Lycée · 15 min

Électrolyse du chlorure de cuivre(II)

Faites passer un courant dans la solution de $\ce{CuCl2}$ : le cuivre se dépose à la cathode et le chlore bouillonne à l’anode.

Objectif

Identifier les produits à chaque électrode et relier le volume de gaz au courant et au temps par la loi de Faraday.

Matériel et réactifs

Cellule d’électrolyse virtuelle remplie de solution bleu-vert de $\ce{CuCl2}$ , deux électrodes inertes et un curseur de courant.

Procédure

Mettez le courant à $I = 1{,}5$ A et observez où apparaissent les bulles.
Comparez les deux électrodes : le chlore se dégage à l’anode (oxydation) tandis qu’une couche de cuivre assombrit la cathode (réduction).
Augmentez le courant et notez que le dégagement de bulles croît proportionnellement.

À observer

Cathode ( $-$ ) : $\ce{Cu^{2+} + 2e^- -> Cu}$ — l’électrode se couvre d’un dépôt de cuivre rougeâtre.
Anode ( $+$ ) : $\ce{2Cl^- -> Cl2 + 2e^-}$ — bulles de chlore vert pâle.

Explication

En solution, $\ce{Cu^{2+}}$ est réduit avant l’eau car son potentiel de réduction est plus élevé, donc le cuivre plaque la cathode ; $\ce{Cl^-}$ est oxydé en $\ce{Cl2}$ à l’anode. Réaction globale : $\ce{CuCl2 ->[electrolyse] Cu + Cl2}$ . D’après la première loi de Faraday, $m = MIt/(nF)$ : doubler $I$ ou $t$ double le cuivre produit.

Chimistes associés

Michael Faraday

Sujets liés

Électrolyse, corrosion et protection des métaux

Expérience virtuelle : un modèle simplifié pour construire l’intuition. Elle ne remplace ni le travail réel en laboratoire ni la formation à la sécurité ; ne la reproduisez pas chez vous sans encadrement.