Dans le texte Aspects quantitatifs de l'électrolyse, vous avez vu des relations mathématiques qui s'établissent entre les quantités impliquées dans un processus d'électrolyse, telles que le courant électrique (i), la quantité de charge électrique (Q) nécessaire pour que le processus se produise et le temps (t) qui mener à. Il a également été découvert la quantité de charge électrique qui est transportée lorsqu'il y a 1 mole d'électrons ou, selon la constante d'Avogadro, 6,02. 1023 électrons.
En bref, les relations sont :
Voici maintenant trois exemples de la façon dont vous pouvez utiliser ces informations pour résoudre des problèmes pratiques d'électrochimie. Il est important de noter qu'ici nous utilisons la valeur 96486 C. Cependant, dans la plupart des publications chimiques, la valeur arrondie 96500 C est utilisée.
1er exemple : Considérons une galvanoplastie dans laquelle une pièce a été recouverte d'argent. A la fin de ce processus électrolytique, la quantité de charge utilisée pour les ions Ag
+ s'ils réduisaient l'Ag, il était de 0,05 faraday. Sachant que la masse molaire de l'argent est égale à 108 g/mol, dites quelle a été la masse d'argent déposée dans ce processus ?Résolution:
Ag+ (ici) + et- → Ag(s)
↓ ↓
1 mol e-1 mol
↓ ↓
1 faraday 108 g
0,05 faraday m
m = 5,4 g
2e exemple : Disons que nous réalisons l'électrolyse d'une solution aqueuse de sulfate de nickel (NiSO4), en appliquant un courant électrique égal à 0,10 A pendant 386 secondes. Quelle sera la masse de nickel qui sera obtenue à la cathode? (Données: masse molaire de Ni = 58,7 g/mol)
Résolution:
Ni2+ + 2e- → Ni(s)
↓ ↓
2 mol e-1 mol
↓ ↓
2 (96486 C) 58,7 g
Pour établir une relation de règle de trois et trouver la masse qui s'est formée dans ce cas, nous devons d'abord trouver la quantité de charge électrique (Q):
Q = je. t
Q = 0,10. 386
Q = 38,6C
Donc nous avons:
2 (96486 C) 58,7 g
38,6 cm
m = 2265.82C. g
192972 C
m = 0,01174 g ou 11,74 mg
3ème exemple : Nous disposons de trois cuves électrolytiques connectées en série et soumises à un courant de 5 A pendant une durée de 32 minutes et 10 secondes. Dans la première cuve, nous avons une solution CuSO4; sur le second, on a une solution de FeCl3; et dans le troisième, nous avons une solution AgNO3. Déterminer les masses de chacun des métaux déposés sur les électrodes des trois puits. (Masses molaires: Cu = 63,5 g/mol, Fe = 56 g/mol, Ag = 108 g/mol).
Résolution:
Tout d'abord, passons la valeur du temps en secondes :
1 minute 60 secondes
32 minutes t
t = 1920 + 10 secondes = 1930 secondes
Avec ces données, nous pouvons déterminer la quantité de charge électrique Q :
Q = je. t
Q = 5. 1930
Q = 9650 C
Maintenant, nous utilisons des règles de trois pour chacune des demi-réactions qui se produisent dans les trois cuves pour connaître les masses respectives de métaux déposés :
1er Cuba: 2e Cuba: 3e Cuba :
Cul2+ + 2e- → Cu(s) Foi3+ (ici) + 3 et- → Fe(s) Ag+ (ici) + et- → Ag(s)
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
2 mol e-1 mol 3 mol e- 1 mol 1 mol e-1 mol
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
2. (96486 C) 63,5 g 3. (96486 C) 56 g 96486 C 108 g
9650 Cm 9650Cm 9650Cm
m 3,175 g de Cu(s)m 1,867 g de Fe(s)m = 10,8 g d'Ag(s)
Par Jennifer Fogaça
Diplômé en Chimie
La source: École du Brésil - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/aplicacoes-dos-aspectos-quantitativos-eletrolise.htm
