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chimie : thermodynamique, procédés et électrochimie (PSI) · Chapitre 5 · Application directe du cours

Loi de Faraday, du dépôt de cuivre à l'affinage

Électrochimie : thermodynamique et cinétique des réactions redox · niveau 2

Énoncé

On dépose du cuivre par $Cu X^{2 +} + 2 e X^{-} Cu$ ( $M = 63.5 g / mol$ ) sous $I = 2.0 A$ pendant $1.0 h$ . Quelle masse est déposée si $ρ_{F} = 0, 95$ ?
Dans une usine d'affinage, une anode de cuivre impur se dissout et le cuivre pur se dépose à la cathode, sous $500 A$ pendant $24 h$ , avec $ρ_{F} = 0, 95$ et une tension de cellule de $0.35 V$ . Calculer la masse de cuivre déposée et l'énergie consommée, puis l'énergie par tonne. Comparer aux $3 MWh$ par tonne de l'électro-extraction du zinc et expliquer l'écart.

Corrigé

Charge : $Q = I t = 2, 0 \times 3600 = 7200 C$ . Masse idéale : $m_{0} = \frac{M Q}{n _{e} F} = \frac{63 , 5 \times 7200}{2 \times 96 485} \approx 2.37 g$ . Avec le rendement faradique : $m = ρ_{F} m_{0} = 0, 95 \times 2, 37 \approx 2.25 g$ .
$Q = 500 \times 24 \times 3600 = 4.32 \times 1 0^{7} C$ , d'où $m = 0, 95 \times \frac{4 , 32 \times 1 0 ^{7}}{2 \times 96 485} \times 63, 5 = 13.5 kg$ . Énergie : $W = U Q = 0, 35 \times 4, 32 \times 1 0^{7} = 1.51 \times 1 0^{7} J = 4.2 kWh$ , soit $0.31 MWh$ par tonne : dix fois moins que pour le zinc. À anode soluble, la réaction à l'anode est l'inverse de celle de la cathode : l'écart thermodynamique est nul, et la tension ne paie que les surpotentiels (faibles, couple rapide) et la chute ohmique ; le zinc, lui, exige près de $2 V$ de thermodynamique et l'oxydation lente de l'eau.

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