Chapitre 9 : électrolyse, une transformation forcée

Pile et électrolyse (bac Maroc 2004) corrigé

Masse molaire atomique du cuivre : M(Cu) = 63,5 g.mol^-1 ; Charge élémentaire de l’électron : e = 1,6.10^–19 C ;Nombre d’Avogadro : N = 6,02.10²³ mol^-1 ; Le faraday F = 96500 C/mol

1. PILE DE CONCENTRATION

On considère une pile constituée de deux électrodes de cuivre plongeant chacune dans des solutions de sulfate de cuivre de concentrations différentes. Chaque solution a pour volume V = 100 mL et la concentration initiale des ions positifs est : [Cu²⁺]₁ = 1,0 mol.L^-1 et [Cu²⁺]₂ = 1,0.10 ^–2 mol.L^-1

1.1. Équations des réactions

1.1.1. Écrire les demi-équations des réactions se produisant aux électrodes en accord avec la polarité donnée sur la figure 1.

1.1.2. Donner le nom de chaque demi-réaction.

1.1.3. Écrire l’équation de la réaction s’effectuant dans la pile. Pour la réaction considérée la constante d’équilibre vaut : K = 1.

1.2. Évolution de la pile

1.2.1. Calculer la valeur du quotient réactionnel initial Q_{r, i}.

1.2.2 Cette valeur est-elle cohérente avec la polarité proposée ?

1.3. Étude de la pile

On fait débiter la pile dans un conducteur ohmique et un ampèremètre.

1.3.1. Compléter le schéma de la figure 1 en annexe à rendre avec la copie. en indiquant par des flèches le sens du courant et le sens de déplacement des électrons dans le circuit extérieur constitué d’un ampèremètre et d’un conducteur ohmique.

1.3.2. Que peut-on dire des concentrations finales quand l’état d’équilibre est atteint ?

1.3.3 On fait débiter la pile pendant avec une intensité I =100 mA. Calculer la quantité d’électricité Q débitée par la pile, et en déduire la quantité de matière d’électrons n(e^-) qui a circulé dans la pile.

1.3.4 En déduire la quantité de matière d’ion n(Cu²⁺)₁ qui a disparue dans le compartiment 1.

1.3.5 Quelle est alors la nouvelle concentration en ion cuivre [Cu²⁺]₁^’ dans le compartiment 1 ?

2. DÉPÔT DE CUIVRE PAR ÉLECTROLYSE

2.1. On remplace une électrode de cuivre par une bague en métal conducteur que l’on veut recouvrir de cuivre.

2.1.1. Quel appareil est-il nécessaire de rajouter dans le montage précédent pour réaliser ce dépôt ?

2.1.2. Écrire les demi-équations aux électrodes en justifiant votre raisonnement.

2.1.3. En déduire le sens des électrons, le sens du courant et la polarité dans le montage puis compléter la figure 2 (en annexe à rendre avec la copie).

2.2. L’électrolyse fonctionne pendant une heure à une intensité constante I = 400 mA.

2.2.1. Déterminer la quantité d’électricité correspondante notée Q.

2.2.2. En déduire la quantité de matière d’électrons, notée n(e^–), qui a circulé pendant cette durée.

2.2.3. Quelle relation existe-t-il entre la quantité de cuivre qui a disparu n_disp (Cu²⁺) et la quantité de matière n(e^–) d’électrons qui a circulé ?

2.2.4. En déduire la quantité de matière n_dép(Cu) déposée.

2.2.5. Quelle est la masse m(Cu) correspondante ?

ANNEXE n°1 à rendre avec la copie