Exercice 1 — Vocabulaire et définitions
1. Définitions (0,5 pt chacune)
- Oxydation : perte d'électrons par une espèce chimique (le réducteur s'oxyde en cédant ses électrons).
- Réduction : gain d'électrons par une espèce chimique (l'oxydant se réduit en captant des électrons).
- Oxydant : espèce chimique capable de capter des électrons ; il se réduit lors de la réaction. Exemple : Cu²⁺, O₂, Ag⁺.
- Réducteur : espèce chimique capable de céder des électrons ; il s'oxyde lors de la réaction. Exemple : Fe, Zn, C.
2. Exemple concret (2 pts)Exemple attendu :
plonger une pièce de cuivre dans une solution de nitrate d'argent AgNO₃.
Réaction : Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag.
- Oxydant : l'ion argent Ag⁺ (il capte un électron et se réduit en argent métallique).
- Réducteur : le cuivre Cu (il cède 2 électrons et s'oxyde en ion Cu²⁺).
Autre exemple accepté : plongement du fer dans CuSO₄, pile électrique, etc. — l'essentiel est d'identifier correctement l'oxydant et le réducteur.
Exercice 2 — Couples oxydant/réducteur et demi-équations
1. Demi-équation de réduction de Zn²⁺ (1 pt)
Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
Justification : l'ion Zn²⁺ porte une charge +2, il doit donc capter 2 électrons pour former l'atome de zinc neutre.
2. Demi-équation d'oxydation du fer Fe (1 pt)
Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
Justification : le fer neutre perd 2 électrons pour former l'ion Fe²⁺ (charge +2) ; il s'oxyde.
3. Réaction globale (1 pt)
On additionne les deux demi-équations (les 2 e⁻ s'annulent) :
Fe + Zn²⁺ → Fe²⁺ + Zn
Attention : c'est le fer qui réagit avec les ions Zn²⁺ en solution (le zinc est produit).
4. Oxydant et réducteur (2 pts)
- Oxydant : Zn²⁺ (il capte 2 e⁻ et se réduit en Zn). (1 pt)
- Réducteur : Fe (il cède 2 e⁻ et s'oxyde en Fe²⁺). (1 pt)
Exercice 3 — Combustion et calculs
Équation : C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O
Données : masse de propane = 44 g, M(C₃H₈) = 44 g/mol, M(O₂) = 32 g/mol, M(CO₂) = 44 g/mol, M(H₂O) = 18 g/mol.
1. Nombre de moles de propane (1 pt)
n(C₃H₈) = m / M = 44 / 44 = 1 mol
2. Moles de dioxygène consommées (1 pt)
D'après l'équation, 1 mol de C₃H₈ consomme 5 mol de O₂ :
n(O₂) = 5 × 1 = 5 mol
3. Masse de CO₂ produite (1,5 pt)
1 mol de C₃H₈ produit 3 mol de CO₂ :
n(CO₂) = 3 × 1 = 3 mol
m(CO₂) = n × M = 3 × 44 = 132 g
4. Vérification de la conservation de la masse (1,5 pt)
Masse des réactifs :
m(C₃H₈) = 44 g
m(O₂) = 5 × 32 = 160 g
Total réactifs = 44 + 160 = 204 g
Masse des produits :
m(CO₂) = 132 g
n(H₂O) = 4 × 1 = 4 mol → m(H₂O) = 4 × 18 = 72 g
Total produits = 132 + 72 = 204 g
✓ Masse réactifs = Masse produits = 204 g. La loi de conservation de la masse est bien vérifiée.
Exercice 4 — Corrosion et protection
1. Conditions nécessaires à la formation de la rouille (1 pt)
La rouille se forme lorsque le fer est en présence simultanée de :
- Dioxygène O₂ (présent dans l'air)
- Eau H₂O (humidité ou eau liquide)
Les deux conditions sont indispensables : le fer ne rouille pas dans de l'eau pure sans O₂ dissous, ni dans de l'air parfaitement sec.2. Principe de la galvanisation et choix du zinc (2 pts)Principe de la galvanisation : on dépose une fine couche de
zinc sur la surface du fer (par immersion dans du zinc fondu ou électrodéposition). (0,5 pt)
Pourquoi le zinc protège-t-il le fer ? (1,5 pt)
Le zinc est un
réducteur plus fort que le fer : son potentiel d'oxydation est plus élevé. Lorsque l'ensemble est exposé à l'air humide, c'est le zinc qui s'oxyde préférentiellement à la place du fer :
Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻Le zinc joue le rôle d'
anode sacrificielle : il se corrode en protégeant le fer, même si la couche est éraflée.
Pourquoi pas le cuivre ?Le cuivre est un réducteur
moins fort que le fer. Une couche de cuivre sur le fer ne se sacrifierait pas à sa place ; au contraire, elle formerait avec le fer une pile galvanique qui
accélérerait la corrosion du fer.
Exercice 5 — Pile électrochimique (document)
Réaction : Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag
1. Identification de l'anode et de la cathode (2 pts)
- Anode (borne −) : électrode de zinc. (1 pt)
Justification : le zinc s'oxyde (cède des électrons) selon la demi-équation :
Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
L'oxydation a toujours lieu à l'anode. Le zinc est donc l'anode et la borne négative de la pile. - Cathode (borne +) : électrode d'argent. (1 pt)
Justification : les ions Ag⁺ en solution se réduisent (captent des électrons) en argent métallique :
Ag⁺ + e⁻ → Ag
La réduction a toujours lieu à la cathode. L'électrode d'argent est donc la cathode et la borne positive de la pile.
2. Sens de circulation des électrons (1 pt)Les électrons circulent dans le fil électrique
de l'anode (zinc) vers la cathode (argent), c'est-à-dire de la borne négative vers la borne positive.
Rappel : le courant électrique conventionnel circule en sens inverse, de + vers −, mais les électrons vont toujours de l'anode vers la cathode dans le circuit externe.