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Chap10 - Transformations forcées. L'électrolyse
Exercices corrigés Exercice 6 p 237 : électrolyse et critère d'évolution spontanée
L'électrolyse d'une solution de nitrate d'argent donne un dépôt d'argent à
la cathode et un dégagement de O2(g) à l'anode.
Calcul de Qr après quelques instants :
[pic]
[O2] = [pic] = 2,08.10-4 mol.L-1
[H+] = 10-pH = 10-3 mol.L-1
[Ag+] = 1,0.10-1 mol.L-1
d'où Qr,i = 2,08.10-12 > K.
L'évolution spontanée est donc dans le sens inverse de l'équation.
Ici la réaction est dans le sens direct, elle est donc forcée.

Exercice 9 p 238 : électrolyse d'une solution d'iodure de potassium a) Schéma
b) A la cathode se produit une réduction, le gaz y est produit, or le
dioxygène est produit par l'oxydation de l'eau. Il est donc inutile ici.
c) Le produit brun formé à l'anode est du diiode en solution. Le test de
l'empois d'amidon le montre.
d) A l'anode : 2 I-(aq) = I2 (aq) + 2 e-
à la cathode : 2 H2O(l)+ 2e- = H2 (g)+ 2 HO-(aq)
équation : 2 H2O(l)+ 2 I-(aq) = I2 (aq) + H2 (g)+ 2 HO-(aq)

Exercice 11 p 238 : électrolyse d'une solution de chlorure de fer a) Espèces chimiques présentes : H+(aq) ; Cl-(aq) ; Fe3+(aq) ; H2O(l) et
Pb(s)
couples redox : Pb2+ (aq)/ Pb(s) ; O2 (g) / H2O(l) ; H2O(l) / H2 (g)
; Cl2(g) / Cl-(aq) ; Fe3+(aq) / Fe2+(aq) ;
Fe3+ (aq)/ Fe(s) ; H+(aq) / H2(g).
b) A la cathode , se produit une réduction : Fe3+(aq) + e- = Fe2+(aq)
; 2 H+(aq)+ 2e- = H2 (g) ; Fe3+(aq) + 3e- = Fe(s)
A l'anode, se produit l'oxydation : 2 Cl-(aq) = Cl2 (g) + 2 e- ; 2
H2O(l) = O2 (g)+4 H+(aq)+4 e-
c) A l'anode, il se produit une oxydation formant du gaz dichlore, il y a
donc une réduction à la cathode formant une autre espèce chimique Fe2+ .
d) demi-équations : A l'anode : 2 Cl-(aq) = Cl2 (g) + 2 e-
A la cathode : Fe3+(aq) + e- = Fe2+(aq)
Bilan : 2 Fe3+(aq) + 2 Cl-(aq) = Cl2 (g) + 2 Fe2+(aq) Exercice 12 p 238 : Durée d'une électrolyse 1) a) Le gaz dihydrogène H2 est produit en quantité double de celle du gaz
dioxygène. Le tube qui le recueilli va donc se remplir en premier. C'est
la réduction des ions H+ qui produit H2 , elle se produit à la cathode.
( le volume molaire est le même pour les 2 gaz)
2) b) Le dihydrogène est produit par réduction des ions H+ à la cathode :
2 H+(aq)+ 2e- = H2 (g)
Le dioxygène est produit par oxydation à l'anode : 2 H2O(l) = O2 (g)+4
H+(aq)+4 e-
3) c) V(H2) = 15 mL = 0,015 L ; n(H2) = V / Vm = 0,015 / 24 = 6,25.10-4
mol.
D'après la demi-équation, n(e- ) = 2 n(H2) = 1,25.10-3 mol.
or Q = I . (t et n(e- ) = Q / F ( 1 F = NA.e )
donc (t = [pic] = 131 s = 2 min 11 s
Exercice 13 p 238 : électrolyse et nombre d'Avogadro a) Lors de l'électrolyse d'une solution de sulfate de cuivre avec des
électrodes en cuivre, il se produit :
à l'anode : Cu(s) = Cu2+(aq) + 2 e-
à la cathode : Cu2+(aq) + 2 e- = Cu(s)
D'après les demi-équations, n(e- ) = 2 n(Cu)cons
Or n(Cu)cons. = m / M = 0,27 / 63,5 = 4,25.10-3 mol
Soit n(e- ) = 2 n(Cu)cons = 8,50.10-3 mol
De plus Q = I . (t = 1,30 x 600 = 780 C ;
n(e- ) = [pic] ( NA = [pic] = 5,73.1023 mol-1
b) Les sources d'erreurs peuvent provenir de la précision de la balance, de
la pesée de la masse consommées de cuivre ( électrode mouillée), de la
précision de l'ampèremètre , de la constance de l'intensité, de la
précision du chronomètre,...

Exercice 15 p 239 : anode soluble 1) a) Il faut oxyder le métal cuivre en ions Cu2+. Pour cela, utiliser la
barre contenant les impuretés comme anode pour une électrolyse, et la
placer dans une solution contenant des ions cuivre. Les ions Cu2+ sont
ensuite réduits en métal cuivre très pur à la cathode.
b) A l'anode : Cu(s) = Cu2+ (aq) + 2 e- ; à la cathode : Cu2+ (aq) +
2 e- = Cu(s)
c) Ces impuretés ne sont pas oxydées à l'anode comme le métal cuivre et
tombent dans la solution.
2) I = 2,0 A. Q = I .(t ; (t = [pic]
n(e- ) = 2 n(Cu)cons = 2 [pic]= 0,463 mol ;
(t = (0,463 x 6,02.1023 x 1,6.10-19 )/ 2,0 = 22 300 s = 6 h 11 min 38 s
3) équation : Cu(s) + Cu2+ (aq) = Cu2+ (aq) + Cu(s) K = 1 ; Qr =
[Cu2+] / [Cu2+ ] = 1
Qr = K , le système est à l'état d'équilibre, globalement il ne devrait pas
évoluer . Or le métal cuivre est déplacé d'une électrode à l'autre, la
transformation est donc forcée.
Exercice 21 p 239 : anodisation de l'aluminium
a) A l'anode se produit, l'oxydation de l'aluminium en alumine :
2 Al(s) + 3 H2O(l) = Al2O3 (s) + 6 H+(aq) + 6 e-
b) A la cathode se produit une réduction : les espèces présentes sont : H+,
H2O, SO42- , Pb
Les couples rédox pouvant intervenir sont : H+/H2 ;O2 /H2O ; Pb2+ /Pb.
La seule réduction produisant un gaz est : 2 H+(aq)+ 2e- = H2 (g)
c) équation globale : 2 Al(s) + 3 H2O(l) = Al2O3 (s) + 3 H2(g) Exercice 7 p 237
a) Si Ug < U0 , c'est la pile Daniell qui impose le sens du courant, I est
alors positive. La réaction est alors spontanée. Si Ug > U0 , c'est le
générateur qui impose de sens du courant, I est alors négative. La
réaction se fait alors en sens inverse, elle est donc forcée.
Si Ug = U0 , aucun courant ne circule , I = 0 A, il n'y a aucune
réaction.
b) Si Ug < U0 , I est positive, les électrons partent de l'électrode de
zinc vers le circuit.
A l'électrode de zinc, il y a une oxydation: Zn(s) = Zn 2+ (aq) + 2 e- ,
, il s'agit donc de l'anode .
A l'électrode de cuivre, il y a une réduction : Cu2+(aq) + 2 e- = Cu(s) ,
il s'agit donc de la cathode.
Si Ug = U0 , il n'y a aucune réaction.
Si Ug > U0 , I est négative , les électrons partent de l'électrode de
cuivre vers le circuit.
A l'électrode de cuivre, il y a une oxydation: Cu(s) = 2 e- + Cu2+(aq)
(anode)
A l'électrode de zinc, il y a une réduction : 2 H2O(l)+ 2e- = H2 (g)+ 2
HO-(aq) (cathode) .

ex 8 p 238
a) couples susceptibles d'intervenir : Br2 (aq) / Br -(aq) ; O2 (g) / H2O
; H2O / H2 (g) ; K+(aq) / K(s)
b) demi-équations : 2 Br -(aq) = Br2 (aq) + 2 e- ou 2 H2O(l) = O2 (g)
+ 4 H+(aq) + 4 e- (anode)
: 2 H2O(l)+ 2e- = H2 (g)+ 2 HO-(aq) ou K+(aq)
+ e- = K(s)
c) demi-équations : 2 Br -(aq) = Br2 (aq) + 2 e- La coloration brune est
due au dibrome. (anode)
: 2 H2O(l)+ 2e- = H2 (g)+ 2 HO-(aq) Le gaz est
du dihydrogène (cathode)
d) L'autre produit est l'ion HO- , pour le tester, on peut utiliser un pH-
mètre, du papier-pH, de la phénolphtaléine...
ex 10 p 238
1) L'électrolyse de l'eau distillée n'est pas possible, car elle contient
très peu d'ions et ne conduit pas le courant.
2) électrolyse d'une solution d'acide sulfurique
a) Le dioxygène a la propriété de rallumer une bûchette incandescente.
Le dihydrogène provoque une détonation lorsqu'on lui présente une flamme.
b) à la cathode : 2 H+(aq)+ 2e- = H2 (g) ; à l'anode : 2 H2O(l) = O2
(g) + 4 H+(aq) + 4 e-
c) équation : 2 H2O(l) = 2 H2 (g)+ O2 (aq)
d) Cette transformation est appelée électrolyse de l'eau car l'oxydant et
le réducteur sont des molécules d'eau.
3) D'après les coefficients st?chiométriques de l'équation , la quantité de
dihydrogène produite est double de celle du dioxygène. Le volume molaire
étant le même pour tous les gaz dans les mêmes conditions,
V(H2) = 2 V(O2)
4) Elle peut durer longtemps car c'est l'eau qui est consommée et c'est le
solvant, composant majoritaire.
5) A l'anode : 2 Cl- (aq) = Cl2 (g) + 2 e- ; à la cathode : 2
H+(aq)+ 2e- = H2 (g)
équation : 2 H+(aq)+ 2 Cl- (aq) = Cl2 (g) + H2 (g) ex 14 p 238
1) a) électrolyse d'une solution d'ions cuivre : A la cathode : Cu2+
(aq) + 2 e- = Cu(s)
A l'anode : 2 H2O(l) = O2 (g)+4 H+(aq)+4 e-
Bilan : 2 Cu2+ (aq) + 2 H2O(l) = O2 (g)+4 H+(aq)+ 2 Cu(s)
électrolyse d'une solution d'ions nickel : A la cathode : Ni2+ (aq) + 2
e- = Ni(s)
A l'anode : 4 HO-(aq) = O2 (g)+ 2 H2O(l) +4 e-
Bilan : 2 Ni2+(aq) + 4 HO-(aq) = O2 (g)+ 2 H2O(l) + 2 Ni(s)
2) b) n(Cu)formé = m / M = 0,050 / 63,5 = 7,87.10-4 mol = n(Cu2+)cons
[Cu2+ ] = n / V = 7,87.10-4 / 0,2 = 3,94.10-3 mol.L-1
n(Ni)formé = m / M = 0,070 / 58,7 = 1,19.10-3 mol = n(Ni2+)cons
[Ni2+ ] = n / V = 1,19.10-3 / 0,2 = 5,96.10-3 mol.L-1
3) c) Cu(s) + Ni2+(aq) = Cu2+(aq) + Ni(s) K = 10-19.
L'électrode de platine couverte de cuivre doit être sorti de la solution
avant d'éteindre le générateur, sinon le métal cuivre va réagir
spontanément avec les ions Ni2+ de la solution
car Qr = [Cu2+] / [Ni2+] = 0 < K . ex 17 p 23
a) La décharge correspond à la réaction spontanée. les réactifs sont le
cadmium et NiO2H.
demi-équations : A l'anode : Cd(s) + 2 HO-(aq) = Cd(HO)2 (s) + 2 e-
A la cathode : NiO2H(s) + H2O(l) + e- = Ni(HO)2 (s) + HO-
(aq)
équation : Cd(s) + 2 NiO2H(s) + 2 H2O(l) = 2 Ni(HO)2 (s) + Cd(HO)2 (s)
b) La charge correspond à la réaction inverse de la réaction spontanée
précédente.
demi-équations : A la cathode : Cd(HO)2 (s) + 2 e- = Cd(s) + 2 HO-(aq)
A l'anode : Ni(HO)2 (s) + HO-(aq) = NiO2H(s) + H2O(l) + e-
équation : 2 Ni(HO)2 (s) + Cd(HO)2 (s) = Cd(s) + 2 NiO2H(s) + 2 H2O(l)

ex 18 p 239
a) Q = 133 Ah = 133 x 3600 = 4,79.105 C ; Q = n(e-) . F ; n(e- ) = Q /
F = Q / ( NA.e)
A la cathode : PbO2 (s) + SO42-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- = PbSO4 (s) + 2
H2O(l)
A l'anode : Pb(s) + SO42-(aq) = PbSO4 (s) + 2 e-
n(Pb) = n(e-) / 2 = Q / (2 NA.e) = 4,79.105 /(2 x 6,02.1023 x 1,6.10-19) =
2,49 mol
m(Pb) = n(Pb) . M(Pb) = 2,49 x 207,2 = 515 g
b) n(PbO2) = n(e-) / 2 = 2,49 mol ; m(PbO2) = n(PbO2).M(PbO2) = 2,49 x
239,2 = 595 g
c) n(SO42- )cons = 2 n(Pb)cons = 4,97 mol ; n(SO42- )i = [SO42- ]i . V =
5,0 x 2,5 = 12,5 mol
n(SO42-)f = n(SO42-)i - n(SO42-)cons= 12,5 - 4,97 = 7,53 mol ; [SO42-]f =
7,53/ 2,5 = 3,0 mol.L-1

ex 19 p 239
a) A l'anode, se produit une oxydation qui fournit des électrons au circuit
; à la cathode se produit une réduct