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CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 9
Corrigés des exercices du chapitre 9
9.1 Raffinage électrolytique du cuivre
1. La réaction qui a lieu s’écrit :
Cu (s) + 2 Ag
+
=
Cu
2+
+ 2 Ag (s)
et la constante d’équilibre est telle que :
Δ r G
◦
= −RT ln K = −2F
E
◦
Ag
+
/Ag(s)
− E
◦
Cu
2+
/Cu(s)
.
À 298 K :
log K =
2
0, 06
E
◦
Ag
+
/Ag(s)
− E
◦
Cu
2+
/Cu(s)
.
Application numérique : K = 2, 2.10 15 (réaction très favorable d’un point de vue thermodynamique).
2. On recherche un potentiel unique, tel que l’intensité anodique soit égale à l’intensité cathodique. Ce potentiel est placé à la figure suivante. Il résulte une réaction rapide : on assiste
à une oxydation du cuivre et à une réduction des ions argent à une intensité significative, et
donc à une vitesse significative.
i
E
Ag
Ag
+
Cu
Cu 2+
H 2 O
O 2
H 3 O +
H 2
Ag
Ag
+
Cu
Cu
2+
potentiel pris
par la lame de
cuivre
3. À l’anode : il y a oxydation de l’électrode en cuivre, et oxydation de l’impureté plomb en
ions Pb 2+ :
Cu (s) −→ Cu
2+
+ 2 e
−
et
Pb (s) −→ Pb
2+
+ 2 e
−
.
L’argent (impureté) n’est pas oxydé. À la cathode, il n’y a que la réduction des ions Cu 2+
selon :
Cu
2+
+ 2 e
−
−→ Cu (s).
4. L’électrode impure (contenant Pb et Ag) est placée à l’anode. Au cours de l’expérience,
elle se désagrège car le cuivre est oxydé. Le plomb passe en solution sous forme d’ions
Pb 2+ tandis que l’argent demeure à l’état métallique (et tombe au fond du récipient lorsque
l’électrode se désagrège). À la cathode, seuls les ions cuivre sont réduits : on obtient une
électrode de cuivre pur.
CORRIGÉS DES EXERCICES ET PROBLÈMES DU CHAPITRE 9
Corrigés des exercices du chapitre 9
9.1 Raffinage électrolytique du cuivre
1. La réaction qui a lieu s’écrit :
Cu (s) + 2 Ag
+
=
Cu
2+
+ 2 Ag (s)
et la constante d’équilibre est telle que :
Δ r G
◦
= −RT ln K = −2F
E
◦
Ag
+
/Ag(s)
− E
◦
Cu
2+
/Cu(s)
.
À 298 K :
log K =
2
0, 06
E
◦
Ag
+
/Ag(s)
− E
◦
Cu
2+
/Cu(s)
.
Application numérique : K = 2, 2.10 15 (réaction très favorable d’un point de vue thermodynamique).
2. On recherche un potentiel unique, tel que l’intensité anodique soit égale à l’intensité cathodique. Ce potentiel est placé à la figure suivante. Il résulte une réaction rapide : on assiste
à une oxydation du cuivre et à une réduction des ions argent à une intensité significative, et
donc à une vitesse significative.
i
E
Ag
Ag
+
Cu
Cu 2+
H 2 O
O 2
H 3 O +
H 2
Ag
Ag
+
Cu
Cu
2+
potentiel pris
par la lame de
cuivre
3. À l’anode : il y a oxydation de l’électrode en cuivre, et oxydation de l’impureté plomb en
ions Pb 2+ :
Cu (s) −→ Cu
2+
+ 2 e
−
et
Pb (s) −→ Pb
2+
+ 2 e
−
.
L’argent (impureté) n’est pas oxydé. À la cathode, il n’y a que la réduction des ions Cu 2+
selon :
Cu
2+
+ 2 e
−
−→ Cu (s).
4. L’électrode impure (contenant Pb et Ag) est placée à l’anode. Au cours de l’expérience,
elle se désagrège car le cuivre est oxydé. Le plomb passe en solution sous forme d’ions
Pb 2+ tandis que l’argent demeure à l’état métallique (et tombe au fond du récipient lorsque
l’électrode se désagrège). À la cathode, seuls les ions cuivre sont réduits : on obtient une
électrode de cuivre pur.