Chapitre 4 | Terminale STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
Exercices progressifs corrigés. Cherche chaque exercice avant de dérouler la correction.
Déterminer le nombre d'oxydation de l'élément souligné : (a) le soufre dans \(\text{H}_2\text{S}\) ; (b) le chlore dans \(\text{ClO}^-\) ; (c) le chrome dans \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\) ; (d) le carbone dans \(\text{CO}_2\).
(a) \(\text{H}_2\text{S}\) : \(2\times(+1) + x = 0 \Rightarrow x = -2\) → S au n.o. \(-\text{II}\).
(b) \(\text{ClO}^-\) : \(x + (-2) = -1 \Rightarrow x = +1\) → Cl au n.o. \(+\text{I}\).
(c) \(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}\) : \(2x + 7\times(-2) = -2 \Rightarrow 2x = 12 \Rightarrow x = +6\) → Cr au n.o. \(+\text{VI}\).
(d) \(\text{CO}_2\) : \(x + 2\times(-2) = 0 \Rightarrow x = +4\) → C au n.o. \(+\text{IV}\).
Pour chaque réaction, déterminer les variations de n.o. et identifier l'oxydant et le réducteur.
1. Na : \(0 \to +\text{I}\) (augmente) → réducteur \(\text{Na}\). Cl : \(0 \to -\text{I}\) (diminue) → oxydant \(\text{Cl}_2\).
2. Cu : \(0 \to +\text{II}\) (augmente) → réducteur \(\text{Cu}\). Ag : \(+\text{I} \to 0\) (diminue) → oxydant \(\text{Ag}^+\).
Écrire et équilibrer, en milieu acide, la demi-équation électronique de chaque couple :
(a) \(\text{H}_2\text{O}_2/\text{H}_2\text{O}\) (l'oxygène passe de \(-\text{I}\) à \(-\text{II}\)) ; (b) \(\text{NO}_3^-/\text{NO}\).
(a) O : équilibrer avec \(\text{H}_2\text{O}\) → \(\text{H}_2\text{O}_2 \rightleftharpoons 2\,\text{H}_2\text{O}\) (2 O de chaque côté). H : 2 à gauche, 4 à droite → ajouter \(2\,\text{H}^+\) à gauche. Charges : gauche \(+2\), droite \(0\) → \(2\,\text{e}^-\) à gauche.
(b) N : 1 de chaque côté. O : \(3 \to 1\) → ajouter \(2\,\text{H}_2\text{O}\) à droite. H : \(4\) à droite → \(4\,\text{H}^+\) à gauche. Charges : gauche \((-1)+4 = +3\), droite \(0\) → \(3\,\text{e}^-\) à gauche.
L'eau oxygénée \(\text{H}_2\text{O}_2\) oxyde les ions fer(II) en milieu acide. Couples : \(\text{H}_2\text{O}_2/\text{H}_2\text{O}\) et \(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}\).
(a) Écrire les deux demi-équations. (b) En déduire l'équation globale équilibrée. (c) Vérifier la conservation des charges.
(a) \(\text{H}_2\text{O}_2 + 2\,\text{H}^+ + 2\,\text{e}^- \rightleftharpoons 2\,\text{H}_2\text{O}\) (réduction) ; \(\text{Fe}^{2+} \rightleftharpoons \text{Fe}^{3+} + \text{e}^-\) (oxydation, \(\times 2\)).
(b) Somme (2 électrons échangés) :
(c) Charges : gauche \(0 + 2 + (2\times{+2}) = +6\) ; droite \(0 + (2\times{+3}) = +6\). Équilibrée.
On réalise une pile fer-argent : demi-pile \(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}\) et demi-pile \(\text{Ag}^+/\text{Ag}\). La mesure au voltmètre montre que l'électrode d'argent est le pôle +.
(a) Indiquer l'anode et la cathode, et le siège de l'oxydation. (b) Donner le sens de circulation des électrons dans le fil et du courant. (c) Écrire l'équation de fonctionnement de la pile.
(a) L'argent est pôle + → cathode (réduction : \(\text{Ag}^+ + \text{e}^- \to \text{Ag}\)). Le fer est pôle − → anode (oxydation : \(\text{Fe} \to \text{Fe}^{2+} + 2\,\text{e}^-\)).
(b) Électrons dans le fil : de l'anode (fer, −) vers la cathode (argent, +). Courant \(I\) : sens inverse, de l'argent (+) vers le fer (−) dans le circuit extérieur.
(c) On combine (2 électrons, réduction \(\times 2\)) :
Dans une pile, l'électrode de zinc (réactif limitant) a une masse initiale \(m = 1{,}96\ \text{g}\). Données : \(M(\text{Zn}) = 65{,}4\ \text{g·mol}^{-1}\), \(F = 96\,500\ \text{C·mol}^{-1}\). Demi-équation : \(\text{Zn} \to \text{Zn}^{2+} + 2\,\text{e}^-\).
(a) Calculer \(n(\text{Zn})\). (b) En déduire \(n(\text{e}^-)\) et la quantité d'électricité \(Q\). (c) Si la pile débite un courant constant \(I = 20\ \text{mA}\), estimer sa durée de vie \(t\) (\(Q = I\times t\)).
(a) \(n(\text{Zn}) = \dfrac{m}{M} = \dfrac{1{,}96}{65{,}4} = 0{,}0300\ \text{mol}\).
(b) \(n(\text{e}^-) = 2\times 0{,}0300 = 0{,}0600\ \text{mol}\). \(Q = n(\text{e}^-)\times F = 0{,}0600\times 96\,500 = 5{,}79\times 10^{3}\ \text{C}\).
(c) \(t = \dfrac{Q}{I} = \dfrac{5{,}79\times 10^{3}}{20\times 10^{-3}} = 2{,}90\times 10^{5}\ \text{s} \approx 80\ \text{h}\).
Un technicien de laboratoire étudie le couple manganèse. Données : \(F = 96\,500\ \text{C·mol}^{-1}\), \(M(\text{Al}) = 27{,}0\ \text{g·mol}^{-1}\).
Partie A — oxydo-réduction. Le permanganate de potassium (contenant \(\text{MnO}_4^-\)) oxyde les ions fer(II) en milieu acide.
1. Déterminer le n.o. du manganèse dans \(\text{MnO}_4^-\) et dans \(\text{Mn}^{2+}\), puis le nombre d'électrons échangés par le manganèse.
2. Écrire les deux demi-équations et l'équation globale.
Partie B — pile aluminium-cuivre. On construit une pile avec les demi-piles \(\text{Al}^{3+}/\text{Al}\) et \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\). Le voltmètre indique que le cuivre est le pôle +.
3. Faire le schéma annoté de la pile (électrodes, polarité, pont salin, sens des électrons, du courant et des ions).
4. Écrire l'équation de fonctionnement.
5. L'électrode d'aluminium (limitante) a une masse initiale de \(0{,}540\ \text{g}\). Calculer \(n(\text{Al})\), puis \(n(\text{e}^-)\) et la quantité d'électricité \(Q\) que peut débiter la pile.
1. Dans \(\text{MnO}_4^-\) : \(x + 4\times(-2) = -1 \Rightarrow x = +7\) → \(+\text{VII}\). Dans \(\text{Mn}^{2+}\) : \(+\text{II}\). Variation de \(\text{VII}\) à \(\text{II}\) = 5 → 5 électrons captés par le manganèse (réduction).
2. \(\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}\) (\(\times 1\)) ; \(\text{Fe}^{2+} \rightleftharpoons \text{Fe}^{3+} + \text{e}^-\) (\(\times 5\)). Équation globale :
3. Schéma attendu : à gauche lame d'aluminium (pôle −, anode) dans une solution d'ions \(\text{Al}^{3+}\) ; à droite lame de cuivre (pôle +, cathode) dans une solution d'ions \(\text{Cu}^{2+}\) ; fil + voltmètre reliant les deux ; pont salin entre les béchers. Électrons : Al → Cu dans le fil ; courant : sens inverse (Cu → Al à l'extérieur) ; dans le pont salin, cations vers le compartiment cuivre, anions vers le compartiment aluminium.
4. Pôle − : \(\text{Al} \rightleftharpoons \text{Al}^{3+} + 3\,\text{e}^-\) (\(\times 2\)) ; pôle + : \(\text{Cu}^{2+} + 2\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}\) (\(\times 3\)) :
5. \(n(\text{Al}) = \dfrac{0{,}540}{27{,}0} = 0{,}0200\ \text{mol}\). D'après \(\text{Al} \to \text{Al}^{3+} + 3\,\text{e}^-\) : \(n(\text{e}^-) = 3\times 0{,}0200 = 0{,}0600\ \text{mol}\). \(Q = 0{,}0600\times 96\,500 = 5{,}79\times 10^{3}\ \text{C} \approx 5{,}8\ \text{kC}\).