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Spécialité Physique-Chimie · Classe de Terminale

Électrochimie et réactions d'oxydoréduction

Piles, électrolyse et transferts d'électrons — Constitution et transformations de la matière (Terminale)

À propos de cette page
Cette évaluation sur « Électrochimie et réactions d'oxydoréduction » en terminale permet de faire le point sur ses connaissances en spécialité physique-chimie, comme lors d'un véritable contrôle. Elle suit le programme officiel de terminale et propose plusieurs exercices notés sur 20, avec un corrigé détaillé. Au programme : Oxydants et réducteurs : le couple ox/red, Nombre d'oxydation, Demi-équations électroniques et équations redox, Piles électrochimiques. Travaille seul, chronomètre-toi, puis compare tes réponses au corrigé pour identifier les points à revoir. Parfait pour mesurer ses progrès et réviser efficacement. Évaluation gratuite conçue par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de terminale en spécialité physique-chimie.
Évaluation finale · Niveau difficile · Durée 60 min · Noté sur 20
60:00

Évaluation complète de fin de chapitre, tout en niveau difficile. Travaille seul et sans aide, puis vérifie tes réponses avec le corrigé détaillé dépliable en bas de page.

Exercice 1 — Nombres d'oxydation et couples redox

/ 4 pts
  1. Calculer le nombre d'oxydation du manganèse dans $\text{KMnO}_4$ en détaillant le raisonnement.
  2. Indiquer pour chaque transformation si l'espèce est oxydée ou réduite : a) $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+}$ ; b) $\text{Cl}_2 \rightarrow \text{Cl}^-$ ; c) $\text{S}^{2-} \rightarrow \text{SO}_4^{2-}$ (n.o.(S) passe de −II à +VI).
  3. Donner le nom et le symbole de l'espèce qui gagne des électrons lors d'une réaction redox.

Exercice 2 — Demi-équations et équation bilan

/ 5 pts
  1. Écrire et équilibrer la demi-équation de réduction de $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$ en $\text{Cr}^{3+}$ en milieu acide.
  2. Écrire et équilibrer la demi-équation d'oxydation de $\text{Fe}^{2+}$ en $\text{Fe}^{3+}$.
  3. En déduire l'équation bilan de la réaction entre $\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}$ et $\text{Fe}^{2+}$ en milieu acide.
  4. Identifier l'oxydant et le réducteur dans cette réaction.

Exercice 3 — Pile électrochimique

/ 5 pts
  1. On réalise une pile avec les couples $\text{Ag}^+/\text{Ag}$ ($E° = +0{,}80\,\text{V}$) et $\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}$ ($E° = -0{,}25\,\text{V}$).
  2. a) Identifier l'anode et la cathode (en précisant la réaction qui s'y déroule).
  3. b) Écrire la réaction bilan spontanée de la pile.
  4. c) Calculer la f.é.m. standard de la pile.
  5. d) Préciser dans quel sens circulent les électrons dans le circuit extérieur.

Exercice 4 — Électrolyse et loi de Faraday

/ 4 pts
  1. On effectue une électrolyse d'une solution de $\text{NiSO}_4$ avec des électrodes inertes. $I = 1{,}5\,\text{A}$, durée = 2 heures. $M(\text{Ni}) = 58{,}7\,\text{g/mol}$, $F = 96\,500\,\text{C/mol}$. Demi-équation cathodique : $\text{Ni}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Ni}$.
  2. 1. Calculer la charge totale $Q$ ayant circulé.
  3. 2. En déduire la quantité de matière d'électrons $n_e$.
  4. 3. Calculer la masse de nickel déposée à la cathode.

Exercice 5 — Synthèse : analyse d'un document

/ 2 pts
  1. Un élève réalise l'électrolyse d'une solution de $\text{CuSO}_4$. Il observe un dépôt rougeâtre à la cathode et un dégagement gazeux à l'anode.
  2. a) Identifier le dépôt rougeâtre et écrire la demi-équation correspondante.
  3. b) Identifier le gaz dégagé à l'anode et écrire la demi-équation.
  4. c) Pourquoi cette réaction nécessite-t-elle un générateur extérieur ?
✓Corrigé détaillé

Exercice 1 — Nombres d'oxydation et couples redox
Corrigé :
1. K = +I, O = −II ; n.o.(K) + n.o.(Mn) + 4·n.o.(O) = 0 → (+I) + n.o.(Mn) + 4(−II) = 0 → n.o.(Mn) = +VII.
2. a) Fe²⁺ → Fe³⁺ : n.o. augmente → oxydation. b) Cl₂ → Cl⁻ : n.o. diminue de 0 à −I → réduction. c) S²⁻ → SO₄²⁻ : n.o. augmente de −II à +VI → oxydation.
3. L'espèce qui gagne des électrons est l'oxydant (il est réduit).

Exercice 2 — Demi-équations et équation bilan
Corrigé :
1. Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (O : 7H₂O ; H : 14H⁺ ; charges : gauche = −2+14−6 = +6 = droite 2×3 = +6 ✓).
2. Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻.
3. On multiplie ×6 la demi-équation d'oxydation : 6Fe²⁺ → 6Fe³⁺ + 6e⁻.
Bilan : Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6Fe²⁺ → 2Cr³⁺ + 6Fe³⁺ + 7H₂O.
4. Oxydant = Cr₂O₇²⁻ (réduit). Réducteur = Fe²⁺ (oxydé).

Exercice 3 — Pile électrochimique
Corrigé :
a) E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V > E°(Ni²⁺/Ni) = −0,25 V. Cathode (réduction) : Ag⁺ + e⁻ → Ag ; Anode (oxydation) : Ni → Ni²⁺ + 2e⁻. L'anode est le pôle (−), la cathode est le pôle (+).
b) Bilan (×2 pour Ag, ×1 pour Ni) : 2Ag⁺ + Ni → 2Ag + Ni²⁺.
c) E° = E°(cathode) − E°(anode) = 0,80 − (−0,25) = +1,05 V.
d) Les électrons circulent de l'anode Ni (pôle −) vers la cathode Ag (pôle +) dans le circuit extérieur.

Exercice 4 — Électrolyse et loi de Faraday
Corrigé :
1. Q = I × t = 1,5 × 7200 = 10 800 C.
2. n_e = Q/F = 10 800 / 96 500 = 0,1119 mol ≈ 0,112 mol.
3. n(Ni) = n_e/2 = 0,112/2 = 0,0560 mol.
m(Ni) = n × M = 0,0560 × 58,7 = 3,29 g.

Exercice 5 — Synthèse : analyse d'un document
Corrigé :
a) Dépôt rougeâtre = cuivre métal. Cathode : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu.
b) Gaz à l'anode : dioxygène O₂ (avec des électrodes inertes dans CuSO₄). Anode : 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻.
c) La réaction globale est non spontanée (f.é.m. < 0 dans ce sens). Le générateur fournit l'énergie électrique nécessaire pour forcer la réaction dans le sens non thermodynamiquement favorisé.

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