Electrolyse

[sab89]

bonjour , je n'arrive pas à faire cet exercice pourriez vous m'aider :

merci d'avance

[Barbidoux]

1-------------------------

A l’anode (électrode relié au pôle + du générateur externe) une oxydation

I^(-)-> (1/2)*I2+ e^(-)

A la cathode (électrode relié au pôle - du générateur externe) une réduction

H^(+)+ e^(-)-> (1/2)*H2

L’acide Iodhydrique (H^(+)+I^(-)) étant considéré comme totalement dissocié ==> [H^(+)]=0,05 mol/L et pH=-lg{H^(+)}=-lg{5*10^(-2)}=1,3

2-----------------------

Réaction de dosage

I2+2*SO3^(2-) --> 2*I^(-)+S4O6^(2-)

L’équivalence est repérée par disparition de la couleur brune de l’iode . On peut augmenter la sensibilité de cette disparition en ajoutant à la solution, au voisinage de l’équivalence, du thiodène composé qui donne une couleur bleue intense en présence de I2.

-----------------------

Le nombre de moles d’ion I^(-) consommées pendant la duré de l’expérience est donnée par la relation de Faraday

n(I^(-))=I*t/(n(e^(-))*F) où n(e^(-)) est le nombre d’électrons échangés dans la réaction d’électrode et F le faraday ==>

n(I^(-)=0,25*30*60/(96500)=4,66*10^(-3) mol ==> La concentration d’ion iodure consommée dans le volume initial de solution vaut :

[i^(-)]_consommée=4,66*10^(-3)/0,2=2,33*10^(-2) mol/L

La concentration en diiode correspondante qui a et produite vaut :

[i2]p=[i^(-)]c/2=1,17*10^(-2) mol/L

La relation d’équivalence s’écrit n(I2)=n(S2O3^(2-)/2

==> C(I2)*V(I2)=C(S2O^3^(2-))*V(S2O3^(2-))/2 ==>V(S2O3^(2-))=2*C(I2)*V(I2)/C(S2O^3^(2-))=2*1,17*10^(-2)*0,01/0,01=2,34*10^(-2) L =22,4 mL

Une même quantité [H^(+)]_consommée d’ion H^(+) que celle d’ion I^(-) a été consommée au cours de l’électrolyse (réaction d’électrode mettant en jeu le même nombre d’électrons). Donc à la fin de l’électrolyse

[H^(+)]=[H^(+)]_initiale-[H^(+)]_consommée=5*10^(-2)-2,33*10^(-2)=2,67*10^(-2) mol/L ==> pH=-lg(2,67*10^(-2))=1,57

Les calculs sont à vérifier...