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Correction
I. Electrolyse d"une solution d"iodure de potassium1. Protocole expérimental
1. Une coloration jaune-brun apparaît.
2. Cette couleur est celle du diiode.
3. Le rôle de l"empois d"amidon (utilisé lors du dosage du diiode) est de renforcer la teinte du diiode : en sa présence,
l"ensemble prend une coloration violacée foncée. L"équivalence est alors plus facile à repérer.
2. Etude théorique et analyse des résultats
a. Etude théorique4. Il y a présence dans l"électrolyseur des ions I-(aq), K+(aq) et de l"eau H2O(l).
- anode (oxydation) : 2I -(aq) = I2(aq) + 2e- ou 2H2O(l) = O2(g) + 4e- + 4H+(aq) - cathode (réduction) : 2H2O(l) + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq) ou K+(aq) + e- = K(s)5. Sachant qu"il se forme du diiode à l"anode, la seule possibilité est : 2I
-(aq) = I2(aq) + 2e-Sachant qu"il se produit du H
2(g) à la cathode, la seule possibilité est : 2H2O(l) + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq)
(Attention : le milieu réactionnel n"est pas acide : il n"y a donc pas de H+(aq) dans les réactifs !)6. L"équation traduisant l"électrolyse s"écrit donc : 2I
-(aq) + 2H2O(l) = I2(aq) + H2(g) + 2OH-(aq)7. Dans la solution aqueuse d"iodure de potassium, les ions iodure I- ne réagissent pas avec l"eau, donc la réaction
entre ces 2 espèces n"est pas spontanée mais forcée. Le générateur apporte l"énergie nécessaire à la réalisation de
la transformation inverse de la transformation spontanée.8. A l"anode : 2I
-(aq) = I2(aq) + 2e- donc d"après la demi-équation précédente : n(I2)f,th = 1/2.n(e-)f9. or I = ∆Q/∆t ≈ Q/∆t donc Q = I.∆t or I = 8 mA et ∆t = 10 min donc Q= 8,0.10
-3 x 600 = 4,8 C10. On a : Q = n(e
-)f . FFFF11. D"où Q = 2.n(I
2)f,th . F donc n(I2)f,th = Q/2F =4,8/(2x9,65.104) = 2,5.10-5 mol
b. Comparaison avec les résultats expérimentaux12. Equation du dosage : I2(aq) + 2 S2O32-(aq) = 2 I-(aq) + S4O62-(aq) et VE = 11,0 mL
A l"équivalence : n(S
2O32 -)versés pour atteindre l"équivalence = 2.n(I2)présents dans le bécher
D"où : n(I
2)f,exp = n(I2)présents dans le bécher = ½ C.VE = ½ . 5,0.10-3x11,0.10-3 = 2,8.10-5 mol
13. Pourcentage d"erreur :
th,fexp,fth,f)I(n)I(n)I(n222 = 555105210821052---- .,.,., = 9,7 % II. Electrolyse d"une solution de sulfate de cuivre (II)2. Etude théorique et analyse des résultats
1. Il y a présence dans l"électrolyseur des ions Cu2+(aq), SO42-(aq), des électrodes en cuivre Cu(s) et de l"eau H2O(l).
- anode (oxydation) : Cu (s) = Cu2+(aq) + 2e- ou 2SO42- = S2O82- + 2e- ou 2H2O(l) = O2(g) + 4e- + 4H+(aq) - cathode (réduction) : 2H2O(l) + 2e- = H2(g) + 2OH-(aq) ou SO42- + 4H+ + 2e- = SO2 + 2H2O ou Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s)
2. Puisqu"il y a dépôt de cuivre sur la cathode et consommation de cuivre sur l"anode, les 2 demi-équations
sélectionnées sont : - anode (oxydation) : Cu (s) = Cu2+(aq) + 2e- - cathode (réduction) : Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s)
3. L"équation traduisant l"électrolyse s"écrit donc : Cu
2+(aq) + Cu(s) = Cu2+(aq) + Cu(s) et donc 2Cu+? ?? ? = constante.
4. I = ∆Q/∆t ≈ Q/∆t donc Q = I.∆t or I = 0,50 A et ∆t = 20 min donc Q = 0,50 x 1200 = 6,0.102 C
On a : Q = n(e
-)f .FFFF et d"après la demi-équation : Cu(s) = Cu2+(aq) + 2e- , on a : n(Cu2+)formé = n(Cu)disparu = n(e-)f / 2
donc théoriquement : D DDDm1,th = MCu . n(Cu)disparu = MCu . n(e-)f / 2 = MCu . Q/2F = 63,5x6,0.102/(2x9,65.104) = 0,20 g
5. Or Dm
1,exp = 0,21 g (anode : électrode ayant perdue de la masse)
Donc th,exp,th,mmm111DD-D= 210210200,,,
- = 4,8 %quotesdbs_dbs35.pdfusesText_40[PDF] exercice corrigé electrolyse de l eau
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