Oxydoréduction : sens d'évolution, piles et électrolyse | Physique-Chimie | Terminale spécialité
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
On donne les couples \(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}\) et \(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\).
1. Écris la demi-équation électronique de chaque couple. 2. Identifie l'oxydant et le réducteur de chaque couple.
1. \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^- = \text{Cu}\) et \(\text{Zn}^{2+}+2\,e^- = \text{Zn}\).
2. Dans chaque couple, l'oxydant (capte les électrons) est l'ion \(\text{Cu}^{2+}\) (resp. \(\text{Zn}^{2+}\)) et le réducteur (cède les électrons) est le métal \(\text{Cu}\) (resp. \(\text{Zn}\)).
Le zinc métallique réagit avec les ions cuivre(II) : \(\text{Zn}\) est oxydé, \(\text{Cu}^{2+}\) est réduit.
Établis l'équation de la réaction d'oxydoréduction à partir des deux demi-équations.
Oxydation : \(\text{Zn} = \text{Zn}^{2+}+2\,e^-\). Réduction : \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^- = \text{Cu}\).
En additionnant (les \(2\,e^-\) se simplifient) : \(\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}\).
On réalise la pile Daniell avec les couples précédents (le zinc est le réducteur le plus fort ; c'est lui qui est oxydé spontanément).
1. À quelle électrode a lieu l'oxydation ? Est-ce l'anode ou la cathode ? 2. Quelle est la polarité (+/−) de chaque électrode ? 3. Quel est le rôle du pont salin ?
1. L'oxydation \(\text{Zn} = \text{Zn}^{2+}+2\,e^-\) a lieu à l'électrode de zinc : c'est l'anode (siège de l'oxydation).
2. L'anode (zinc) est le pôle − (elle libère les électrons dans le circuit) ; la cathode (cuivre) est le pôle +.
3. Le pont salin assure la fermeture du circuit et la neutralité électrique des solutions en laissant migrer les ions.
Une pile débite un courant constant \(I = 50\) mA pendant \(\Delta t = 2{,}0\) h. Donnée : constante de Faraday \(F = 9{,}65\times 10^{4}\) C·mol\(^{-1}\).
1. Calcule la quantité d'électricité \(Q\) débitée. 2. En déduire la quantité de matière d'électrons \(n(e^-)\) échangée.
1. \(Q = I\,\Delta t = 50\times 10^{-3}\times (2{,}0\times 3600) = 0{,}050\times 7200 = 3{,}6\times 10^{2}\) C.
2. \(Q = n(e^-)\,F\), donc \(n(e^-)=\dfrac{Q}{F}=\dfrac{3{,}6\times 10^{2}}{9{,}65\times 10^{4}}\approx 3{,}7\times 10^{-3}\) mol.
1. En quoi une électrolyse diffère-t-elle d'une pile du point de vue énergétique ? 2. Dans une électrolyse, le sens d'évolution est-il le sens spontané ou son opposé ? Pourquoi la nomme-t-on « transformation forcée » ?
1. Une pile fournit de l'énergie électrique (transformation spontanée) ; une électrolyse consomme de l'énergie électrique fournie par un générateur.
2. L'électrolyse impose le sens opposé au sens spontané, grâce au générateur : c'est pourquoi on parle de transformation forcée.
On réalise l'électrolyse d'une solution d'ions \(\text{Cu}^{2+}\). À la cathode : \(\text{Cu}^{2+}+2\,e^- \rightarrow \text{Cu}\). Le courant vaut \(I = 1{,}0\) A pendant \(\Delta t = 30\) min. Données : \(F = 9{,}65\times 10^{4}\) C·mol\(^{-1}\) ; \(M(\text{Cu}) = 63{,}5\) g·mol\(^{-1}\).
1. Calcule \(Q\) puis \(n(e^-)\). 2. En déduire la quantité de matière de cuivre déposée. 3. Calcule la masse de cuivre déposée.
1. \(Q = I\,\Delta t = 1{,}0\times (30\times 60)=1{,}8\times 10^{3}\) C ; \(n(e^-)=\dfrac{Q}{F}=\dfrac{1{,}8\times 10^{3}}{9{,}65\times 10^{4}}\approx 1{,}9\times 10^{-2}\) mol.
2. D'après la demi-équation, \(n(\text{Cu})=\dfrac{n(e^-)}{2}\approx 9{,}3\times 10^{-3}\) mol.
3. \(m(\text{Cu})=n(\text{Cu})\times M=9{,}3\times 10^{-3}\times 63{,}5\approx 0{,}59\) g.