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CORRECTION EPREUVE DE CHIMIE DES ELECTROLYTES. : 2013-2014 Exercice I : Données

CORRECTION EPREUVE DE CHIMIE DES ELECTROLYTES. : 2013-2014 Exercice I : Données :  Avant électrolyse : Compartiment cathodique : Compartiment anodique : Electrode de Cuivre Electrode de Cuivre Solution: CuSO4 10-2 M, V=80mL Solution: CuSO4 10-2 M, V=80mL → Passage d’un courant de I = 100mA pour t = 1h = 3600s Après électrolyse : Compartiment cathodique : [CuSO4] = 8.5 10-4M Questions: 1- Ecrivez les réactions aux électrodes ; 2- Le bilan Hittorff Réactions: Anode (+) : oxydation de Cu : ½ Cu → ½ Cu2+ + e- Bilan anodique pour 1 Faraday Réaction : gain 1equiv Cu2+ ≡ +t+eq Cu2+ + t- eq Cu2+ Migration : gain t-eq SO4 2- ≡ + t-eq SO4 2- perte t+eq Cu2+ ≡ - t+eq Cu2+ Blian = réaction + migration = +t+eq Cu2+ + t- eq Cu2+ + t-eq SO4 2- - t+eq Cu2+ = +t-eq CuSO4 Cathode (-) : réduction de Cu2+ ½ Cu2+ + e- → ½ Cu Bilan cathodique pour 1 Faraday Réaction : perte 1equiv Cu2+ ≡ -t+eq Cu2+ - t- eq Cu2 Migration : perte t-eq SO4 2- ≡ - t-eq SO4 2- gain t+eq Cu2+ ≡ +t+eq Cu2+ Blian = réaction + migration = -t+eq Cu2+ - t- eq Cu2+ - t-eq SO4 2- - t+eq Cu2+ = -t-eq CuSO4 3- t+ Cu2+ = ?  Calculez la quantité de courant électrique qui a traversée la cellule ; Apres électrolyse : selon la loi de Faraday Q = I*t Q = 0.1 *3600 = 360 C Selon la loi de Faraday : compartiment cathodique 1F = 96500C → -t- equiv CuSO4 Q = 360C → n equiv CuSO4 t- = [n * F]/Q On calcule ∆ n (CuSO4 ) en mole puis en equiv: ∆n (CuSO4) = [nf(CuSO4) – ni(CuSO4)] = [[CuSO4]f – [CuSO4]i]*V AN : ∆n (CuSO4) = (8.5 10-4 - 10-2 )*80. 10-3 = -7.32 10-4 mole Selon la réaction suivante : ½ CuSO4 → ½ Cu2+ + ½ SO4 2- 1equiv → ½ mole CuSO4 X equi = -7.32 10-4 *2 =-1.464 10-3 equiv → -7.32 10-4 mole CuSO4 ∆n (CuSO4) = -7.32 10-4 mole= -1.464 10-3 equiv 1F = 96500C → -t- equiv CuSO4 Q = 360C → n = -1.464 10-3 equiv CuSO4 ↔ t- = 0.39 ↔ t+= 1- t- ↔ t+= 0.61 Exercice II Données : → Passage d’un courant de I = 0.0275A pour t = 1h = 3600s Solution de NaCl (0.05M)  Après électrolyse : Compartiment anodique : Compartiment cathodique Dégagement de Cl2 Dégagement de H2 0.045 M de NaCl 80 g de NaCl Questions : 1- Ecrivez les réactions aux électrodes ; 2- Le bilan Hittorff Réactions: Anode (+) : Dégagement de Cl2 Cl- → ½ Cl2 + e- Bilan anodique pour 1 Faraday Réaction: perte 1equiv Cl- ≡ -t+eq Cl- - t- eq Cl- Migration : gain t-eq Cl- ≡ + t-eq Cl- perte t+eq Na+ ≡ - t+eq Na+ Blian = réaction + migration = -t+eq Cl- - t- eq Cl- + t-eq Cl- - t+eq Na+ = -t+eq NaCl Cathode (-) : Dégagement de H2 (la solution contient NaCl et H2O) H2O + e- → ½ H2 + OH- Bilan cathodique pour 1 Faraday Réaction: gain 1equiv OH- ≡ +t+eq OH- + t- eq OH- Migration : perte t-eq Cl- ≡ - t-eq Cl- gain t+eq Na+ ≡ +t+eq Na+ Blian = réaction + migration = +t+eq OH- + t- eq OH + - t-eq Cl- + t+eq Na+ = +t+eq NaOH + t- eq OH + - t-eq Cl- = 1eq NaOH - t- eq NaCl 3- t+ Na + = ? t- Cl - = ?  Calculez la quantité de courant électrique qui a traversée la cellule ; Apres électrolyse : selon la loi de Faraday Q = I*t Q = 0.0275 *3600 = 99C Selon la loi de Faraday : compartiment anodique 1F = 96500C → -t+ equiv NaCl Q = 99C → n equiv NaCl Calculons ∆n (NaCl) : ∆n (NaCl) = [nf(NaCl) – ni(NaCl)] = [[NaCl]f – [NaCl]i]*V AN : ∆n (NaCl) = (0.045 - 0.05 )*80. 10-3 = -4 10-4 mole = -4 10-4 equiv ( V = 80 ml car pour d = 1 : 80g correspondant à 80 ml) Donc : 1F = 96500C → -t+ equiv NaCl Q = 99C → n = -4 10-4 equiv NaCl ↔ t+ = 0.39 ↔ t-= 1- t+ ↔ t-= 0.61 Exercice III Soit la pile : Ag/Ag+ (0,18M)// Zn2+(0,3M)/Zn 1- Le potentiel initial de chaque électrode Selon l`équation de NERNST :  Pour la demie pile : Ag/Ag+ (0,18M) Ag+ +1e- ↔ Ag E (Ag+ / Ag) = E° (Ag+ / Ag) + 0,06/1* Log( [Ag+ ]/[ Ag ]) AN: E(Ag+ / Ag) = 0.80 + 0,06 Log( 0,18/1) E(Ag+ / Ag) = 0,755 V  Pour la demie pile : Zn2+(0,3M)/Zn Zn ↔ Zn2+ + 2 e- E (Zn2+ / Zn) = E° (Zn2+ / Zn) + 0,06/2* Log( [Zn2+]/[ Zn ]) AN: E (Zn2+ / Zn) = -0,76+ 0,06/2* Log(0.3/1) E (Zn2+ / Zn) = -0,775 V  f.e.m = ? E (Ag+ / Ag) > E (Zn2+ / Zn) Donc : Ag+ / Ag est la CATHODE ( signe +) Zn2+ / Zn est l´ANODE ( signe -) f.e.m = E(+) – E(-) f.e.m = E (Ag+ / Ag) - E (Zn2+ / Zn) f.e.m = 0,755 + 0.775 = 1,53 V 2- La réaction globale : La réaction globale : 2Ag+ + Zn ↔ 2Ag + Zn2+ La constante d´équilibre : K = [Ag]2[Zn2+ ]/ ( [Ag+ ]2*[ Zn ]) = [Zn2+]/ [Ag+]2 = ? A l´équilibre : E(cathode) = E(anode) E° (Ag+ / Ag) + 0,06/2* Log( [Ag+ ]2/[ Ag ] 2) = E° (Zn2+ / Zn) + 0,06/2* Log( [Zn2+]/[ Zn ]) E° (Ag+ / Ag) - E° (Zn2+ / Zn) = 0,06/2* Log( [Zn2+]) - 0,06/2* Log( [Ag+ ]2) (1/0,03)* [E° (Ag+ / Ag) - E° (Zn2+ /Zn)] = Log([Zn2+]) - Log([Ag+ ]2) = LogK K = 10 (E° /0.03) = 10 (0.8+0.76)/0.03 = 1052 3- La composition (en nombre de mole) de la pile à l´équilibre : La réaction globale : 2Ag+ + Zn(s) ↔ 2Ag(s) + Zn2+ E.I : n = C*V=0.18*0.1 n = C*V=0.3*0.1 0.018mole 0.03 mole E.E: 0.018-2x 0.03+x D´après la question 2, la constante d´équilibre(K) est très élevées K >>>. Donc la réaction globale est totale. L´équilibre sera fortement déplacé vers la droite. Réaction totale → consommation totale des ions Ag+ : 0.018-2x= 0 → x = 0.009 mole Donc la composition (en nombre de mole) de la pile à l´équilibre est la suivante : 2Ag+ + Zn(s) ↔ 2Ag(s) + Zn2+ E.I : 0.018mole 0.03 mole E.E: 0 0.039 mole uploads/Finance/ correction-epreuve-de-chimie-des-electrolytes-2013-2014.pdf