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

Loi de Faraday : masse de métal déposé

Intermédiaire

Énoncé

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.

Indices

— clique pour révéler

1 Indice 1

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 Indice 2

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

Bloqué sur cet exercice ?

Prof Hicham peut t'expliquer pas à pas, en s'adaptant à ton niveau.

Demander à Prof Hicham

La méthode — par où commencer

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.

La rédaction complète, étape par étape, se trouve juste en dessous.

Exercice Terminé? 🎉

Validez votre réponse pour enregistrer votre progression et gagner des points

Électrolyse de l'eau et galvanoplastie Tous les exercices du chapitre La loi de Faraday

Loi de Faraday : masse de métal déposé

Énoncé

Indices

La méthode — par où commencer

Correction détaillée

Débloque le corrigé complet

Exercice Terminé? 🎉

Loi de Faraday : masse de métal déposé

Énoncé

Indices

La méthode — par où commencer

Correction détaillée

Débloque le corrigé complet

Exercice Terminé? 🎉

Valider votre réponse

Tu as vu 5 exercices aujourd'hui 🎯