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Exercices Pour s'échauffer/Pour commencer
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Exercices




Savoir-faire - Parcours d'apprentissage

7
14

12
DIFF

17
22

9
16
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Pour s'échauffer


5
Réaction forcée

Une pile réalise la réaction d’équation suivante :

Cd(s)+Cu2+(aq)Cd2+(aq)+Cu(s)\text{Cd(s)} + \text{Cu}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Cd}^{2+}(\text{aq}) + \text{Cu(s)}

Écrire l’équation de la réaction forcée entre les deux mêmes couples d'oxydoréduction.
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6
Équation de réaction d’électrolyse

Lors d’une électrolyse, les réactions électrochimiques aux électrodes sont
Ni(s)Ni2+(aq)+2 e\text{Ni(s)} \rightarrow \text{Ni}^{2+}(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- et Zn2+(aq)+2 eZn(s)\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\ \text{e}^- \rightarrow \text{Zn(s)}

Écrire l’équation de la réaction d’électrolyse.
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7
Équation d’électrolyse avec les couples

À l’état liquide, le chlorure de calcium CaCl2(l)\text{CaCl}_2(\text{l}) n’est constitué que d’ions faisant partie des couples Ca2+(l)/Ca(s)\text{Ca}^{2+}(\text{l})/\text{Ca(s)} et Cl2(g)/Cl(l)\text{Cl}_2(\text{g})/\text{Cl}^-(\text{l}).

Écrire l’équation de la réaction d’électrolyse du chlorure de calcium liquide.
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8
Réactions aux électrodes

La réaction d’électrolyse d’une solution de chlorure de fer (III) est :

2 Cl(aq)+2 Fe3+(aq)Cl2(g)+2 Fe2+(aq)2\ \text{Cl}^-(\text{aq}) + 2\ \text{Fe}^{3+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Cl}_2(\text{g}) + 2\ \text{Fe}^{2+}(\text{aq})

Écrire les demi-équations électrochimiques aux électrodes et les couples d'oxydoréduction mis en jeu.
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9
Charge électrique

Calculer la charge électrique QQ débitée durant l’électrolyse d’une solution de chlorure de sodium (Na+(aq) ; Cl(aq))(\text{Na}^+(\text{aq}) \ ; \ \text{Cl}^-(\text{aq})) pendant 5 min avec un courant d’intensité 25 mA.
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10
Quantité d’électrons transférés

La demi-équation électrochimique à la cathode d’un électrolyseur est
Al3+(aq)+3 eAl(s)\text{Al}^{3+}(\text{aq}) + 3\ \text{e}^- \rightarrow \text{Al(s)}

Écrire la quantité d’électrons transférés nen_\text{e} en fonction de la quantité de matière d’aluminium formé.
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Pour commencer

Réactions aux électrodes


11
Demi-équations aux électrodes

RAI/MOD : Modéliser une transformation

Bromure de cuivre

Une solution aqueuse de bromure de cuivre (II) (Cu2+(aq);2 Br(aq))(\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) ; 2\ \text{Br}^-(\text{aq})) est électrolysée avec des électrodes en graphite. Le dibrome est orange en solution aqueuse.

1. Écrire les demi-équations des réactions aux électrodes.


2. Écrire l'équation de la réaction d'électrolyse.


3. Décrire les observations pouvant être faites au niveau des électrodes.


Données
  • Couples d'oxydoréduction : Cu2+(aq)/Cu(s)\text{Cu}^{2+}\text{(aq)/Cu(s)} et Br2(aq)/Br(aq)\text{Br}_2 (\text{aq)/Br}^-(\text{aq})
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12
Identification d'électrodes

APP : Faire un schéma

L’électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre (Cu2+(aq) ; SO42(aq))(\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) \ ; \ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})) est réalisée dans un bécher avec deux électrodes en graphite ne réagissant pas. Après quelques minutes, l’une des électrodes se couvre d’une couche de cuivre métallique et à l’autre électrode est observé un dégagement gazeux de dioxygène.

1. Écrire les demi-équations électrochimiques aux électrodes, les ions sulfate étant spectateurs.


2. Faire un schéma du montage d’électrolyse en précisant les bornes du générateur, le sens des électrons dans les fils, le nom des électrodes et en représentant les transformations observées à leur surface.
Couleurs
Formes
Dessinez ici

3. Écrire l’équation de la réaction d’électrolyse.


Données
  • Couples d'oxydoréduction : Cu2+(aq)/Cu(s)\text{Cu}^{2+}\text{(aq)/Cu(s)} et O2(g)/H2O(l)\text{O}_2 (\text{g})/\text{H}_2\text{O}(\text{l})
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13
Recharge d’un accumulateur Ni-Cd\text{Ni-Cd}

APP : Extraire l'information utile

Accumulateurs Ni-Cd

Les accumulateurs nickel-cadmium ont été pendant longtemps les piles rechargeables les plus utilisées. Elles sont dorénavant interdites d’utilisation dans l’Union européenne.
Lorsque la pile se décharge, la réaction de fonctionnement est :

Cd(s)+2 NiO(OH)(s)+2 H2O(l)Cd(OH)2(s)+2 Ni(OH)2(s)\text{Cd(s)} + 2\ \text{NiO(OH)(s)} + 2\ \text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow \text{Cd(OH)}_2(\text{s}) + 2\ \text{Ni(OH)}_2(\text{s})

Le milieu interne de la pile rechargeable étant basique, la réaction à l’une des électrodes est alors :

Cd(s)+2 HO(aq)Cd(OH)2(s)+2 e\text{Cd(s)} + 2\ \text{HO}^-(\text{aq}) \rightarrow \text{Cd(OH)}_2(\text{s}) + 2\ \text{e}^-

1. Écrire les équations de réaction électrochimique aux deux électrodes lors de la recharge de l’accumulateur Ni-Cd\text{Ni-Cd}.


2. En déduire les deux couples d'oxydoréduction mis en jeu.
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Sens d'évolution


14
Évolution du quotient de réaction

APP : Faire des prévisions à l’aide d’un modèle

On réalise le mélange suivant à volume égal :
  • solution de sulfate de fer (II) (Fe2+(aq) ; SO42(aq))(\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) \ ; \ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})) de concentration en ion Fe2+(aq)\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) égale à [Fe2+]=1×102[\text{Fe}^{2+}] = 1 \times 10^{-2} mol·L‑1 ;
  • solution de sulfate de cérium (IV) (Ce4+(aq) ; 2 SO42(aq))(\text{Ce}^{4+}(\text{aq}) \ ; \ 2\ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})) de concentration en ion Ce4+\text{Ce}^{4+} égale à [Ce4+]=1×102[\text{Ce}^{4+}] = 1 \times 10^{-2} mol·L-1.

1. Écrire l’équation de réaction possible entre les ions Fe2+\text{Fe}^{2+} et les ions Ce4+\text{Ce}^{4+}.


2. Calculer le quotient de réaction initial Qr,iQ_{\text{r,i}} de ce mélange.


3. Préciser le sens d'évolution spontané du système sachant que la constante d’équilibre est égale à K=5×1015K = 5 \times 10^{15}.


On plonge dans le mélange deux électrodes inattaquables en graphite reliées à un générateur de courant continu.

4. a. Préciser le sens d'évolution du quotient de réaction QrQ_{\text{r}}.


b. Écrire l’équation de la réaction alors observée.


Données
  • Couples d'oxydoréduction : Fe3+(aq)/Fe2+(aq)\text{Fe}^{3+}\text{(aq)}/\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) et Ce4+(aq)/Ce3+(aq)\text{Ce}^{4+}(\text{aq})/\text{Ce}^{3+}(\text{aq})
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15
Prévision du sens d’évolution

RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents

On introduit dans un bécher 50 mL d’une solution bleue de sulfate de cuivre (II) à 0,20 mol·L‑1 en soluté apporté et 50 mL d’une solution de sulfate de zinc (II) de même concentration.
On y plonge alors une lame de zinc et une lame de cuivre :
Photographie de l'expérience réalisée


1. À partir de vos observations, écrire l’équation de réaction associée à cette transformation.


2. Déterminer le quotient de réaction Qr,iQ_{\text{r,i}} à l’état initial.


3. Montrer que les observations expérimentales confirment le sens d’évolution spontané du système.


4. Un générateur de courant continu est branché entre les deux électrodes, la borne négative étant connectée à la lame de zinc. Préciser le sens d'évolution du système chimique.


Donnée
  • Constante d’équilibre de la réaction : K=1037K = 10^{37}
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Variation de quantités de matière


16
Quantité d’électrons échangés

VAL : Analyser des résultats

Pour déposer une couche d’argent métallique sur un objet, l’électrolyse d’une solution aqueuse de nitrate d’argent (Ag+(aq) ; NO3(aq))(\text{Ag}^+(\text{aq})\ ; \ \text{NO}^{3-}(\text{aq})) de concentration [Ag+]=2,0×102[\text{Ag}^+] = 2,0 \times 10^{-2} mol·L-1 peut être réalisée. L’objet à recouvrir est placé à la cathode, l’intensité du courant est maintenue constante à 120120 mA durant 1515 min.

1. Écrire la demi-équation de la transformation à la cathode.


2. Calculer la charge électrique parcourant l’électrolyseur durant l’expérience.


3. En déduire la quantité d’électrons échangés à la cathode.


Données
  • Couple d'oxydoréduction de l’argent : Ag+(aq)/Ag(s)\text{Ag}^+(\text{aq})/\text{Ag(s)}
  • Constante de Faraday : F=9,65×104F = 9{,}65 \times 10^4 C·mol‑1
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17
Dégagement gazeux aux électrodes

APP : Formuler des hypothèses

L’électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de sodium (2 Na+(aq);SO42(aq))(2\ \text{Na}^+(\text{aq}) ; \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})) de concentration en soluté 1,01,0 mol·L-1 est réalisée avec des électrodes en platine, le générateur délivrant un courant de 0,300\text{0,300} A durant 15\text{15} min. Deux tubes remplis de la même solution sont positionnés à l’envers sur chacune des électrodes, car des dégagements gazeux y sont observés. Quelques gouttes de phénolphtaléine sont versées vers l’électrode reliée à la borne négative et se colorent en rose en raison d'un pH\text{pH} supérieur à 10\text{10}.

1. Écrire les demi-équations possibles aux électrodes.


2. En identifiant l’un des produits générés, en déduire le sens des demi‑équations lors de l’électrolyse.


3. En déduire l’équation de la réaction d’électrolyse en précisant quelle est l’espèce chimique qui est décomposée lors de cette expérience.


4. Déterminer la quantité d’électrons transférés à l’anode et en déduire la quantité de matière de gaz formé.


Données
  • Couple d'oxydoréduction de l’argent : Na+(aq)/Na(s)\text{Na}^+\text{(aq)/Na(s)}, S2O82(aq)/SO42(aq)\text{S}_2\text{O}_8^{2-}(\text{aq})/\text{SO}_4^{2-}(\text{aq}), H+(l)/H2(g)\text{H}^+\text{(l)/H}_2(\text{g}) et O2(g)/H2O(l)\text{O}_2\text{(g)/H}_2\text{O(l)}
  • Constante de Faraday : F=9,65×104F = 9{,}65 \times 10^4 C·mol‑1
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Conversion d’énergie


18
Chaîne énergétique

RAI/MOD : Utiliser avec rigueur le modèle de l'énergie

La première pile à combustible (PAC) fut créée par William R. Grove en 1839. Il montra qu’en recombinant du dihydrogène et du dioxygène, il était possible de créer simultanément de l’eau, de la chaleur et de l’électricité.

Schéma de principe d’une PAC
Schéma de principe d'une PAC


Représenter la chaîne énergétique de la pile à combustible.
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Une notion, trois exercices


DIFFÉRENCIATION

19
Légende d'un schéma ◉◉

APP : Maîtriser le vocabulaire du cours

Compléter le schéma de l’électrolyse du chlorure de calcium liquide en précisant la cathode, l’anode, les bornes du générateur et le sens des électrons. Pour cela, cliquer sur l'image et utiliser l'outil « dessin ».

Schéma de l'électrolyse du chlorure de calcium

20
Observations ◉◉

RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents

Un électrolyseur est constitué de deux électrodes en graphite et d’une solution aqueuse de nitrate d’argent (Ag+(aq) ; NO3(aq))(\text{Ag}^+(\text{aq}) \ ; \ \text{NO}^{-}_3(\text{aq})). Après déclenchement du générateur, l’une des électrodes se couvre d’une couche métallique grise et, autour de l’autre, on observe un dégagement gazeux.

Écrire les demi-équations électrochimiques des réactions réalisées aux électrodes et nommer ces électrodes.


Données
  • Couples d'oxydoréduction : Ag+(aq)/Ag(s)\text{Ag}^+\text{(aq)/Ag(s)}, H+(aq)/H2(g)\text{H}^+\text{(aq)/H}_2(\text{g}) et O2(g)/H2O(l)\text{O}_2\text{(g)/H}_2\text{O(l)}
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21
Schématisation d'une électrolyse ◉◉◉

RAI/ANA : Utiliser et interpréter des documents

Par électrolyse d’une solution aqueuse de sulfate de zinc (Zn2+(aq) ; SO42(aq))(\text{Zn}^{2+}(\text{aq})\ ; \ \text{SO}_4^{2-}(\text{aq})) acidifiée, on obtient du zinc métallique. Les électrodes sont en graphite. La réaction observée pendant l’électrolyse est :
2 Zn2+(aq)+2 H2O(l)2 Zn(s)+O2(g)+4 H+(aq)2\ \text{Zn}^{2+}(\text{aq}) +2\ \text{H}_2\text{O(l)} \rightarrow 2\ \text{Zn(s)} + \text{O}_2(\text{g}) + 4\ \text{H}^+(\text{aq})

1. Écrire les demi-équations électrochimiques.


2. Faire un schéma légendé de l’expérience en précisant le nom des électrodes, les réactions qui s’y réalisent et les bornes du générateur.
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