Page 1 sur 1

électrolyse

Publié : 11/06/2017, 12:10
par jujuvdb
Bonjour, j'ai ce problème de chimie à résoudre:

On réalise la réaction d'électrolyse suivante pendant 50 min, sous un courant d'intensité constante de 8 A :
2Ag + Fe2+ = Fe + 2Ag+
Quelle est la masse de fer déposée, et à quelle électrode se depose-t-elle ? (Anode ou cathode ?)
On rappelle la constante de Faraday : 96 500 C.mol-1 et la masse molaire du fer : 55,9 g.mol-1

j'y suis depuis plus d'une heure et je retombe toujours sur le même résultat qui n'est pas correcte: 6,95 g
j'utilise la formule: m(Fe)=(i*t*M)/2F

SVP AIDEZ MOI !! :oops:

Re: électrolyse

Publié : 12/06/2017, 11:18
par darrigan
Bonjour,

Je ne comprends pas bien pourquoi tu donnes une équation de réaction entre l'argent et les ions fer II, alors que tu parles d'électrolyse.

Quoi qu'il en soit, les ions $Fe^{2+}$ sont des cations, donc ils migrent vers la cathode, c'est-à-dire l'électrode reliée au pôle négatif du générateur.

L'électrolyse dure un $t = 50 \;min = 3000 \;s$. L'intensité est $I = 8 \;A = 8 \;C.s^{-1}$. Donc la charge électrique totale qui a circulé est $Q = 3000 \times 8 = 24000 \;C$
L'ion fer II étant chargé 2+, il faut bien diviser par 2.
La constante de Faraday étant $F = 96500 \;C.mol^{-1}$, il y a donc un équivalent en mole de fer : $n_{Fe} = \frac{2400}{2 \times 96500} = 0,124 \;mol$.
Soit en masse : $ m_{Fe} = 0,124 \times 55,9 = 6,95 \; g$

Pourquoi dis-tu que ton résultat est faux ?