une réduction à la cathode.
L’électrolyse est une transformation forcée au cours de laquelle le générateur impose au système un courant en sens inverse du courant d’évolution spontanée. Il se produit une oxydation à l’anode et une réduction à la cathode.

39 EXEMPLE D’ELECTROLYSE
Electrolyse de l’eau salée en milieu neutre

40 Les espèces chimiques présentes dans l’électrolyseur avant le passage du courant.

41 L’ion chlorure Cl-(aq)
L’eau solvant H2O(ℓ) L’ion sodium Na+(aq) L’ion chlorure Cl-(aq)

42 Les couples oxydo-réducteurs:

43 O2(g) /H2O(ℓ) H2O(ℓ) / H2(g) Na+(aq) / Na(s) Cl2(g) / Cl-(aq)

44 Réactions possibles aux électrodes:

45 Anode: oxydation d’un réducteur

46 2H2O(ℓ) = O2(g)+ 4H+(aq)+ 4 e-
2Cl-(aq) = Cl2(g)+ 2 e- 2H2O(ℓ) = O2(g)+ 4H+(aq)+ 4 e-

47 Cathode: réduction d’un oxydant:

48 2H2O(ℓ) )+ 2 e- = H2(g)+ 2HO-(aq)
Na+(aq) + e- = Na(s) 2H2O(ℓ) )+ 2 e- = H2(g)+ 2HO-(aq)

49 Expérience

50 A E - Electrodes en graphite ANODE CATHODE Indigo phénolphtaléine
K + A COM Electrodes en graphite ANODE CATHODE Dégagements gazeux phénolphtaléine Indigo décoloré Rose violacé

51 Equation de la réaction

52 2H2O(ℓ) + 2 e- = H2(g)+ 2HO-(aq)
2Cl-(aq) = Cl2(g)+ 2 e- 2H2O(ℓ) )+ 2Cl-(aq) = Cl2(g)+ H2(g)+ 2HO-(aq)

53 Quantité d’électricité et quantité de matière

54 Quantité d’électricité et quantité de matière

55 2 H2Oℓ) + 2Cl-(aq) = Cl2(q)+ H2(g) + 2HO-(aq)
Equation Electrons échangés État initial En cours 2 H2Oℓ) + 2Cl-(aq) = Cl2(q)+ H2(g) + 2HO-(aq) grande ni(Cl-)  ni(Cl-)  - + grande 2x x x 2x 2x

56 Q = I×Δt Q = n(e-)×f = 2 x f