Chapitre 9 | Première STI2D — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
Durée : 1 h — Barème : /20 — Calculatrice autorisée
Les réponses doivent être justifiées. Les demi-équations et équations doivent être équilibrées en atomes et en charges.
1. Définir en une phrase : une oxydation ; une réduction ; un oxydant ; un réducteur. (2 pts)
2. Écrire et équilibrer la demi-équation électronique des couples : (a) \(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\) ; (b) \(\text{Al}^{3+}/\text{Al}\) ; (c) \(\text{Ag}^{+}/\text{Ag}\). (3 pts)
3. Dans la réaction \(\text{Mg}+2\,\text{H}^{+}\longrightarrow\text{Mg}^{2+}+\text{H}_2\), identifier l'oxydant et le réducteur, en justifiant par le sens du transfert d'électrons. (2 pts)
1. Oxydation = perte d'électrons ; réduction = gain d'électrons ; oxydant = espèce qui capte des électrons (elle est réduite) ; réducteur = espèce qui cède des électrons (elle est oxydée). (0,5 pt chacun)
2. (a) \(\text{Zn}^{2+}+2\,e^-=\text{Zn}\) ; (b) \(\text{Al}^{3+}+3\,e^-=\text{Al}\) ; (c) \(\text{Ag}^{+}+1\,e^-=\text{Ag}\). Dans chaque cas, atomes équilibrés et charge nulle des deux côtés. (1 pt chacun)
3. \(\text{Mg}\rightarrow\text{Mg}^{2+}\) : le magnésium perd 2 e⁻ → oxydé → c'est le réducteur. \(\text{H}^{+}\rightarrow\text{H}_2\) : les ions H⁺ gagnent des e⁻ → réduits → c'est l'oxydant.
On réalise une pile en associant une demi-pile aluminium (couple \(\text{Al}^{3+}/\text{Al}\)) et une demi-pile cuivre (couple \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\)), reliées par un pont salin. L'aluminium se dissout, du cuivre se dépose.
1. Écrire la demi-équation d'oxydation et la demi-équation de réduction. (2 pts)
2. Établir l'équation d'oxydoréduction équilibrée (attention aux nombres d'électrons). (2,5 pts)
3. Préciser l'anode et la cathode, ainsi que leur pôle (+ / −). (1,5 pt)
4. Indiquer le sens de circulation des électrons dans le fil. (1 pt)
1. Oxydation : \(\text{Al}\rightarrow\text{Al}^{3+}+3\,e^-\). Réduction : \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^-\rightarrow\text{Cu}\).
2. L'aluminium cède 3 e⁻, le cuivre en capte 2 : plus petit commun multiple = 6. On multiplie l'oxydation par 2 et la réduction par 3 :
\(2\,\text{Al}\rightarrow 2\,\text{Al}^{3+}+6\,e^-\) et \(3\,\text{Cu}^{2+}+6\,e^-\rightarrow 3\,\text{Cu}\), d'où :
\(2\,\text{Al}+3\,\text{Cu}^{2+}\longrightarrow 2\,\text{Al}^{3+}+3\,\text{Cu}\).
Charges : à gauche \(3\times(+2)=+6\), à droite \(2\times(+3)=+6\). Atomes : 2 Al et 3 Cu de chaque côté. Équilibrée.
3. L'électrode d'aluminium (oxydation) est l'anode, pôle (−). L'électrode de cuivre (réduction) est la cathode, pôle (+).
4. Les électrons circulent dans le fil de l'anode aluminium (−) vers la cathode cuivre (+).
Une charpente métallique en acier ordinaire est exposée à l'air humide.
1. Expliquer, en termes de transfert d'électrons, pourquoi l'acier rouille. Écrire la demi-équation d'oxydation du fer (couple \(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}\)). (2 pts)
2. Un ingénieur propose deux solutions : (a) utiliser un acier inoxydable ; (b) galvaniser l'acier ordinaire. Expliquer le principe de chacune. (2,5 pts)
3. Pourquoi une pièce en or ne nécessite-t-elle aucune protection contre la corrosion ? (1,5 pt)
1. Le fer est un bon réducteur : au contact de l'eau et du dioxygène, il cède des électrons et s'oxyde : \(\text{Fe}\rightarrow\text{Fe}^{2+}+2\,e^-\). Le dioxygène capte ces électrons ; les ions fer formés donnent la rouille (oxyde de fer hydraté).
2. (a) Acier inoxydable : il contient du chrome (≈ 10,5 % au moins) qui forme une couche d'oxyde mince, dense et protectrice, isolant le métal de l'air et de l'eau ; elle se reforme si elle est rayée. (b) Galvanisation : on recouvre l'acier de zinc ; le zinc, meilleur réducteur, s'oxyde à la place du fer (protection sacrificielle), donc le fer est protégé tant qu'il reste du zinc.
3. L'or est un métal noble, très mauvais réducteur : il ne cède pratiquement pas ses électrons, donc il ne s'oxyde pas. Il résiste naturellement à la corrosion.