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PE-‐RDPS TS-‐SPE
THÈME : MATÉRIAUX/CYCLE DE VIE DES MATÉRIAUX PROTECTION DU FER PAR ÉLECTROZINGAGE
NOM : ............................ PRÉNOM : ....................... CLASSE : ................... DATE : ......................................
A. Pratique expérimentale I. Introduction
De nombreux bâtiments sont recouverts de tôles d’acier zinguées. Le zinc protège l’acier contre la corrosion. Deux techniques sont utilisées : -‐ la galvanisation, réalisée par immersion de la pièce en acier dans un bain de zinc fondu ; -‐ l’électrozingage, opération au cours de laquelle du zinc est déposé par électrolyse. L'activité expérimentale consistera à réaliser un électrozingage
II. Protocole expérimental : préparation du montage
On cherche à réaliser une électrolyse dans laquelle la cathode est une plaque de fer fraîchement décapée et l'anode est une plaque de zinc décapée. • Décaper soigneusement une plaque de fer et une plaque de zinc avec du papier de verre. • Peser soigneusement chaque électrode sur une balance au centième de gramme et noter les masses initiales : m! Zn = 28,52 g m! Fe = 29,85 g
Lors de l’électrolyse, la cathode est la plaque d’acier et l’anode est la plaque de zinc. La solution d’électrolyte est une solution acidifiée de sulfate de zinc, Zn!!(!") + SO!!!(!") déjà préparée ; on en utilisera un volume égal à 80 mL. Un générateur de tension permet de fixer une intensité de 0,5 A pendant toute la durée de l’électrolyse, soit 20 minutes. Une agitation modérée de la solution électrolytique permettra d’avoir une solution homogène. La cathode est la plaque de fer et l'anode est la plaque de zinc.
III. Questions 1. À quelle borne du générateur faut-‐il relier la plaque d’acier et la plaque de zinc ? Justifier. Un dépôt de Zinc doit se produire sur l’électrode en acier. Ce dépôt résulte de la réduction des ions Zinc en solution. L’électrode en acier doit donc être effectivement la cathode. à la cathode se produit donc une capture d’électrons, les électrons doivent donc arriver sur la plaque d’acier, celle-‐ci doit donc être reliée à la borne – du générateur qui fournit des électrons au circuit. Par conséquent des électrons doivent partir de l’électrode de Zinc ; des électrons doivent y être produit (L’électrode de Zinc est donc le siège d’une oxydation) et injectés dans le circuit. L’anode en Zinc doit donc être reliée à la borne + du générateur
2. Faire un schéma légendé du montage de cette électrolyse et préciser : -‐ les bornes du générateur, -‐ le sens de déplacement des électrons -‐ le sens conventionnel du courant électrique -‐ la nature des et le sens de déplacement des porteurs de charge dans l’électrolyte -‐ l’anode et la cathode 3. Sans brancher le générateur et sans mettre l'électrolyte, réaliser le montage. 4. Faire vérifier le montage au professeur.
IV. Protocole expérimental : réalisation de l’électrolyse
• Ajouter l'électrolyte. • Mettre en marche le générateur, déclencher le chronomètre et régler très rapidement l'intensité à environ 0,50 A.(on veillera à maintenir cette intensité pendant la durée de l'électrolyse). • Observer les phénomènes qui se produisent aux électrodes et noter vos observations. -‐ Un dépôt gris se forme sur la plaque d’acier (cathode). -‐ La surface immergée de la plaque de zinc apparaît plus claire -‐ Un dégagement gazeux à la cathode
• Au bout de vingt minutes environ arrêter le générateur, retirer les électrodes et les sécher. • Quand elles sont bien sèches, les peser à nouveau et noter leurs masses m! Zn = 28,30 g m! Fe = 30,08 g V. Questions 5. Écrire la demi-‐équation électronique associée à chaque électrode en supposant que le seul couple oxydant/réducteur qui intervient est Zn!!(!")/Zn (!). -‐ à l’anode oxydation de l’électrode de Zinc : Zn (!) → Zn!!
(!")+ 2e! « la lame de zinc est « rongée » et
donc sa masse diminue -‐ à la cathode d’acier, réduction des ions zinc présents en solution : Zn!!(!") + 2e! → Zn (!) « du zinc métallique se dépose sur l’électrode d’acier » et donc sa masse augmente
6. Que peut-‐on dire de la concentration en ions Zn!!(!")au cours de l'électrolyse ? le bilan global de la réaction est Zn (!) → Zn (!) la quantité d’ions zinc en solution n’est pas modifiée tout se passe comme si des atomes de zinc étaient « transportés » de l’anode à la cathode
7. Justifier l'appellation d'électrolyse à « anode soluble » donnée à cette électrolyse. au cours de l’électrolyse des atomes de zinc de l’anode s’oxydent en ions zinc lesquels passent en solution (comme si l’anode de zinc de dissolvait ) d’où le nom d’électrolyse à anode soluble
8. Déterminer les variations en masse ∆m Fe et ∆m Zn . Que remarque-‐t-‐on ? ∆m Zn = m! Zn −m! Zn = 28,30 − 28,52 = −0,22 g ∆m Fe = m! Fe −m! Fe = 30,08 − 29,85 = + 0,23 g On peut considérer que ∆m Zn = ∆m Fe à ∆! !" ! ∆! !"
∆! !"×100 = 4% près
9. Exprimer la masse théorique de zinc m!"é$ Zn qui aurait dû se déposer à la cathode en fer, en fonction de I, Δt, F et M Zn (se reporter aux l'informations données en bas de page). À la cathode : Zn!!(!") + 2e! → Zn (!)donc
𝑛!!é! Zn =𝑛(e−)2
𝑛 e! =𝑄𝐹
𝑛!!é! Zn =𝑄𝐹2=
𝑄2.𝐹
𝑚!!é! Zn = 𝑛! Zn .𝑀(𝑍𝑛) soit
𝑚!!é! Zn =𝑄.𝑀(𝑍𝑛)2.𝐹
or 𝑄 = 𝐼.∆𝑡
𝑚!!é! Zn =𝐼. ∆𝑡.𝑀(𝑍𝑛)
2.𝐹
A.N
𝑚!!é! Zn =0,50×1200×64,52×9,65. 104
𝑚!!é! Zn = 0,20 𝑔
comparaison !!!é! Zn −!!é!""! Zn!!!é! Zn
= !,!"−!,!"!,!"
= 0,15 = 15% 𝑐𝑒 𝑞𝑢𝑖 𝑒𝑠𝑡 𝑏𝑒𝑎𝑢𝑐𝑜𝑢𝑝
𝐼 = 0,50 𝐴 ∆𝑡 = 20min = 20×60 = 1200𝑠 𝑀(𝑍𝑛) = 65,4𝑔.𝑚𝑜𝑙!! 𝐹 = 9,65. 10!𝐶.𝑚𝑜𝑙!!
10. Proposer une ou des explications à une différence entre m!"é$ Zn et m!é#$ Zn . -‐ plaques insuffisamment séchée -‐ incertitude des pesées (précision de la balance) -‐ réactions parasite (à l’origine notamment du dégagement gazeux observé -‐ l’intensité du courant, n’a pas été rigoureusement maintenue à une valeur constante
11. En supposant le dépôt de zinc uniforme, déterminer son épaisseur e (masse volumique du zinc µμ = 7,1 g. cm!! ). En notant e l’épaisseur du dépôt supposé uniforme de zinc sur la surface S de la cathode, le volume V(Zn) de zinc formé est alors : V(Zn) = S.e
𝑒 =𝑉(𝑍𝑛)𝑆
or
𝑉 𝑍𝑛 =mréel Znµμ(𝑍𝑛)
et 𝑆 = 2. 𝐿. ℎ (on considère les deux plus grandes faces de la lame en négligeant sont épaisseur
𝑒 =
mréel Zn𝜌(𝑍𝑛)
𝑆=
mréel Zn𝑆. µμ(𝑍𝑛)
𝑒 =mréel Zn
2. 𝐿. ℎ . µμ(𝑍𝑛)
A.N
𝑒 =
0,23 2×4,0×6,0 ×7,1
= 6,7. 10−4𝑐𝑚 = 6,7 µμ𝑚
informations La charge électrique Q qui a circulé au cours de l'électrolyse réalisée à intensité I constante, pendant la durée Δt a pour expression : Q = I .Δt (Q en coulomb (C), I en ampère (A) et Δt en seconde (s)). Cette charge est liée à la quantité d'électron n (e−) (en mol.) mise en jeu par la relation : Q = n (e!). F où F est la charge transportée par une mole d'électrons : F = 9,65. 10! C.mol!!
m!é#$(Zn) = 0,23 𝑔 l = 4,0 cm L = 6,0 cm µμ(𝑍𝑛) = 7,1 g. cm!!
B. Résolution de problème scientifique Protection du fer par étamage Certaines boîtes de conserves alimentaires sont en fer-‐blanc. Le fer-‐blanc est un matériau constitué d’une feuille d’acier d’environ 0,2 mm d’épaisseur recouverte d’une couche d’étain d’environ 1 μm d’épaisseur. Cette couche d’étain est déposée par électrolyse. Le sens du courant dans le circuit est imposé par un générateur. Des réactions électrochimiques se produisent aux électrodes. L’électrolyte est une solution acidifiée de sulfate d’étain (II), Sn!!(!") + SO!!!(!") à 50 g.L-‐1. Divers additifs permettent une bonne adhésion de l’étain sur l’acier lors du chauffage final de la plaque après électrolyse Données : Masse volumique de l’étain : 𝜌(𝑆𝑛) = 7,30 𝑔. 𝑐𝑚!!. Les informations de la partie A
La cathode est constituée de la boîte en fer à étamer de surface totale S = 300 cm2. L’anode est en étain. L’intensité du courant d’électrolyse vaut I = 2,40 A. Le dépôt réalisé a une épaisseur de 1,00 μm. On admettra pour simplifier que l’élément étain seul réagit aux électrodes. Problème :
• Schématiser l’expérience puis déterminer la durée minimale de l’électrolyse.
À la cathode : (boîte en fer) les ions étains sont réduits en étain métallique qui se dépose sur la surface de la boîte
Sn!!(!") + 2e! → Sn (!) à l’anode : l’étain métallique de la plaque s’oxyde en ions zinc qui passent en solution
Sn!! !" + 2e! → Sn ! le bilan de ces transformations donne
Sn ! → Sn ! tout se passe comme si des atomes d’étain étaient transportés de l’anode à la cathode
L’équation de formation d’étain sur la cathode permet d’écrire
𝑛!!é! Sn =𝑛(e−)2
𝑛 e! =𝑄𝐹
𝑛!!é! Sn =𝑄𝐹2=
𝑄2.𝐹
𝑚!!é! Sn = 𝑛! Zn .𝑀(𝑆𝑛) soit
𝑚!!é! Sn =𝑄.𝑀(𝑆𝑛)2.𝐹
or 𝑄 = 𝐼.∆𝑡
𝑚!!é! Sn =𝐼. ∆𝑡.𝑀(𝑆𝑛)
2.𝐹
et donc
∆𝑡 = 2.𝐹.𝑚𝑡ℎé𝑜 Sn𝐼.𝑀 𝑆𝑛
𝑚!!é! Sn = 𝜌 𝑆𝑛 .𝑉(𝑆𝑛) 𝑉 𝑆𝑛 = 𝑆. 𝑒
d’où :
∆𝑡 = 2.𝐹. 𝜌 𝑆𝑛 . 𝑆. 𝑒
𝐼.𝑀 𝑆𝑛
A.N. 𝐹 = 9,65. 10!𝐶.𝑚𝑜𝑙!! 𝜌 𝑆𝑛 = 7,30 𝑔. 𝑐𝑚!!
𝑆 = 300 𝑐𝑚! 𝑒 = 1,00 µμ𝑚 = 1,00. 10!!𝑐𝑚
𝐼 = 2,40 𝐴 𝑀 𝑆𝑛 = 118,7𝑔.mol!!
∆𝑡 = 2×9,65. 10!×7,30×300×1,00. 10!!
2,40×118,7
La durée nécessaire pour l’étamage dans les conditions exigées est de ∆𝑡 = 148 𝑠
En réalité, la durée nécessaire au dépôt voulu est supérieure à la durée minimale précédente : proposer une explication. La durée nécessaire réellement est supérieure à la valeur théorique calculée car une réaction parasite à lieu autour de la cathode Le milieu est acide, la solution renferme donc des ions 𝐻!
(!") susceptibles d’être réduit en dihydrogène Selon la réaction
2𝐻!(!") + 2𝑒! → 𝐻!(!)
Un dégagement gazeux de dihydrogène se produit également à la cathode en même temps que le dépôt d’étain. Les électrons fournis par le générateur ne servent donc pas uniquement à la réduction des ions étain mais également à la réduction des ions Hydrogène. Il faudra donc une durée supérieure à celle calculée précédemment pour pouvoir fournir la quantité d’électrons permettant d’obtenir la couche d’étain d’épaisseur voulue.
