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Publié : **11/06/2017, 12:10**

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 !!

Publié : **12/06/2017, 11:18**

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 ?

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