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Spécialité Physique-Chimie Terminale

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Piles et électrolyse : transformations spontanées et forcées

Oxydants et réducteurs usuels, caractère réducteur des métaux du bloc s ; transfert d’électrons par contact ou par un circuit extérieur ; pile : demi-piles, pont salin, polarité, tension à vide ; usure et capacité électrique d’une pile ; électrolyse, transformation forcée, quantités de matière et rendement faradique ; stockage et conversion de l’énergie chimique.

À propos de cette page
Un devoir surveillé d’une heure trente, noté sur 20 points avec calculatrice, en quatre exercices de 5 points : une pile étain-cuivre, une pile bouton à l’oxyde d’argent, la production du sodium par électrolyse et la critique d’une copie sur un cuivrage, avec un corrigé détaillé et son barème.
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Devoir surveillé · ★★ et ★★★ · Durée 90 min · Noté sur 20
90:00
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Devoir surveillé – Piles et électrolyse : transformations spontanées et forcées

Durée : 90 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Spécialité Physique-Chimie Terminale

Nom : Date : Note : / 20

Tous les calculs doivent figurer sur la copie. Les résultats seront donnés sous la forme la plus simple possible.

Exercice 1 – Une pile étain-cuivre ★★

(5 pts)

Une lame d’étain de masse 2,50 g plonge dans 50,0 mL d’une solution de sulfate d’étain(II) à 0,100 mol·L−1 ; une lame de cuivre dans 50,0 mL d’une solution de sulfate de cuivre(II) à 0,140 mol·L−1. Un pont salin au nitrate de potassium relie les deux solutions. Une table donne, à 25 °C, pour Sn2+(aq) + Cu(s) = Sn(s) + Cu2+(aq), la constante K ≈ 5 × 10−17. Données : F = 9,65 × 104 C·mol−1 ; M(Sn) = 118,7 g·mol−1.

  1. a)Exprimer le quotient de réaction associé à l’équation donnée, calculer sa valeur initiale et en déduire le sens d’évolution spontanée.
  2. b)Écrire la réaction à chaque électrode ; nommer chaque électrode et donner sa polarité.
  3. c)Indiquer le sens des électrons et du courant dans le circuit extérieur, puis le sens de déplacement des ions du pont salin.
  4. d)Déterminer la capacité électrique de la pile, en coulombs puis en mA·h.
  5. e)La pile débite un courant constant de 20,0 mA. Calculer sa durée de fonctionnement et la masse d’étain consommée.

Exercice 2 – Une pile bouton à l’oxyde d’argent ★★

(5 pts)

Une pile bouton met en jeu, en milieu basique, la réaction d’équation Zn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s). Sa tension vaut 1,55 V et sa capacité annoncée 150 mA·h. Elle alimente un appareil qui consomme un courant constant de 50,0 µA pendant 12 h par jour, et rien le reste du temps. Il existe aussi des accumulateurs argent-zinc, rechargeables : en décharge, l’oxyde d’argent y est réduit en argent et le zinc y est oxydé, comme dans la pile bouton. Données : F = 9,65 × 104 C·mol−1 ; M(Zn) = 65,4 g·mol−1.

  1. a)Identifier, en justifiant, l’espèce oxydée et l’espèce réduite, puis la polarité de l’électrode de zinc.
  2. b)Convertir la capacité en coulombs et calculer la quantité d’électrons correspondante.
  3. c)En déduire la masse de zinc consommée par une décharge complète.
  4. d)Calculer la durée de vie de la pile dans cet appareil, en jours.
  5. e)Calculer l’énergie électrique que la pile peut fournir. Pendant la charge d’un accumulateur argent-zinc, à quel pôle du chargeur relie-t-on l’électrode d’argent ? Est-elle alors l’anode ou la cathode ? Justifier.

Exercice 3 – Le sodium, produit par électrolyse ★★★

(5 pts)

Le sodium Na (Z = 11) est produit par électrolyse du chlorure de sodium fondu, additionné de chlorure de calcium pour qu’il reste liquide vers 600 °C (procédé Downs). Le sel fondu contient des ions Na+ et Cl−. Le sodium liquide se forme sur une électrode de fer, le dichlore gazeux sur une électrode de graphite. Une cellule fonctionne sous I = 4,00 × 104 A et U = 7,0 V, avec un rendement faradique de 85,0 %. Données : F = 9,65 × 104 C·mol−1 ; M(Na) = 23,0 g·mol−1 ; 1 kW·h = 3,6 × 106 J.

  1. a)Écrire la configuration électronique de l’atome de sodium et justifier que le sodium métallique est un réducteur très fort.
  2. b)Écrire la réaction à chaque électrode, nommer les électrodes et préciser à quel pôle du générateur chacune est reliée.
  3. c)Le sodium et le dichlore réagissent violemment l’un avec l’autre. Expliquer pourquoi la production du sodium exige une transformation forcée et comment évolue Qr pendant l’électrolyse.
  4. d)Calculer la masse de sodium réellement produite en 24,0 h.
  5. e)Calculer l’énergie électrique consommée par kilogramme de sodium produit, en kW·h.

Exercice 4 – Cuivrer une pièce : critique d’une copie ★★★

(5 pts)

Pour recouvrir de cuivre une pièce métallique de surface 50,0 cm2, on l’utilise comme électrode dans un bain de sulfate de cuivre(II), sous une intensité I = 1,20 A pendant 25,0 min. Un élève rédige : « Q = 1,20 × 25,0 = 30,0 C ; n(e−) = Q × F ≈ 2,9 × 106 mol ; la masse de cuivre déposée vaut m = n(e−) × M(Cu). » Données : F = 9,65 × 104 C·mol−1 ; M(Cu) = 63,5 g·mol−1 ; masse volumique du cuivre ρ = 8,96 g·cm−3.

  1. a)À quel pôle du générateur la pièce est-elle reliée ? Justifier.
  2. b)Relever et expliquer les trois erreurs de l’élève.
  3. c)Reprendre le calcul et déterminer la masse de cuivre déposée.
  4. d)En déduire l’épaisseur du dépôt, en micromètres.
  5. e)Le rendement faradique réel du bain vaut 95,0 %. Quelle masse de cuivre obtient-on réellement ?

Bon courage !

Ce document est la propriété intellectuelle de Ben, professeur particulier (benprofparticulier.fr), protégée par le Code de la propriété intellectuelle (art. L. 111-1 et L. 122-4). Il est mis à disposition pour un usage personnel de révision. Toute reproduction, diffusion, mise en ligne ou revente, totale ou partielle, sans autorisation écrite est interdite et constitue une contrefaçon (art. L. 335-2).

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Corrigé et barème – Piles et électrolyse : transformations spontanées et forcées

Durée : 90 min – Calculatrice autorisée – Sur 20 points · Spécialité Physique-Chimie Terminale

Exercice 1 – Une pile étain-cuivre ★★

(5 pts)
  1. a)Les métaux sont solides : Qr=[Cu2+][Sn2+] (0,5 pt). Qr,i = 0,140 ÷ 0,100 = 1,40, très supérieur à K : le système évolue dans le sens inverse de l’équation écrite, Sn(s) + Cu2+(aq) → Sn2+(aq) + Cu(s) (0,5 pt). (1)
  2. b)Lame d’étain : Sn(s) → Sn2+(aq) + 2 e−, oxydation : anode, pôle − (0,5 pt). Lame de cuivre : Cu2+(aq) + 2 e− → Cu(s), réduction : cathode, pôle + (0,5 pt). (1)
  3. c)Circuit extérieur : électrons de la lame d’étain vers la lame de cuivre, courant de la lame de cuivre vers la lame d’étain (0,5 pt). Pont salin : les ions K+ vont vers la solution de cuivre, où des ions Cu2+ disparaissent ; les ions NO3− vers celle de l’étain, où des ions Sn2+ apparaissent (0,5 pt). (1)
  4. d)n(Sn) = 2,50 ÷ 118,7 ≈ 2,11 × 10−2 mol et n(Cu2+) = 0,0500 × 0,140 mol, soit 7,00 × 10−3 mol ; dans le sens de fonctionnement, la constante vaut 1 ÷ K ≈ 2 × 1016 : transformation totale, Cu2+ limitant, xmax = 7,00 × 10−3 mol (0,5 pt). Deux électrons échangés : Qmax = 2 × 7,00 × 10−3 × 96 500 ≈ 1,35 × 103 C, soit 1 351 ÷ 3,6 ≈ 375 mA·h (0,5 pt). (1)
  5. e)Δt = 1 351 ÷ 0,0200 = 67 550 s, soit 18,8 h (0,5 pt). n(Sn) = xmax = 7,00 × 10−3 mol : m = 7,00 × 10−3 × 118,7 ≈ 0,831 g (0,5 pt). (1)

Erreur fréquente — Lire le sens de fonctionnement sur l’équation écrite : avec K ≈ 5 × 10−17 et Qr,i = 1,40, c’est la réaction inverse qui avance. Et la lame d’étain n’est en excès que parce que le calcul le montre.

Exercice 2 – Une pile bouton à l’oxyde d’argent ★★

(5 pts)
  1. a)Le zinc cède deux électrons (Zn → ZnO) : il est oxydé ; l’oxyde d’argent, dont l’argent devient métal, est réduit (0,5 pt). L’électrode de zinc, siège de l’oxydation, est l’anode : le pôle − (0,5 pt). (1)
  2. b)1 mA·h = 3,6 C : Q = 150 × 3,6 = 540 C (0,5 pt). n(e−) = 540 ÷ 96 500 ≈ 5,60 × 10−3 mol (0,5 pt). (1)
  3. c)Deux électrons par atome de zinc : n(Zn) = 5,60 × 10−3 ÷ 2 ≈ 2,80 × 10−3 mol (0,5 pt), m ≈ 2,80 × 10−3 × 65,4 ≈ 0,183 g (0,5 pt). (1)
  4. d)Δt = Q ÷ I = 540 ÷ (50,0 × 10−6) = 1,08 × 107 s de fonctionnement (0,5 pt). L’appareil fonctionne 12 × 3 600 = 43 200 s par jour : 1,08 × 107 ÷ 43 200 = 250 jours (0,5 pt), et non 125 jours, durée d’un fonctionnement continu. (1)
  5. e)E = U × Q = 1,55 × 540 ≈ 837 J (0,5 pt). Les bornes gardent leur signe : l’électrode d’argent, cathode donc pôle + pendant la décharge (le zinc est le pôle −), est reliée au pôle + du chargeur, qui lui retire des électrons ; l’argent y est oxydé en oxyde d’argent : c’est l’anode, alors qu’elle était la cathode pendant la décharge (0,5 pt). (1)

Le point clé — Une capacité en mA·h se convertit en coulombs (× 3,6) avant tout calcul de quantité d’électrons.

Exercice 3 – Le sodium, produit par électrolyse ★★★

(5 pts)
  1. a)Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 (0,5 pt). Métal du bloc s, il n’a qu’un électron de valence, qu’il cède très facilement pour prendre la configuration du néon : Na → Na+ + e−, c’est un réducteur fort (0,5 pt). (1)
  2. b)Électrode de fer : Na+ + e− → Na, réduction : cathode, reliée au pôle − (0,5 pt). Électrode de graphite : 2 Cl− → Cl2 + 2 e−, oxydation : anode, reliée au pôle + (0,5 pt). (1)
  3. c)La réaction spontanée est 2 Na + Cl2 → 2 NaCl, l’inverse de l’électrolyse (0,5 pt). Le générateur impose le sens contraire : la transformation est forcée et Qr s’éloigne de K (0,5 pt). (1)
  4. d)Δt = 24,0 × 3 600 = 86 400 s, Q = 4,00 × 104 × 86 400 = 3,456 × 109 C, n(e−) ≈ 3,58 × 104 mol = n(Na) théorique, car un électron par atome (0,5 pt). m = 0,850 × 3,581 × 104 × 23,0 ≈ 7,00 × 105 g = 700 kg (0,5 pt). (1)
  5. e)E = U × Q = 7,0 × 3,456 × 109 ≈ 2,42 × 1010 J (0,5 pt). Par kilogramme : 2,42 × 1010 ÷ 700 ≈ 3,46 × 107 J, soit ≈ 9,6 kW·h (0,5 pt). (1)

Le point clé — Na+ + e− → Na : un électron par atome, n(Na) = n(e−) ; avec Mg2+ ou Al3+, il faudrait diviser par 2 ou par 3.

Exercice 4 – Cuivrer une pièce : critique d’une copie ★★★

(5 pts)
  1. a)Le dépôt Cu2+ + 2 e− → Cu est une réduction : la pièce est la cathode (0,5 pt), reliée au pôle − du générateur, qui lui fournit les électrons (0,5 pt). (1)
  2. b)La durée doit être en secondes : Δt = 1 500 s, pas 25,0 (0,5 pt). La charge se divise par F : n(e−) = Q ÷ F ; 106 mol est absurde (0,5 pt). Deux électrons par atome de cuivre : n(Cu) = n(e−) ÷ 2 avant de multiplier par M (0,5 pt). (1)
  3. c)Q = 1,20 × 1 500 = 1 800 C, n(e−) = 1 800 ÷ 96 500 ≈ 1,87 × 10−2 mol (0,5 pt). n(Cu) ≈ 9,33 × 10−3 mol, m ≈ 9,33 × 10−3 × 63,5 ≈ 0,592 g (0,5 pt). (1)
  4. d)V = m ÷ ρ = 0,592 ÷ 8,96 ≈ 6,61 × 10−2 cm3 (0,5 pt). e = V ÷ S = 6,61 × 10−2 ÷ 50,0 ≈ 1,32 × 10−3 cm = 13,2 µm (0,5 pt). (1)
  5. e)m = 0,950 × 0,5922 ≈ 0,563 g : le reste de la charge alimente des réactions parasites (0,5 pt). (1)

Erreur fréquente — Un million de moles d’électrons pour quelques minutes d’électrolyse doit alerter : la charge se divise par F.

Ce document est la propriété intellectuelle de Ben, professeur particulier (benprofparticulier.fr), protégée par le Code de la propriété intellectuelle (art. L. 111-1 et L. 122-4). Il est mis à disposition pour un usage personnel de révision. Toute reproduction, diffusion, mise en ligne ou revente, totale ou partielle, sans autorisation écrite est interdite et constitue une contrefaçon (art. L. 335-2).

Ce contrôle de spécialité physique-chimie Terminale en bref

Un devoir surveillé type contrôle en classe sur « Piles et électrolyse : transformations spontanées et forcées » : 4 exercices, 90 minutes, noté sur 20. Le sujet et le corrigé sont téléchargeables en PDF, prêts à imprimer, pour travailler comme en classe.

  • Exercice 1 — Une pile étain-cuivre ★★/ 5 pts
  • Exercice 2 — Une pile bouton à l’oxyde d’argent ★★/ 5 pts
  • Exercice 3 — Le sodium, produit par électrolyse ★★★/ 5 pts
  • Exercice 4 — Cuivrer une pièce : critique d’une copie ★★★/ 5 pts

Notions évaluées

Oxydant, réducteur, couple oxydant/réducteur, demi-équation, eau de Javel, ion hypochlorite, dioxygène, dichlore, acide ascorbique, dihydrogène, métal, bloc s, électron de valence, gaz noble, transfert d’électrons par contact, circuit extérieur, pile, demi-pile, pont salin, membrane, électrode inerte, anode, cathode, oxydation, réduction, pôle positif, pôle négatif, tension à vide, sens du courant, sens des électrons, migration des ions, critère d’évolution, quotient de réaction, constante d’équilibre, usure d’une pile, quantité d’électricité, constante de Faraday, ampère-heure, capacité électrique, réactif limitant, électrolyse, transformation forcée, électrolyseur, générateur, produits aux électrodes, rendement faradique, galvanoplastie, anode soluble, accumulateur, charge, décharge, pile à combustible, photosynthèse, énergie électrique E = U × Q, stockage de l’énergie.

Pour préparer ce contrôle

  1. Relire le cours et la fiche de révision.
  2. Refaire les exercices corrigés.
  3. Se tester avec le QCM (24 questions).
  4. Faire ce sujet en conditions réelles — 90 min, sans le cours — puis se corriger et noter les points à revoir.

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Questions fréquentes sur ce sujet
Combien de temps dure ce contrôle sur « Piles et électrolyse : transformations spontanées et forcées » ?
90 minutes pour 4 exercices notés sur 20. Prévois le double si tu enchaînes avec la correction.
Le corrigé est-il fourni ?
Oui : le corrigé complet est fourni en PDF (bouton « Télécharger le corrigé »), avec le barème exercice par exercice.
Ce sujet peut-il servir de DS, de contrôle ou d'interrogation ?
Oui : c'est un devoir surveillé complet de 90 minutes. Pour une interrogation courte, garde un ou deux exercices ; pour un DS ou un contrôle de fin de chapitre, fais le sujet entier en temps limité.
Ce sujet suit-il le programme de spécialité physique-chimie de terminale ?
Oui : il évalue uniquement les notions du chapitre « Piles et électrolyse : transformations spontanées et forcées » du programme officiel de spécialité physique-chimie en terminale, soit : transformation spontanée modélisée par une réaction d’oxydo-réduction ; transfert spontané d’électrons par contact entre réactifs et par l’intermédiaire d’un circuit extérieur ; pile, demi-piles, pont salin ou membrane, tension à vide ; fonctionnement d’une pile, réactions électrochimiques aux électrodes ; usure d’une pile, capacité électrique d’une pile ; oxydants et réducteurs usuels ; caractère réducteur des métaux du bloc s ; passage forcé d’un courant pour réaliser une transformation chimique ; constitution et fonctionnement d’un électrolyseur ; variations de quantité de matière à partir de la durée et de l’intensité ; stockage et conversion d’énergie chimique : piles, accumulateurs, organismes chlorophylliens, enjeux sociétaux.
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Moi c'est Ben, j'ai créé ce site pour aider le plus d'élèves possible, partout en France. Je peux aussi reprendre avec toi ce qui coince en cours particulier : en visio, ou à domicile si tu es à Marseille.

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