On réalise l’électrolyse d’une solution aqueuse d’iodure de zinc ($\ce{Zn^{2+}_{(aq)} + 2I^{-}_{(aq)}}$), en utilisant deux électrodes A et B en graphite. On observe un dégagement du gaz diiode au niveau d’une électrode et la formation d’un dépôt de zinc au niveau de l’autre électrode.

La figure ci-contre représente le schéma du dispositif expérimental utilisé pour réaliser cette électrolyse.

Données :

• $1\,\mathrm{F} = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Les deux couples mis en jeu sont : $\ce{Zn^{2+}_{(aq)}/Zn_{(s)}}$ et $\ce{I2_{(g)}/I^{-}_{(aq)}}$ ;
• La masse molaire du zinc : $M(\mathrm{Zn}) = 65{,}4\ \mathrm{g.mol^{-1}}$.

1. Parmi les deux électrodes A et B, préciser l’anode. Justifier la réponse.

2. Écrire l’équation de la réaction à chaque électrode et l’équation bilan lors de l’électrolyse.

3. Pendant la durée $\Delta t$ de l’électrolyse, un courant électrique d’intensité constante $I = 0{,}5\ \mathrm{A}$ circule dans le circuit ; il se forme alors un dépôt de zinc de masse $m = 1{,}6\ \mathrm{g}$. Déterminer $\Delta t$ en minutes.

On réalise l’électrolyse du bromure de plomb ($\ce{Pb^{2+}_{(aq)} + 2Br^{-}_{(aq)}}$), à haute température par un générateur fournissant un courant électrique d’intensité $I$ constante.

Au cours de cette électrolyse, le métal plomb se dépose sur l’une des électrodes et au niveau de l’autre, il se forme le gaz dibrome.

Au cours du fonctionnement de l’électrolyseur pendant la durée $\Delta t = 3600\ \mathrm{s}$, la masse de plomb déposé est : $m = 20{,}72\ \mathrm{g}$.

• Les deux couples mis en jeu : $\ce{Pb^{2+}_{(aq)}/Pb_{(s)}}$ et $\ce{Br2_{(g)}/Br^{-}_{(aq)}}$ ;
• La constante de Faraday : $F = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Le volume molaire des gaz dans les conditions de l’expérience : $V_m = 70{,}5\ \mathrm{L.mol^{-1}}$ ;
• La masse molaire du plomb : $M_{\mathrm{Pb}} = 207{,}2\ \mathrm{g.mol^{-1}}$.

1. Donner le nom de l’électrode (anode ou cathode) au niveau de laquelle se forme le dibrome.

2. Écrire les équations des réactions aux électrodes, ainsi que l’équation bilan lors de l’électrolyse.

3. Déterminer la valeur de l’intensité $I$ du courant électrique passant dans le circuit pendant la durée $\Delta t$.

4. Calculer, dans les conditions de l’expérience, le volume $V$ du gaz dibrome formé pendant $\Delta t$.

Parmi les applications de l’électrolyse, on trouve la couverture des métaux par une fine couche d’un métal afin de les protéger de la corrosion ou de les embellir.

L’objectif de cette partie de l’exercice est d’étudier l’argenture d’une plaque de cuivre par électrolyse.

• Les couples mis en jeu : $\ce{Ag^{+}_{(aq)}/Ag_{(s)}}$ et $\ce{O2_{(g)}/H2O_{(l)}}$ ;
• $1\,\mathrm{F} = 96500\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Masse molaire atomique de l’argent : $M_{\mathrm{Ag}} = 108\ \mathrm{g.mol^{-1}}$.

On plonge totalement une plaque de cuivre dans une solution de nitrate d’argent ($\ce{Ag^{+}_{(aq)} + NO3^{-}_{(aq)}}$) et on la relie par un fil conducteur à l’une des deux bornes d’un générateur G. L’autre borne est reliée à une électrode de graphite comme l’indique la figure ci-contre.

Lors de la fermeture de l’interrupteur K, le générateur G délivre au circuit un courant électrique, d’intensité constante $I = 0{,}4\ \mathrm{A}$, pendant une durée $\Delta t = 70\ \mathrm{min}$. Le gaz dioxygène $\ce{O2}$ se dégage au niveau de l’électrode de graphite et le métal argent se dépose uniformément sur la plaque de cuivre.

On considère que les ions nitrate ne réagissent pas au cours de l’électrolyse.

Recopier, sur la feuille de rédaction, le numéro de la question et écrire à côté, parmi les réponses proposées, la réponse juste sans aucune explication ni justification.

❶ Au cours de l’argenture par électrolyse :

• La plaque de cuivre représente l’anode, elle est reliée à la borne négative du générateur G.
• La plaque de cuivre représente l’anode, elle est reliée à la borne positive du générateur G.
• La plaque de cuivre représente la cathode, elle est reliée à la borne négative du générateur G.
• La plaque de cuivre représente la cathode, elle est reliée à la borne positive du générateur G.

❷ L’équation chimique de la réaction à l’électrode de graphite s’écrit sous la forme :

• $\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$
• $\ce{2O^{2-} <=> O2 + 4e-}$
• $\ce{6H2O <=> O2 + 4H3O+ + 4e-}$
• $\ce{Cu <=> Cu^{2+} + 2e-}$

❸ La masse $m(\mathrm{Ag})$ de l’argent déposé sur la plaque de cuivre pendant la durée $\Delta t$ est :

• $m_{\mathrm{Ag}} = 30\ \mathrm{mg}$
• $m_{\mathrm{Ag}} = 1{,}9\ \mathrm{g}$
• $m_{\mathrm{Ag}} = 0{,}5\ \mathrm{mg}$
• $m_{\mathrm{Ag}} = 1{,}9\ \mathrm{g}$

On réalise l’électrolyse, pendant $\Delta t = 10\ \mathrm{h}$, du chlorure de magnésium ($\ce{Mg^{2+}_{(aq)} + 2Cl^{-}_{(aq)}}$) à haute température par un générateur fournissant un courant constant d’intensité $I = 6\ \mathrm{A}$. Au cours de cette électrolyse, le métal magnésium se dépose sur l’une des électrodes et sur l’autre se dégage le gaz dichlore.

• Les deux couples mis en jeu : $\ce{Mg^{2+}/Mg}$ et $\ce{Cl2_{(g)}/Cl^{-}}$ ;
• La constante de Faraday : $F = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Le volume molaire du gaz dans les conditions de l’expérience : $V_m = 68{,}6\ \mathrm{L.mol^{-1}}$ ;
• La masse molaire du magnésium : $M_{\mathrm{Mg}} = 24{,}3\ \mathrm{g.mol^{-1}}$.

❶ Donner le nom de l’électrode (anode ou cathode) sur laquelle se dépose le magnésium.

❷ Écrire la demi-équation de la réaction ayant lieu à chaque électrode, ainsi que l’équation bilan.

❸ Déterminer la masse $m$ du magnésium déposé pendant la durée $\Delta t$.

❹ Calculer le volume $V$ du dichlore dégagé dans les conditions de l’expérience pendant $\Delta t$.

On réalise l’électrolyse d’une solution aqueuse de nitrate de plomb ($\ce{Pb^{2+}_{(aq)} + 2NO3^{-}_{(aq)}}$), en mettant cette solution dans un électrolyseur et en faisant circuler un courant continu d’intensité $I = 0{,}7\ \mathrm{A}$ entre les deux électrodes (A) et (B) de l’électrolyseur pendant la durée $\Delta t = 60\ \mathrm{min}$.

On observe pendant l’électrolyse la formation d’un dépôt métallique de plomb sur l’électrode (A) et un dégagement gazeux de dioxygène au niveau de l’électrode (B).

• Les couples mis en jeu sont : $\ce{Pb^{2+}_{(aq)}/Pb_{(s)}}$ et $\ce{O2_{(g)}/H2O_{(l)}}$ ;
• La constante de Faraday : $1\,\mathrm{F} = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Le volume molaire du gaz dans les conditions de l’expérience : $V_m = 24\ \mathrm{L.mol^{-1}}$.

Recopier le numéro de la question et écrire à côté la réponse juste parmi les quatre réponses proposées, sans aucune justification, ni explication.

1. L’électrolyse étudiée est une transformation :

• physique
• forcée
• spontanée
• acide-base

2. Pendant cette électrolyse :

• L’électrode (A) constitue l’anode et à son voisinage le plomb s’oxyde.
• L’électrode (A) constitue la cathode et à son voisinage les ions plomb se réduisent.
• L’électrode (B) constitue l’anode et à son voisinage se produit une réduction.
• L’électrode (B) constitue la cathode et à son voisinage l’eau se réduit.

3. La réaction qui se produit au niveau de l’électrode (B) est :

• $\ce{Pb_{(s)} <=> Pb^{2+}_{(aq)} + 2e-}$
• $\ce{2H2O_{(l)} + 4e- <=> H2_{(g)} + 2HO^{-}_{(aq)}}$
• $\ce{6H2O_{(l)} <=> O2_{(g)} + 4H3O^{+}_{(aq)} + 4e-}$
• $\ce{6H2O_{(l)} -> O2_{(g)} + 4H3O^{+}_{(aq)} + 4e-}$

4. Le volume $V_{\mathrm{O_2}}$ du dioxygène formé pendant la durée $\Delta t$ est :

• $V_{\mathrm{O_2}} \approx 0{,}16\ \mathrm{mL}$
• $V_{\mathrm{O_2}} \approx 0{,}16\ \mathrm{L}$
• $V_{\mathrm{O_2}} \approx 0{,}64\ \mathrm{mL}$
• $V_{\mathrm{O_2}} \approx 0{,}64\ \mathrm{L}$

L’électrolyse permet de préparer des gaz de haute pureté.

On réalise l’électrolyse d’une solution concentrée de chlorure de sodium ($\ce{Na^{+}_{(aq)} + Cl^{-}_{(aq)}}$), et il se forme au niveau de l’une des électrodes le dichlore gazeux, et au niveau de l’autre électrode du dihydrogène gazeux, et le milieu réactionnel devient basique au cours de la transformation chimique.

• Les deux couples qui interviennent dans la transformation chimique : $\ce{Cl2_{(g)}/Cl^{-}_{(aq)}}$ et $\ce{H2O_{(l)}/H2_{(g)}}$ ;

• La constante de Faraday : $1\,\mathrm{F} = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Le volume molaire du gaz dans les conditions de l’expérience : $V_m = 25\ \mathrm{L.mol^{-1}}$.

La figure ci-contre représente le montage expérimental utilisé pour réaliser cette électrolyse.

❶ Déterminer, en justifiant votre réponse, parmi les électrodes A et B celui qui joue le rôle de l’anode et celui qui joue le rôle de la cathode.

❷ Écrire l’équation de la réaction qui a lieu près de chaque électrode et l’équation bilan.

❸ Le générateur débite un courant d’intensité constante $I = 3\ \mathrm{A}$. Calculer le volume du dichlore gazeux formé pendant la durée $\Delta t = 25\ \mathrm{min}$.

L’électrolyse est l’une des techniques fondamentale employées dans les laboratoires et l’industrie pour préparer des métaux et des gaz caractérisés par une grande pureté.

Cette partie de l’exercice a pour objectif l’étude de l’électrolyse de la solution de chlorure d’étain.

• La constante de Faraday : $1\,\mathrm{F} = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;
• Le volume molaire du gaz dans les conditions de l’expérience : $V_m = 24\ \mathrm{L.mol^{-1}}$.

On effectue l’électrolyse de la solution de chlorure d’étain II de formule ($\ce{Sn^{2+}_{(aq)} + 2Cl^{-}_{(aq)}}$) en utilisant des électrodes de graphite, et on observe le dégagement du gaz dichlore $\ce{Cl2_{(g)}}$ près de l’une des électrodes et le dépôt de l’étain métallique $\ce{Sn_{(s)}}$ près de l’autre électrode.

❶ Représenter le schéma du montage expérimental en précisant l’anode et la cathode.

❷ Écrire l’équation de la réaction qui a lieu près de chaque électrode et en déduire l’équation bilan modélisant la transformation qui a lieu pendant l’électrolyse.

❸ Un générateur fournit au circuit un courant électrique d’intensité $I = 1{,}5\ \mathrm{A}$ pendant la durée $\Delta t = 80\ \mathrm{min}$. Déterminer le volume de gaz dichlore dégagé durant la durée de fonctionnement de l’électrolyseur.

L’électrolyse est l’une des techniques fondamentale employées dans les laboratoires et l’industrie, elles permettent de préparer des métaux et des composés chimiques employés dans la vie quotidienne.

Cette partie de l’exercice a pour objectif la préparation du dibrome $\ce{Br2}$ et du cuivre par électrolyse.

• La masse molaire du cuivre : $M_{\mathrm{Cu}} = 63{,}5\ \mathrm{g.mol^{-1}}$ ;
• La constante de Faraday : $1\,\mathrm{F} = 9{,}65.10^{4}\ \mathrm{C.mol^{-1}}$ ;

On réalise l’électrolyse d’une solution contenant des ions cuivre(II) $\ce{Cu^{2+}}$ et bromure $\ce{Br^-}$. On met cette solution dans un électrolyseur en U ; il se forme du dibrome $\ce{Br2}$ au niveau de E₁ et le cuivre se dépose au niveau de E₂.

❶ Représenter le schéma du dispositif expérimental de cet électrolyse en précisant l’anode et la cathode.

❷ Écrire la demi-équation de la réaction au niveau de chaque électrode.

❸ En déduire l’équation bilan modélisant la transformation qui a lieu pendant cette électrolyse.

❹ Un générateur fournit au circuit un courant électrique d’intensité $I = 0{,}5\ \mathrm{A}$ pendant la durée $\Delta t = 2\ \mathrm{h}$. Déterminer la masse $m$ de cuivre produit pendant la durée de fonctionnement de l’électrolyseur.