Constitution et transformations de la matière - Spécialité
Évolution forcée d'un système chimique
Exercice 1 : Production de métaux par électrolyse
On veut réaliser l'argenture d'objets métalliques en y déposant des couches d'argent. Pour cela on place des paires d'électrodes dans une solution de sulfate d'argent acidifié.
On dispose de \( 5 \) paires d'électrodes, parcourues par
des courants de même intensité \( I \).
Chaque anode a une aire \( A = \dfrac{29}{100} m^{2} \) et est traversée
par un courant de densité \( j_S = \dfrac{I}{S} = \dfrac{23}{50} A\mathord{\cdot}cm^{-2} \)
L'équation d'oxydation à l'anode s'écrit :
\[ 2H_2O= 4H^+ + O_2 + 4e^- \]
- Constante de Faraday : \( F = 9,65 \times 10^{4} C\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
- Masse molaire de l'argent : \( 47 g\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
On utilisera le symbole \( \longrightarrow \) du clavier virtuel.
On donnera le résultat en secondes, avec deux chiffres significatifs, et suivi de l'unité qui convient.
Exercice 2 : Production de métaux par électrolyse
On souhaite raffiner du cuivre par électrolyse. Pour cela on place des paires d'électrodes de cuivre dans une solution électrolyque de sulfate de cuivre : \( Cu^{2+}_{aq} + SO_4^{2-} \).
On dispose de \( 42 \) paires d'électrodes, parcourues par
des courants de même intensité \( I \).
Chaque anode a une aire \( A = \dfrac{17}{100} m^{2} \) et est traversée
par un courant de densité \( j_S = \dfrac{I}{S} = \dfrac{37}{50} A\mathord{\cdot}cm^{-2} \)
L'équation d'oxydation à l'anode s'écrit :
\[ Cu = Cu^{2+} + 2e^- \]
- Constante de Faraday : \( F = 9,65 \times 10^{4} C\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
- Masse molaire du cuivre : \( 29 g\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
On utilisera le symbole \( \longrightarrow \) du clavier virtuel.
On donnera le résultat en secondes, avec deux chiffres significatifs, et suivi de l'unité qui convient.
Exercice 3 : Production de métaux par électrolyse
On veut réaliser l'argenture d'objets métalliques en y déposant des couches d'argent. Pour cela on place des paires d'électrodes dans une solution de sulfate d'argent acidifié.
On dispose de \( 12 \) paires d'électrodes, parcourues par
des courants de même intensité \( I \).
Chaque anode a une aire \( A = \dfrac{21}{100} m^{2} \) et est traversée
par un courant de densité \( j_S = \dfrac{I}{S} = \dfrac{41}{50} A\mathord{\cdot}cm^{-2} \)
L'équation d'oxydation à l'anode s'écrit :
\[ 2H_2O= 4H^+ + O_2 + 4e^- \]
- Constante de Faraday : \( F = 9,65 \times 10^{4} C\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
- Masse molaire de l'argent : \( 47 g\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
On utilisera le symbole \( \longrightarrow \) du clavier virtuel.
On donnera le résultat en secondes, avec deux chiffres significatifs, et suivi de l'unité qui convient.
Exercice 4 : Production de métaux par électrolyse
On veut réaliser l'argenture d'objets métalliques en y déposant des couches d'argent. Pour cela on place des paires d'électrodes dans une solution de sulfate d'argent acidifié.
On dispose de \( 47 \) paires d'électrodes, parcourues par
des courants de même intensité \( I \).
Chaque anode a une aire \( A = \dfrac{97}{100} m^{2} \) et est traversée
par un courant de densité \( j_S = \dfrac{I}{S} = \dfrac{17}{25} A\mathord{\cdot}cm^{-2} \)
L'équation d'oxydation à l'anode s'écrit :
\[ 2H_2O= 4H^+ + O_2 + 4e^- \]
- Constante de Faraday : \( F = 9,65 \times 10^{4} C\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
- Masse molaire de l'argent : \( 47 g\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
On utilisera le symbole \( \longrightarrow \) du clavier virtuel.
On donnera le résultat en secondes, avec deux chiffres significatifs, et suivi de l'unité qui convient.
Exercice 5 : Production de métaux par électrolyse
On souhaite raffiner du cuivre par électrolyse. Pour cela on place des paires d'électrodes de cuivre dans une solution électrolyque de sulfate de cuivre : \( Cu^{2+}_{aq} + SO_4^{2-} \).
On dispose de \( 23 \) paires d'électrodes, parcourues par
des courants de même intensité \( I \).
Chaque anode a une aire \( A = \dfrac{3}{5} m^{2} \) et est traversée
par un courant de densité \( j_S = \dfrac{I}{S} = \dfrac{24}{25} A\mathord{\cdot}cm^{-2} \)
L'équation d'oxydation à l'anode s'écrit :
\[ Cu = Cu^{2+} + 2e^- \]
- Constante de Faraday : \( F = 9,65 \times 10^{4} C\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
- Masse molaire du cuivre : \( 29 g\mathord{\cdot}mol^{-1} \)
On utilisera le symbole \( \longrightarrow \) du clavier virtuel.
On donnera le résultat en secondes, avec deux chiffres significatifs, et suivi de l'unité qui convient.