On s’intéresse à une pile constituée d’une demi-pile Ag⁺ / Ag  et d’une demi-pile Cu²⁺ / Cu reliées par un pont salin.

La constante d’équilibre associée à la réaction :

est K = 2 x 10 ¹⁵.

Les concentrations des ions métalliques sont [Ag⁺] = 0,010 mol / L et [Cu²⁺] = 0,020 mol / L.

Les solutions utilisées ont chacune un volume V = 0,100 L.

1)- Déterminer le quotient de réaction dans l’état initial.

En déduire le sens d’évolution spontané de la réaction qui se produit dans la pile.

2)- Établir les équations des réactions se produisant aux électrodes puis l’équation de la transformation ayant lieu dans la pile.

3)- Indiquer la polarité de cette pile et son schéma conventionnel. Nommer les électrodes.

4)- Faire un schéma de la pile et y représenter le mouvement des différents porteurs de charges.

5)- Comment varient les concentrations en ions métalliques dans chaque demi-pile ?

Comment est assurée l’électroneutralité de chaque solution au cours du fonctionnement de la pile ?

6)- Pour une durée de fonctionnement t, la variation de masse de l’électrode d’argent Δm (Ag) = 67,0 mg.

Déterminer la quantité d’électricité Q mise en jeu ?

7)- Déterminer la variation de masse de l’électrode de cuivre. 

8)- Quelles sont les concentrations en ions métalliques après cette durée de fonctionnement t ?

On donne : M (Ag) = 108 g / mol ; M (Cu) = 63,5 g / mol ;

1 F = 96500 C / mol

On réalise l’électrolyse d’une solution aqueuse d’acide iodhydrique (H ⁺_aq+ I ^– _aq), entre des électrodes inattaquables de platine, à 25°C.

Pour cela, on utilise un volume V = 500 mL d’une solution de concentration C = 0,10 mol / L.

On observe la formation de diiode I₂ en solution à l’anode et un dégagement de gaz à la cathode.

Le gaz formé « aboie » en présence d’une flamme.

L’expérimentateur effectue l’électrolyse de la solution pendant une durée t = 45 min, sous un courant d’intensité I = 0,50 A.

1)- Écrire les équations des réactions se produisant aux électrodes, en déduire l’équation de la réaction d’électrolyse.

2)- Déterminer le pH de la solution initiale.

3)- Calculer la quantité d’électricité Q qui a traversé l’électrolyseur, en déduire la quantité de matière en électrons échangés.

4)- Établir la relation liant Q et la quantité de matière en protons ayant réagi.

5)- En déduire la quantité de matière en protons restant après l’électrolyse, ainsi que le pH de la solution.

6)- Déterminer le volume de gaz formé à la cathode.

La pression dans les conditions de cette expérience est P = 1,013  × 10 ⁵ Pa.