II) En réalité, on observe un dégagement de dichlore et de dioxygène au cours de l'expérience.

a) A quelle(s) électrode(s) ces dégagements ont-ils lieu ?  Ecrire l'équation de la réaction complétant celles écrites à la question I) a)

J'ai pensé que l'ion chlorure à été oxydé donc l'oxydation se passe à l'anode => dégagement de Cl₂ à l'anode.
Le dioxygène vient apparemment de l'eau. Mais je ne sais pas à quelle électrode cela se passe.

Pour l'équation de la réaction : 2Cl^- + Cu ²⁺ + 2H₂O = O₂ + Cl₂ + Cu + 2H₂

b) Comment peut-on mettre en évidence le dégagement de dioxygène ?

On recueille le dioxygène qui ravivera une bûchette incandescente.

III) Lors de l'électrolyse, le rapport des volumes de dioxygène V(O₂) et de dichlore V(Cl₂) recueillis est égal à : V(O₂) / V(Cl₂) = 2

a) Donner l'équation de la réaction globale qui a lieu lors de cette électrolyse.

En reprenant ce que j'avais fait avant : 2Cl^- + Cu ²⁺ + 4H₂O = 2O₂ +Cl₂ + Cu + 4H₂

b) Vérifier que lors de cette réaction, l'égalité suivante est bien vérifiée : n(e^-)_éch = 10.x (où x est l'avancement de la réaction

En reprenant l'équation que j'ai faite, je trouve qu'il n'y a que 2x moles d'électrons échangés, donc mon équation est fausse. Je ne sais pas que faire d'autre. J'ai du mal à comprendre ce qu'il se passe dans cette solution.

Quelqu'un pourrait-il m'éclairer s'il vous plait ?
Je vais devoir manger, mais je reviens après.

Merci par avance

IV) L'électrolyseur est traversé pendant 9 650s par un courant électrique d'intensité égale à 2A.

a) Quelle est la quantité (en mol) d'électrons échangés n(e^-)_éch pendant cette durée ?

Q = t * I
Q = F (faraday) * n(e^-)_éch
=> n(e^-)_éch = (t * I) / F = (9650*2)/96500 = 0.2 mol

b) En déduire l'avancement final x_f de la réaction à la fin de l'électrolyse.

n(e^-)_éch = 10*x_f
=> x_f = n(e^-)_éch/10 = 0.2/10 = 0.02 mol

c) Quel volume total de gaz V a t-on recueilli dans des conditions expérimentales où le volume molaire V_m est égal à 24 L/mol ?

V = V(O₂) + V(Cl₂) or V(O₂) = 2*V(Cl₂)
donc V = 3*V(Cl₂)
si je raisonne sur mon équation (fausse !), x_f mol de Cl₂ s'est formée
=> V = 3*V_m*x_f = 3*24*0.02 = 1.44L

d) Quelle masse maximale solide peut-on espérer obtenir ?

Toujours d'après l'équation, x_f mol de Cu s'est formée, donc comme m(Cu) = n(Cu) * M(Cu)
m(Cu) = 0.02*63.5 = 1.27g

V) Le bilan de l'électrolyse est-il modifié lorsqu'on utilise des électrodes de cuivre à la place des électrodes de graphite ?

Je pense que non, puisque c'est du cuivre qui se forme. Il y aura seulement un dépôt de cuivre sur une électrode de cuivre. Je ne sais pas comment justifier par contre...

Voila, c'est la fin de mon exercice.
Je sais que le site est au départ fait pour les maths et que la chimie, ce n'est peut-être pas trop votre spécialité, mais j'aimerais vraiment de l'aide pour pouvoir terminer cet exercice et bien le comprendre.

merci

Celoo

personne ne peut m'aider svp ?

Bonjour,

I) OK

II) il existe un couple O₂/H₂O
C'est donc la présence de H₂O qui explique la formation de O₂
quelle est la demi-réaction électronique associée à ce couple ?

est-ce une réduction ou une oxydation => cathode ou anode ?

merci de me répondre,

O₂ + 4 H⁺ + 4 e^- = 2H₂O

comme on a présence d'eau et formation de dioxygène, c'est une oxydation => anode

oui c'est exactement cela, et comme on forme O₂, la réaction se fait dans le sens:
2 H₂O -> O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-

On a donc 3 demi-réactions qui ont lieu:
Cl^- -> Cl₂ + 2e^-
Cu²⁺ + 2 e^- -> Cu
2 H₂O -> O₂ + 4 H⁺ + 4 e^-

Il faut "sommer" ces demi-équations avec les bons coefficients:
- pour trouver le coefficient entre O₂ et Cl₂, on nous dit que V(O₂)/V(Cl₂)=2
- pour trouver le coefficient devant Cu, il faut équilibrer la réaction en terme de charges

alors je trouve :
2Cl^- + 5Cu ²⁺ + 4H₂O => Cl₂ + 5Cu + 2O₂ + 8H⁺

OUI !!!

j'écris cela sur mon cahier et je refais les calculs suivant et je les poste. Merci en tout cas, peux tu continuer a me corriger ?

oui sans probleme, là je m'absente mais je reviens dans la soirée

d'accord merci beaucoup, je poste tout ca dans quelques minutes et tu peux me répondre quand tu veux
merci
bonne soirée

alors je mets juste les réponses qui ont changé par rapport à ce que j'avais posté. Donc merci de me corriger aussi ce que j'avais poster précédemment.
On en était à la question III) b)
Je n'arrive pas à justifier le fait qu'il y a 10xf mol d'électrons échangés. Je le vois bien avec l'équation mais je ne sais pas comment dire

IV) a) b) c) rien de changé
d) m(Cu) = 5xf*M(Cu) = 5*0.02*63.5 = 6.35g

V) rien de changé et toujours pas sûre de moi d'ailleurs !

il te suffit de dire par exemple:
d'après les demi-équations électroniques, pour faire réagir une mole de Cu2+ il faut 5 échanger 2 moles d'electrons. Cu2+ étant le seul oxydant réagissant, le nombre de moles d'électrons échangées au total est donc 2 fois le nombre de moles de moles de Cu2+ ayant réagi.

D'après l'équation de la réaction, pour un avancement xf, le nombre de moles de Cu²⁺ ayant réagi est nCu²⁺ = 5xf, donc ne^-=2*nCu²⁺=2*5xf=10xf

IV) a)b)c)d) OK

V) si tu mets des electrodes de cuivre, d'un côté certes il y aura tjs formation de Cu mais de l'autre côté, l'electrode sera consommée pour produire des Cu²⁺...

je n'ai pas tout compris de ton message de 19h20, mais c'est bon, j'ai compris de toute façon et ce n'est qu'un exercice donc je prendrais la correction pour avoir une phrase correcte.
Pour le V) je suis d'accord avec toi, mais dans ce cas, j'ai une autre question :
quand il n'y a pas une électrode en cuivre, du Cu2+ disparaît, la solution n'est plus électriquement neutre ?