Électrolyse forcée : corrigé des exercices sciences physiques terminale – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Puis une transformation forcée a lieu dans le sens opposé à l’évolution spontanée, grâce à l’énergie fournie par un générateur.
2. Avec un générateur qui impose le sens du courant.
3. Anode reliée à la borne + : oxydation. Cathode reliée à la borne − : réduction.
4. Cathode : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu ; anode : 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻.
5. n(Cu) = I × Δt ÷ (2 F).

a. Faux : elle est forcée.
b. Vrai.
c. Faux : la cathode est le siège d’une réduction.
d. Vrai : le générateur impose l’évolution opposée à l’évolution spontanée.
e. Faux : les électrons circulent dans les fils, les ions dans la solution.
f. Vrai : m = M × Q ÷ (z F).
g. Vrai : un générateur impose la transformation inverse de celle de la décharge.

Qr = [Zn²⁺] ÷ [Cu²⁺].
a. De même, Qr = 0,10 ÷ 0,010 = 10 < K : sens direct spontané ; le sens inverse serait forcé.
b. Qr = 1,0 ÷ 5 × 10⁻³⁸ = 2 × 10³⁷ = K : équilibre, aucune évolution spontanée ; toute évolution (dans un sens ou dans l’autre) est forcée par un générateur.
c. Après cela, Qr = 0,80 ÷ 0,20 = 4,0 < K : sens direct spontané ; inverse forcé.

1. B est reliée à la borne + : B est l’anode (oxydation) ; A est reliée à la borne − : A est la cathode (réduction).
2. Cathode : Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn ; anode : 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ ; bilan : Zn²⁺ + 2 I⁻ → Zn + I₂.
3. Électrons : du générateur vers A (cathode) et de B (anode) vers le générateur. Ions : Zn²⁺ vers A, I⁻ vers B.
4. Ensuite, un dépôt gris de zinc sur A ; une coloration brune (diiode) autour de B.

1. 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂ ; 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻.
2. H₂ se forme à la cathode (réduction) ; O₂ à l’anode (oxydation).
3. Puis on double la première : 4 H⁺ + 4 e⁻ → 2 H₂ ; bilan : 2 H₂O → 2 H₂ + O₂.
4. V(H₂) ÷ V(O₂) = 2 (même température et pression). H₂ provoque une petite détonation avec une flamme ; O₂ ravive une allumette incandescente.

1. Δt = 15 × 60 = 900 s.
2. Q = 2,0 × 900 = 1,8 × 10³ C.
3. n(e⁻) = 1 800 ÷ 96 500 = 1,9 × 10⁻² mol.

1. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
2. n(Cu) = 1,0 ÷ 63,5 = 1,6 × 10⁻² mol (1,575 × 10⁻²).
3. n(e⁻) = 2 × 1,575 × 10⁻² = 3,15 × 10⁻² mol ; Q = 3,15 × 10⁻² × 96 500 = 3,0 × 10³ C.
4. Δt = Q ÷ I = 3 039 ÷ 0,80 ≈ 3,8 × 10³ s, soit environ 63 min.

1. De plus, les points sont alignés avec l’origine : m est proportionnelle à t.
2. Coefficient directeur : 355 ÷ 60 = 5,9 mg·min⁻¹, soit 5,9 × 10⁻³ ÷ 60 = 9,9 × 10⁻⁵ g·s⁻¹.
3. m = M × I × t ÷ (z F), donc le coefficient directeur vaut M × I ÷ (z F) et I = coefficient × z × F ÷ M = 9,87 × 10⁻⁵ × 2 × 96 500 ÷ 63,5 ≈ 0,30 A.
4. m = 5,92 × 45 = 2,7 × 10² mg, soit environ 0,27 g.

1. Ag⁺ + e⁻ → Ag.
2. Q = 0,50 × 1 200 = 600 C ; n(e⁻) = 600 ÷ 96 500 = 6,22 × 10⁻³ mol = n(Ag) ; m = 6,22 × 10⁻³ × 108 = 0,67 g.
3. V = m ÷ ρ = 0,672 ÷ 10,5 = 6,4 × 10⁻² cm³ ; épaisseur e = V ÷ S = 0,064 ÷ 40 = 1,6 × 10⁻³ cm = 16 µm.

1. Q = 5,0 × 3 600 = 1,8 × 10⁴ C ; n(e⁻) = 18 000 ÷ 96 500 = 0,187 mol.
2. n(H₂) = n(e⁻) ÷ 2 = 9,3 × 10⁻² mol, V = 9,33 × 10⁻² × 24 = 2,2 L ; n(O₂) = n(e⁻) ÷ 4 = 4,7 × 10⁻² mol, V = 1,1 L.
3. n(H₂O) = n(H₂) = 9,33 × 10⁻² mol ; m = 9,33 × 10⁻² × 18,0 = 1,7 g.

1. n(Cu) = I × Δt ÷ (2 F) = 0,50 × 1 800 ÷ (2 × 96 500) = 4,66 × 10⁻³ mol ; m = 4,66 × 10⁻³ × 63,5 = 0,296 g.
2. Rendement faradique = masse réelle ÷ masse théorique = 0,270 ÷ 0,296 = 0,91 soit 91 %.
3. Ensuite, une partie du courant sert à d’autres réactions (par exemple réduction de H⁺ ou de traces de dioxygène dissous) ; une partie du dépôt peut se détacher ou se redissoudre ; erreurs de pesée.

1. Y est reliée à la borne − du générateur : les électrons vont du générateur vers Y.
2. X est reliée à la borne + : c’est l’anode pendant la charge, siège d’une oxydation.
3. Y est la cathode, siège d’une réduction.
4. À la décharge, l’accumulateur fonctionne en pile : X (pôle +) devient la cathode et Y (pôle −) l’anode : les rôles s’inversent, pas les polarités.
5. Q = 0,80 × 3,0 × 3 600 = 8,6 × 10³ C ; n(e⁻) = 8 640 ÷ 96 500 = 8,9 × 10⁻² mol.

1. Q = 3,0 A·h × 3 600 = 1,08 × 10⁴ C.
2. Δt = 3,0 ÷ 1,5 = 2,0 h (7 200 s).
3. Δt réel = 2,0 ÷ 0,90 = 2,22 h = 2 h 13 min.
4. n(e⁻) = 10 800 ÷ 96 500 = 0,112 mol.

1. Par ailleurs, le cuivre impur est relié à la borne + : anode ; Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻. Puis le cuivre pur est relié à la borne − : cathode ; Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
2. Chaque ion Cu²⁺ formé à l’anode compense un ion consommé à la cathode : la concentration reste constante.
3. Ensuite, L’argent et l’or ne sont pas oxydés dans ces conditions : ils tombent en boues anodiques.
4. Q = 5,0 × 10³ × 86 400 = 4,32 × 10⁸ C ; n(e⁻) = 4,48 × 10³ mol ; n(Cu) = 2,24 × 10³ mol ; m = 2,24 × 10³ × 63,5 = 1,42 × 10⁵ g ≈ 1,4 × 10² kg.

a. Puis l’anode est reliée à la borne +.
b. À la cathode a lieu une réduction.
c. De plus, pour doubler la masse, il faut doubler la durée (m proportionnelle à Δt).
d. Ensuite, la charge d’une mole d’électrons est 96 500 C ; 1,6 × 10⁻¹⁹ C est la charge d’un seul électron.
e. Qr s’éloigne de K.

1. 2 Cl⁻ + 2 H₂O → Cl₂ + H₂ + 2 HO⁻.
2. Q = 10 × 600 = 6 000 C ; n(e⁻) = 6,22 × 10⁻² mol ; n(Cl₂) = n(H₂) = 3,11 × 10⁻² mol ; V = 3,11 × 10⁻² × 24 = 0,75 L pour chacun.
3. n(HO⁻) = n(e⁻) = 6,22 × 10⁻² mol ; [HO⁻] = 6,22 × 10⁻² ÷ 0,500 = 0,124 mol·L⁻¹ ; pH = 14 + log(0,124) = 13,1.

1. I est nulle jusqu’à environ 1,6 V : U_s = 1,6 V.
2. Entre (2,0 V ; 0,20 A) et (4,0 V ; 1,20 A) : pente = 1,00 ÷ 2,0 = 0,50 A·V⁻¹, donc R′ = 2,0 Ω.
3. I = (3,2 − 1,6) ÷ 2,0 = 0,80 A.
4. Par ailleurs, pour U = 3,0 V : I = 0,70 A ; P = U × I = 2,1 W ; effet Joule : 2,0 × 0,70² = 0,98 W ; chimique : 1,6 × 0,70 = 1,12 W. Somme : 0,98 + 1,12 = 2,10 W : cohérent.

1. E = 3,0 × 0,70 × 3 600 = 7,6 × 10³ J (7 560 J).
2. n(e⁻) = 0,70 × 3 600 ÷ 96 500 = 2,61 × 10⁻² mol ; n(H₂) = 1,31 × 10⁻² mol ; V = 1,31 × 10⁻² × 24 = 0,31 L.
3. 7 560 ÷ 0,313 = 2,4 × 10⁴ J par litre ; par m³ : 2,4 × 10⁷ J, soit 2,4 × 10⁷ ÷ 3,6 × 10⁶ = 6,7 kW·h.

Volume : V = S × e = 120 cm² × 20 × 10⁻⁴ cm = 0,24 cm³. Masse : m = ρ × V = 8,9 × 0,24 = 2,14 g. Quantité : n(Ni) = 2,136 ÷ 58,7 = 3,64 × 10⁻² mol. Électrons : n(e⁻) = 2 × 3,64 × 10⁻² = 7,28 × 10⁻² mol. Charge : Q = 7,28 × 10⁻² × 96 500 = 7,0 × 10³ C. Durée : Δt = Q ÷ I = 7 023 ÷ 2,0 = 3,5 × 10³ s, soit environ 59 min.

1. Puis on relie le zinc à la borne − (il devient cathode) et le cuivre à la borne + (il devient anode).
2. Cathode (Zn) : Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn ; anode (Cu) : Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻. Qr = [Zn²⁺] ÷ [Cu²⁺] diminue : il s’éloigne de K.
3. Q = 0,10 × 5,0 × 3 600 = 1 800 C ; n(e⁻) = 1,87 × 10⁻² mol ; n(Zn) = 9,3 × 10⁻³ mol ; m = 9,33 × 10⁻³ × 65,4 = 0,61 g.
4. Ensuite, dans un accumulateur les produits restent sur les électrodes et la transformation est réversible ; dans une pile jetable, les produits sont dispersés, des réactions secondaires irréversibles se produisent, et le sens inverse n’est pas obtenu proprement.