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Formation de plomb
✔ RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents
On réalise l'électrolyse d'une solution aqueuse de nitrate de plomb (\text{Pb}^{2+}(\text{aq}) \; ; \; 2\ \text{NO}_3^-(\text{aq})) dans un électrolyseur dont l'électrode de graphite est reliée à la borne positive du g énérateur et l'électrode de plomb à la borne négative. Un dépôt de plomb \text{Pb(s)} se forme sur l'électrode de graphite et un dégagement gazeux de dioxygène apparaît à l'autre électrode. L'intensité du courant est maintenue à 300 mA durant 1 h 30.
1. Écrire les demi-équations de réactions aux électrodes ainsi que l'équation de la réaction d'électrolyse.
2. Préciser si l'électrode de plomb joue le rôle d'anode ou de cathode.
3. Exprimer la quantité de matière de plomb formée en fonction de l'intensité du courant et de la durée de l'électrolyse.
4. Calculer la masse de la couche de plomb formée.
Données
Couples d'oxydoréduction :\text{Pb}^{2+}\text{(aq)/Pb(s)} et \text{O}_2\text{(g)/H}_2\text{O(l)}
Masse molaire du plomb :M(\text{Pb}) = 207{,}2 g·mol-1
Constante de Faraday :F = 96\ 500 C·mol-1
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Réflexion en QCM
✔ APP : Extraire l'information utile
On dispose d'un mélange d'une solution de nitrate d'argent (\text{Ag}^+(\text{aq})\; ; \; \text{NO}_3^-(\text{aq})) de concentration \text{0,10} mol·L-1 et d'une solution concentrée à \text{0,50} mol·L-1 de sulfate de cuivre (\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) \; ; \; \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})), d'un fil d'argent, d'une lame de cuivre et d'un générateur de courant continu.
À l'aide de ce matériel, on réalise une électrolyse dont l'équation de réaction est :
La constante d'équilibre de cette réaction est K = 4{,}7 \times 10^{-16}.
1. Le quotient de réaction initial de ce système pour l'équation donnée est :
2. Préciser quelle plaque est reliée au pôle positif du générateur et la nommer.
3. L'expression de la quantité de matière de \text{Cu(s)} déposée est :
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Constante de Faraday
✔ VAL : Identifier et évaluer les sources d'erreurs
Le zoom est accessible dans la version Premium.
L'électrozingage consiste à recouvrir des pièces en fer ou en acier par une couche de zinc déposée par électrolyse. Ainsi, la pièce de fer est protégée de la corrosion.
Au laboratoire, on pèse une plaque de zinc m_1 = 28{,}42 g, puis on réalise un montage d'électrolyse avec une solution de chlorure de zinc (\text{Zn}^{2+}(\text{aq})\; ; \; 2\; \text{Cl}^-(\text{aq})), une plaque de fer reliée au pôle négatif du générateur et la plaque de zinc à l'autre pôle. Un courant d'intensité \text{0,420} A circule dans le montage durant 50 min, puis la plaque de zinc est séchée et pesée : on obtient m_2 = 28{,}00 g.
1. Écrire la demi-équation de la réaction électrochimique ayant lieu à l'électrode de zinc.
2. Préciser le rôle de la plaque de zinc.
3. Relier la variation de masse de l'électrode de zinc à la quantité de matière d'électrons n_\text{e}.
4. Exprimer la constante de Faraday F en fonction de I, \Delta t et la variation de masse de zinc.
5. En déduire une valeur de la constante de Faraday. Déterminer les sources possibles d'incertitude.
Détails du barème
TOTAL / 5 pts
0,5 pt
1. Utiliser les informations du texte.
0,5 pt
2. Connaître la définition d'anode et de cathode.
1,5 pt
3.Exprimer n(\text{Zn})_\text{perdu} et n_\text{e}, puis relier avec la variation de masse.
1,5 pt
4. Expression de F en utilisant les expressions de Q.
1 pt
5. Effectuer l'application numérique et évaluer les sources d'erreurs.
Masse molaire du zinc :M(\text{Zn}) = 65{,}4 g·mol-1
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Préparation de l'eau de Javel
✔ COM : Rédiger correctement une résolution d'exercice
L'eau de Javel ou hypochlorite de sodium se prépare industriellement par réaction du dichlore \text{Cl}_2(\text{g}) avec la soude (\text{Na}^+(\text{aq}) \; ; \; \text{HO}^-(\text{aq})). Le dichlore est obtenu par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium (\text{Na}^+(\text{aq})\; ; \; \text{Cl}^-(\text{aq})).
1. Écrire la demi-équation de réaction électrochimique associée à la formation de dichlore par électrolyse.
2. Nommer l'électrode où a lieu cette transformation.
Pour préparer l'eau de Javel de cette bouteille, il faut obtenir \text{15} L de dichlore gazeux à partir de la solution électrolysée en \text{2,0} h.
3. Montrer que l'intensité I du courant qui doit circuler dans l'électrolyseur est d'environ \text{17} A.
Données
Constante de Faraday :F = 9{,}65 \times 10^4 C·mol‑1
Volume molaire des gaz à 20 °C :V_\text{m} = 24{,}0 L·mol‑1
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Étamage d'une canette
✔ VAL : Analyser des résultats
L'étamage consiste à déposer une couche d'étain \text{Sn(s)} sur une surface métallique. Beaucoup de canettes de soda sont en fer-blanc, c'est-à-dire de l'acier recouvert d'étain à l'intérieur et à l'extérieur (sauf le couvercle qui est en aluminium). Ce recouvrement peut être réalisé par électrolyse avec une solution de sulfate d'étain acidifiée (\text{Sn}^{2+}(\text{aq}) \; ; \; \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})) et un courant d'intensité \text{5,0} A. L'une des électrodes est en étain et l'autre est constituée de la plaque d'acier rectangulaire servant à réaliser le corps de la canette de longueur L = 21{,}0 cm et de largeur l = 11{,}0 cm. Pour que la couche d'étain ait une épaisseur de e = 30 μm, l'électrolyse doit durer un peu moins d'une heure.
1. Préciser le rôle de la plaque d'acier.
2. Calculer la surface d'acier à étamer.
3. Déterminer la masse d'étain à déposer sur la boîte.
4. Vérifier l'ordre de grandeur de la durée de
l'électrolyse.
Masse volumique de l'étain :\rho_\text{Sn} = 7{,}3 g·cm-3
Masse molaire de l'étain :M(\text{Sn}) = 118{,}7 g·mol-1
Constante de Faraday :F = 96\ 500 C·mol-1
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Copie d'élève à commenter
Proposer une justification pour chaque erreur relevée par le correcteur.
Le chromage est un traitement permettant d'obtenir des pièces très brillantes. Pour chromer une pièce métallique de 30 cm2, on réalise l'électrolyse d'une solution de chlorure de chrome (\text{Cr}^{3+}(\text{aq}) \; ; \; 3\; \text{Cl}^-(\text{aq})). On doit déposer une couche de chrome de 50 μm d'épaisseur.
1. Préciser le rôle joué par la pièce à chromer.
2. Calculer la masse de chrome à déposer sur la
pièce.
3. En déduire la quantité de matière de chrome
déposée sur la pièce métallique.
4. L'électrolyse dure 8,0 h, en déduire l'intensité du courant fourni.