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Electrolyse

Posté par
askk57
11-01-17 à 07:18

Pourriez vous m'aider s'il vous plaît

Une solution contient 10 mol.L'  de Cu2+ et 10^-3 mol L de Zn.

Quel metal se depose en premier sur la cathode quand on effectue l'electrolyse de cette solution?On utilise un courant de 5,00 A pour cette electrolyse.  Combien de temps faudra t-il pour déposer tout ce metal contenu dans 100 mL de solution?

Donnees Eo(Cu2+/Cu)-0,34 V EO(Zn2+/ Zn) -0,76 V

Merci

Posté par
vanoise
re : Electrolyse 11-01-17 à 10:54

Bonjour
Et si tu commençais par proposer une solution et exposer ce que tu ne comprends pas ? Il sera plus facile de t'aider ensuite !
Une indication tout de même : tu connais sûrement la loi de Nernst...

Posté par
askk57
re : Electrolyse 11-01-17 à 11:34

Après avoir écrit la loi de Nerst, que faut-il  faire?
On trouve le pôle + et - , mais je ne vois pas comment deduire quel metal se dépose en premier? Qu'est-ce qu'il faut remarquer?

Merci

Posté par
vanoise
re : Electrolyse 11-01-17 à 11:57

Comme tu viens de le dire, cela te donne le pôle + et le pôle - donc aussi le sens de la réaction.
Ensuite, le transfert d'une mole d'électrons correspond à une charge traversant le circuit égale à Q = 96500 C.  Puis Q=I.t !

Posté par
askk57
re : Electrolyse 11-01-17 à 17:50

Pour la réaction de Nerst

E=(Cu2+/Cu)=0.34+(0.059/2)×log[Cu2+]/[CU]=0.281 V   -》pôle + = cathode= réduction

E (Zn2+/Zn)= - 0.848 V    -》pôle - =anode= oxydation

Comment j'en déduis quel est le métal qui se dépose en premier?

Posté par
vanoise
re : Electrolyse 11-01-17 à 19:36

Attention : l'activité chimique des solides, comme celle du solvant en solution diluée vaut 1. Parler de concentration d'un solide n'a pas de sens physique !
Cependant, tes calculs de potentiels sont corrects.
Ton énoncé ne précise pas la nature chimique des électrodes... Je vais supposer qu'elles sont constituées d'une matière inerte chimiquement dans ce contexte : carbone graphite par exemple.
Dans ce cas, on observa à l'anode un dégagement de dioxygène correspondant au couple (O2/H2O) dont le potentiel de Nernst est de l'ordre de 1,23V.
La réaction qui va être privilégiée va être celle consommant le moins d'énergie électrique, donc celle nécessitant la plus faible différence de potentiel entre les deux électrodes. Ce sont donc les ions cuivre qui vont être réduits en priorité à la cathode selon la demie réaction :
Cu2++2e-Cu
Tu n'as pas indiqué le volume de la solution . À partir de ce volume et de la concentration initiale en Cu2+, tu peux calculer la quantité d'électrons ayant traversé le circuit. Ensuite, comme déjà écrit, le transfert d'une mole d'électrons correspond à une charge traversant le circuit égale à Q = 96500 C.  Puis Q=I.t !

Posté par
askk57
re : Electrolyse 12-01-17 à 12:55

je me suis trompé Cu= 1

"celle nécessitant la plus faible différence de potentiel entre les deux électrode" je ne vois pas comment les ions cuivre sont reduit en premier ?  
Puisque E=(Cu2+/Cu)>E (Zn2+/Zn)

et ddp = e -Ri  mais je ne vois pas comment cela montre que Cu se réduit en premier car      e= E+ - E-

Merci

Posté par
vanoise
re : Electrolyse 12-01-17 à 16:32

Il faut raisonner sur la différence de potentiels entre l'anode et la cathode. Ton problème n'a rien à voir avec l'étude de la pile Daniell ! Il s'agit de réaliser une électrolyse !
Comme déjà expliqué, l'anode est à un potentiel voisin de E+=1,23V
La production de cuivre à la cathode nécessite un générateur de fém supérieure à :

E^{+}-E_{Cu^{2+}/Cu}\approx0,95V
La production de zinc à la cathode nécessiterait un générateur de fém supérieure à :

E^{+}-E_{Zn^{2+}/Zn}\approx2,08V

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