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CORRECTION EPREUVE DE CHIMIE DES ELECTROLYTES. : 2014-2015 Exercice I Données:

CORRECTION EPREUVE DE CHIMIE DES ELECTROLYTES. : 2014-2015 Exercice I Données: (AgCl+H2O) = 2,4 10   .cm (H2O) = 1,5 10   .cm Question : Calculer Ks(AgCl) Selon la réaction suivante : AgCl → Ag+ + Cl- Ks(AgCl) = [Ag+]*[Cl-] = [Ag+]2 = S2 Calculons [Ag+]: D´après la relation suivante : (AgCl) = (1000*(AgCl))/CAgCl On supose que AgCl est totalement dissocié dans l’eau donc: [Ag+] = [AgCl] = S S = CAgCl = CAg+ = (1000*(AgCl))/ (AgCl) (1) Calculons  (AgCl) et  (AgCl)  (AgCl) = (AgNO3) - (KNO3) + (AgCl) AN : (AgCl) = 132-143,5-149,5 = 138  .cmeq-1  (AgCl) = (AgCl+H2O) - (+H2O) AN : (AgCl) = 2,4 10 1,5 10 2,385 10  .cm Selon la relation (1) : [AgCl] = [Ag+]=(1000*,385 10  )/ 138 S = [Ag+]= 1,72 10  Ks(AgCl) = [Ag+]*[Cl-] = [Ag+]2 AN: Ks(AgCl) = 2,95 10  Exercice II 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 =-14.64equiv → -7.32 10-4 mole CuSO4 ∆n (CuSO4) = -7.32 10-4 mole= -14.64 equiv 1F = 96500C → -t- equiv CuSO4 Q = 360C → n = -14.64equiv CuSO4 ↔ t- = 0.39 ↔ t+= 1- t- ↔ t+= 0.61 Exercice III Soit la pile : pt/Hg2+ (1M), Hg2 2+(0,01M) // Sn4+ (0.01M), Sn2+(1M)/Pt 1- Le potentiel initial de chaque électrode par rapport à ENH et ECS : Selon l’équation de NERNST :  Pour la demie pile : pt/Hg2+ (1M), Hg2 2+(0,01M) 2Hg2+ +2e- ↔ Hg2 2+ E (Hg2+ /Hg2 2+) = E° (Hg2+ /Hg2 2+) + 0,06/2* Log([Hg2+ ]2/[Hg2 2+ ]) AN: E (Hg2+ /Hg2 2+) = 0.91 + 0,03 Log( 1/0.01) E (Hg2+ /Hg2 2+) = 0,97 V/ENH E (Hg2+ /Hg2 2+ = 0,97 – 0,24 = 0,73 V /ECS Car E(ECS/ENH) = 0,240V  Pour la demie pile : Sn4+ (0.01M), Sn2+(1M)/Pt Sn2+ ↔ Sn4+ + 2 e- E (Sn4+ /Sn2+) = E° (Sn4+ /Sn2+) + 0,06/2* Log([Sn4+ ]/[Sn2+ ]) AN: E (Sn4+ /Sn2+) = 0.15 + 0,03 Log( 0.01/1) E (Sn4+ /Sn2+) = 0,09 V /ENH E (Sn4+ /Sn2+) = 0,09 – 0,24 = -0,15 V/ECS Schéma de la pile Selon la question (2) : E (Hg2+ / Hg2 2+) > E (Sn4+/ Sn2+) Donc : pt/Hg2+ (1M), Hg2 2+(0,01M) présente le pole ( signe +) CATHODE (réaction de réduction) : 2Hg2+ +2e- ↔ Hg2 2+ Sn4+ (0.01M), Sn2+(1M)/Pt présente le pole ( signe -) ANODE (réaction d´oxydation) : Sn2+ ↔ Sn4+ + 2 e- La réaction globale : 2Hg2+ + Sn2+ ↔ Hg2 2+ + Sn4+ f.e.m = E(cathode) _ E(anode) f.e.m = 0.97 – 0.09 = 0.88 V 4- La constante d’équilibre : Selon la réaction globale : K = [Hg2 2+][Sn4+ ]/ ( [Hg2+ ]2*[ Sn2+ ]) A l´équilibre : E(cathode) = E(anode) Donc : E°(Hg2+/Hg2 2+) +0,06/2* Log([Hg2+ ]2/[Hg2 2+ ]) = E°(Sn4+/Sn2+) + 0,06/2* Log([Sn4+]/[Sn2+]) E°(Hg2+/Hg2 2+) - E° (Sn4+ / Sn2+) = 0,06/2* Log([Sn4+ ]/[Sn2+ ]) - 0,06/2*Log([Hg2+]2/[Hg2 2+]) (1/0,03)*[E° (Hg2+ /Hg2 2+) - E°(Sn4+/ Sn2+) ] = Log((Hg2 2+][Sn4+ ]/ ([Hg2+]2*[Sn2+]) = Log K K = 10 (E° /0.03) = 10 25,3 uploads/Finance/ correction-epreuve-de-chimie-des-electrolytes-2014-2015 2 .pdf