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Chapitre 7 – Oxydoréduction : piles et électrolyse

Exercices par capacités · Terminale générale

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026, 11:06

Capacités travaillées

C1 — Écrire demi-équations et équations d'oxydoréduction

Exercice 1

Écrire la demi-équation électronique de chacun des couples suivants :

  1. Cu²⁺/Cu
  2. Ag⁺/Ag
  3. Fe³⁺/Fe²⁺

Préciser dans chaque cas quel est l'oxydant et quel est le réducteur.

  1. \(\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightleftarrows \text{Cu}\) : oxydant Cu²⁺, réducteur Cu.
  2. \(\text{Ag}^{+} + e^- \rightleftarrows \text{Ag}\) : oxydant Ag⁺, réducteur Ag.
  3. \(\text{Fe}^{3+} + e^- \rightleftarrows \text{Fe}^{2+}\) : oxydant Fe³⁺, réducteur Fe²⁺.

L'oxydant est l'espèce qui capte des électrons ; le réducteur est celle qui en cède.

Exercice 2

Une lame de zinc plonge dans une solution de sulfate de cuivre(II) ; elle se recouvre de cuivre métallique. Couples : Cu²⁺/Cu et Zn²⁺/Zn.

  1. Écrire les deux demi-équations dans le sens où elles se produisent.
  2. En déduire l'équation de la réaction d'oxydoréduction.
  3. Identifier l'espèce oxydée et l'espèce réduite.
  1. Oxydation du zinc : \(\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2e^-\). Réduction du cuivre : \(\text{Cu}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Cu}\).
  2. Somme (les électrons s'éliminent) : \(\text{Zn}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \rightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s)\).
  3. Le zinc est oxydé (il cède 2 e⁻), l'ion cuivre(II) est réduit (il capte 2 e⁻).
Exercice 3

En milieu acide, l'ion permanganate MnO₄⁻ (couple MnO₄⁻/Mn²⁺) oxyde l'ion fer(II) (couple Fe³⁺/Fe²⁺).

  1. Établir la demi-équation du couple MnO₄⁻/Mn²⁺ (équilibrer O avec H₂O, H avec H⁺, la charge avec e⁻).
  2. Écrire l'équation de la réaction entre MnO₄⁻ et Fe²⁺.
  1. \(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightleftarrows \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}\) (4 O équilibrés par 4 H₂O, 8 H par 8 H⁺, charge : −1+8−5 = +2 ✓).
  2. Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (×5) puis somme :
    \(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\,\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{Fe}^{3+}\).

C2 — Modéliser le fonctionnement d'une pile

Exercice 4

On considère la pile schématisée ci-dessous : une lame de zinc dans une solution de Zn²⁺, une lame de cuivre dans une solution de Cu²⁺, reliées par un pont salin ; la réaction spontanée est Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

Zn Cu Zn²⁺(aq) Cu²⁺(aq) pont salin circuit extérieur
Pile zinc-cuivre (pile Daniell)
  1. Écrire la réaction qui se produit à chaque électrode et nommer chaque électrode (anode/cathode).
  2. En déduire la polarité de la pile (borne + et borne −).
  3. Indiquer le sens de circulation des électrons dans le circuit extérieur et le sens conventionnel du courant.
  1. Électrode de zinc : oxydation Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ : c'est l'anode. Électrode de cuivre : réduction Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu : c'est la cathode.
  2. Les électrons sont libérés à l'électrode de zinc : le zinc est la borne −, le cuivre la borne +.
  3. Les électrons circulent dans le circuit extérieur du zinc vers le cuivre ; le courant conventionnel circule en sens inverse, du cuivre (+) vers le zinc (−) à l'extérieur de la pile.
Exercice 5

Dans la pile de l'exercice 4 :

  1. Quel est le rôle du pont salin ? Que se passerait-il sans lui ?
  2. Dans quel sens évoluent les concentrations [Zn²⁺] et [Cu²⁺] au cours du fonctionnement ?
  3. Quand la pile cesse-t-elle de débiter (deux causes possibles) ?
  1. Le pont salin ferme le circuit électrique (circulation d'ions) et assure l'électroneutralité des deux compartiments. Sans lui, les charges s'accumuleraient et le courant s'arrêterait immédiatement.
  2. [Zn²⁺] augmente (production à l'anode) et [Cu²⁺] diminue (consommation à la cathode).
  3. La pile est « usée » quand un réactif est épuisé (électrode de zinc entièrement consommée ou plus d'ions Cu²⁺) — plus généralement quand le système atteint l'équilibre (Qr = K).
Exercice 6

On construit une pile avec les couples Ag⁺/Ag et Cu²⁺/Cu ; la réaction spontanée est : \(\text{Cu}(s) + 2\,\text{Ag}^+(aq) \rightarrow \text{Cu}^{2+}(aq) + 2\,\text{Ag}(s)\).

  1. Identifier l'anode et la cathode de cette pile.
  2. Écrire les réactions aux électrodes.
  1. Le cuivre est oxydé : l'électrode de cuivre est l'anode (borne −) ; l'argent est le siège de la réduction : électrode d'argent = cathode (borne +).
  2. Anode : \(\text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2e^-\). Cathode : \(\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}\) (×2 pour le bilan).

C3 — Relier quantité d'électricité et quantités de matière

Exercice 7

Une pile débite un courant d'intensité constante I = 50 mA pendant Δt = 2,0 h. Donnée : constante de Faraday F = 9,65 × 10⁴ C·mol⁻¹.

  1. Calculer la quantité d'électricité Q débitée.
  2. En déduire la quantité de matière d'électrons échangés.
  1. \(Q = I \cdot \Delta t = 50 \times 10^{-3} \times 2{,}0 \times 3600 = \mathbf{3{,}6 \times 10^{2}\ \text{C}}\).
  2. \(n(e^-) = \dfrac{Q}{F} = \dfrac{3{,}6 \times 10^{2}}{9{,}65 \times 10^{4}} = \mathbf{3{,}7 \times 10^{-3}\ \text{mol}}\).
Exercice 8

Dans une pile zinc-cuivre, l'anode de zinc perd une masse m = 0,65 g pendant le fonctionnement. Données : M(Zn) = 65,4 g·mol⁻¹ ; F = 9,65 × 10⁴ C·mol⁻¹ ; demi-équation Zn → Zn²⁺ + 2e⁻.

  1. Calculer la quantité de zinc consommée.
  2. En déduire la quantité d'électrons échangés, puis la quantité d'électricité Q (capacité électrique délivrée).
  3. Pendant combien de temps la pile a-t-elle pu débiter un courant de 100 mA ?
  1. \(n(\text{Zn}) = \dfrac{m}{M} = \dfrac{0{,}65}{65{,}4} = 9{,}9 \times 10^{-3}\ \text{mol}\).
  2. Chaque atome de zinc cède 2 électrons : \(n(e^-) = 2\,n(\text{Zn}) = 2{,}0 \times 10^{-2}\ \text{mol}\). \(Q = n(e^-) \times F = 2{,}0 \times 10^{-2} \times 9{,}65 \times 10^{4} = \mathbf{1{,}9 \times 10^{3}\ \text{C}}\).
  3. \(\Delta t = \dfrac{Q}{I} = \dfrac{1{,}9 \times 10^{3}}{0{,}100} = 1{,}9 \times 10^{4}\ \text{s} \approx \mathbf{5{,}3\ \text{h}}\).
Exercice 9

Une batterie annonce une capacité électrique de 2200 mA·h.

  1. Convertir cette capacité en coulombs.
  2. Quelle quantité de matière d'électrons cela représente-t-il ? (F = 9,65 × 10⁴ C·mol⁻¹)
  3. Pendant combien de temps peut-elle théoriquement alimenter un appareil consommant 275 mA ?
  1. \(Q = 2{,}200\ \text{A} \times 3600\ \text{s} = \mathbf{7{,}9 \times 10^{3}\ \text{C}}\) (2,2 A·h).
  2. \(n(e^-) = \dfrac{7{,}9 \times 10^{3}}{9{,}65 \times 10^{4}} = \mathbf{8{,}2 \times 10^{-2}\ \text{mol}}\).
  3. \(\Delta t = \dfrac{2200\ \text{mA·h}}{275\ \text{mA}} = \mathbf{8{,}0\ \text{h}}\).

C4 — Décrire une électrolyse (transformation forcée)

Exercice 10

Expliquer la différence fondamentale entre une pile et une électrolyse, en précisant pour chacune :

  1. le caractère spontané ou forcé de la transformation ;
  2. le sens de la conversion d'énergie.
  1. Dans une pile, la transformation est spontanée (Qr évolue vers K). Dans une électrolyse, un générateur extérieur impose un courant qui force la transformation dans le sens opposé au sens spontané (transformation forcée : Qr s'éloigne de K).
  2. Pile : énergie chimique → électrique. Électrolyse : énergie électrique → chimique (stockage, dépôt métallique, production de gaz…).
Exercice 11

Lors de l'électrolyse d'une solution de chlorure de zinc, on observe un dépôt de zinc sur une électrode et un dégagement de dichlore sur l'autre. Couples : Zn²⁺/Zn et Cl₂/Cl⁻.

  1. Écrire la réaction à la cathode (reliée à la borne − du générateur) et à l'anode (borne +).
  2. Écrire l'équation de l'électrolyse. Cette réaction pourrait-elle se produire spontanément ?
  1. Cathode (borne −, arrivée des électrons) : réduction \(\text{Zn}^{2+} + 2e^- \rightarrow \text{Zn}\). Anode (borne +) : oxydation \(2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2e^-\).
  2. \(\text{Zn}^{2+}(aq) + 2\,\text{Cl}^-(aq) \rightarrow \text{Zn}(s) + \text{Cl}_2(g)\). Non : la réaction spontanée est la réaction inverse (le dichlore oxyde le zinc) ; c'est bien une transformation forcée par le générateur.
Exercice 12

Pour argenter un couvert par électrolyse, on le place en cathode dans une solution d'ions Ag⁺. Le courant vaut I = 0,80 A pendant Δt = 30 min. Données : M(Ag) = 108 g·mol⁻¹ ; F = 9,65 × 10⁴ C·mol⁻¹ ; réaction à la cathode : Ag⁺ + e⁻ → Ag.

  1. Calculer la quantité d'électricité mise en jeu, puis la quantité d'électrons.
  2. En déduire la quantité puis la masse d'argent déposée.
  1. \(Q = I \cdot \Delta t = 0{,}80 \times 1800 = 1{,}44 \times 10^{3}\ \text{C}\). \(n(e^-) = \dfrac{Q}{F} = \dfrac{1{,}44 \times 10^{3}}{9{,}65 \times 10^{4}} = 1{,}5 \times 10^{-2}\ \text{mol}\).
  2. Un électron par ion Ag⁺ : \(n(\text{Ag}) = n(e^-) = 1{,}5 \times 10^{-2}\ \text{mol}\), soit \(m = n \times M = 1{,}5 \times 10^{-2} \times 108 = \mathbf{1{,}6\ \text{g}}\) d'argent déposé.