On réalise l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre(II), avec un courant d'intensité constante I = 0 , 50 A pendant une durée Δ t = 3 , 0 h . On donne la constante de Faraday F = 9 , 65 × 1 0 4 C ⋅ mol − 1 et M ( C u ) = 63 , 5 g ⋅ mol − 1 . Montage d'électrolyse — électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre Schéma d'un électrolyseur. Une cuve unique contient la solution à électrolyser, figurée en bleu clair, dans laquelle plongent deux électrodes reliées par des fils à un générateur placé au-dessus. C'est le générateur qui impose le sens du courant, et donc la nature de chaque électrode : la transformation est forcée, contrairement à celle d'une pile qui se produit spontanément. L'anode et la cathode sont nommées sur le schéma, mais les réactions qui s'y produisent ne sont pas écrites. Électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre Le cuivre se dépose à la cathode pendant toute la durée cathode (−) anode (+) sulfate de cuivre(II) générateur Données I = 0,50 A ; Δt = 3,0 h F = 9,65×10⁴ C/mol solution de CuSO₄ masse de cuivre : à calculer Deux électrons sont nécessaires pour déposer un atome de cuivre. Le calcul passe toujours par la même chaîne : I·Δt → électrons → moles → masse . 1. Calculer la charge électrique totale Q ayant traversé la cellule d'électrolyse. 2. À la cathode, la réaction est C u 2 + + 2 e − → C u . Calculer la quantité de matière d'électrons ayant traversé le circuit, puis en déduire la quantité de matière de cuivre déposé. 3. Calculer la mas

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On réalise l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre(II), avec un courant d'intensité constante $I = 0, 50 A$ pendant une durée $Δ t = 3, 0 h$ . On donne la constante de Faraday $F = 9, 65 \times 1 0^{4} C \cdot mol^{- 1}$ et $M (C u) = 63, 5 g \cdot mol^{- 1}$ .

Le calcul passe toujours par la même chaîne : I·Δt → électrons → moles → masse.

1. Calculer la charge électrique totale $Q$ ayant traversé la cellule d'électrolyse.

2. À la cathode, la réaction est $C u^{2 +} + 2 e^{-} \to C u$ . Calculer la quantité de matière d'électrons ayant traversé le circuit, puis en déduire la quantité de matière de cuivre déposé.

3. Calculer la masse de cuivre déposée à la cathode.

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Convertis d'abord les heures en secondes, puis enchaîne $Q = I\,\Delta t$, $n(e^{-}) = \dfrac{Q}{F}$ et la division par $2$ imposée par la demi-équation.

2 الإرشاد 2

Vérifie l'ordre de grandeur : quelques ampères pendant quelques heures déposent typiquement de l'ordre du gramme.

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Convertis d'abord les heures en secondes, puis enchaîne $Q = I Δ t$ , $n (e^{-}) = \frac{Q}{F}$ et la division par $2$ imposée par la demi-équation.

Vérifie l'ordre de grandeur : quelques ampères pendant quelques heures déposent typiquement de l'ordre du gramme.

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