s3 série3 20

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2020/2021
SMC (S3) (M19) Série 3
Exercice I
Soit la pile Ni/NiCl2 (0,1M) /AgCl (s)/Ag
1- Déterminer la nature de chaque électrode.
2- Calculer le potentiel pris par chaque électrode, en déduire leur polarité.
E°(Ni2+/Ni) = – 0,25 V ; E°(Ag+/Ag) = 0,80 V ; Ks(AgCl) = 10-10
3- Ecrire les réactions aux électrodes. 4- Calculer la force électromotrice (f.e.m)
Exercice II
Le compartiment 1 est constitué d’un fil d’étain plongeant dans SnCl2 1 mol/l, le compartiment 2 est
constitué d’un fil de zinc plongeant dans ZnSO4 1 mol/l.
Etudier la polarité des électrodes, le sens du courant et des réactions électrochimiques suivant la différence
de potentiel imposée. E°(Sn2+/Sn) = – 0,14 V et E°(Zn2+/Zn) = – 0,76 V.
Exercice III
On considère la pile Mn(s) /Mn(OH)2(s)// Cu2+(10-2M) /Cu(s) dont le fil de manganèse (Mn(s) est plongé
dans une solution saturée de Mn(OH)2(s) de pH égal à 9,86.
1) Exprimer Ks d'une part, en fonction des concentrations des ions OH- et Mn2+ et d'autre part, en fonction
de S. Déterminer les valeurs de S et de Ks.
2) Calculer le potentiel de chacune des électrodes et donner le schéma de la pile en question, en précisant
la polarité de ses pôles. Donner la valeur de la fe.m. de cette pile.
3) Indiquer les demi-réactions d'oxydo-réduction qui ont lieu au niveau de chacune des électrodes et
donner la réaction globale de la pile.
4) Déterminer le potentiel standard E° (Mn2+ Mn(s) du couple Mn2+/Mn(s).
5) Après une certaine durée de fonctionnement, le pH de l’anode devient égal à 9,0. Calculer, dans ce cas,
la fem de la pile.
6) Calculer à l’équilibre, le potentiel de chaque électrode, ainsi que le pH de l’anode.
Données : E°(Cu2+/Cu(s) = O,34V ; E°(Mn(OH)(s)/ Mn) =-1,56V
N.B. : Ks et S désignent respectivement le produit de solubilité et la solubilité de Mn(OH)(solide) et s
désigne l'état solide
Exercice IV
Soit les piles : Pt, Cl2 (1 atm) / HCl 0,01 M / AgCls, Ag (1)
Ag, AgCls / KCl 0,1 M // K2SO4 0,1 M / HgSO4, Hg (2)
1- Indiquer les types d’électrodes utilisées.
2- Calculer les potentiels des différentes électrodes. En déduire la polarité des 2 piles.
3- Ecrire les réactions aux électrodes et les réactions globales lorsque les piles débitent.
4- Calculer leur f.e.m.
5- Calculer la concentration des ions sulfates lorsque la pile (2) cesse de fonctionner sachant que les ions
chlorures auront une concentration de 0,08 mole//l.
6- Comment peut-on monter une batterie à partir des deux piles ?
7- Comment doit-on procéder pour inverser le sens des réactions aux électrodes ?
Exercice VI
1- Déterminer le potentiel imposé pour électrolyser un mélange contenant une solution de CuSO4 0,01 M
et de Ag2SO4 0,05 M sur des électrodes en platine. Le pH est nul.
E°(Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E°(Ag+/Ag) = 0,80 V ; E°(S2O82-/SO42-) = 2,1V.
2- Justifier le choix de l’électrode de platine.

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Exercice I
1- Ni/NiCl2 est une électrode de 1ère espèce
Ag/AgCl (s)/NiCl2 une électrode de 2ème espèce
2-
Exercice II

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Exercice III
1)
Réaction de dissolution de Mn(OH)2 :
Mn(OH)2 (s) → Mn2+ + 2OH-
Initaialement solide 0 ε
Avancement -S +S 2S
Equilibre solide S 2S
2)
Demi-réactions d’oxydo-réduction et potentiels des électrodes :
- Electrode de Mn

4
3)
On a réduction à la cathode et oxydation à l’anode.
Electrode de cuivre :
Réduction : Cu2+ + 2e- ↔ Cu
Electrode de Manganèse :
Oxydation : Mn ↔ Mn 2+ + 2e-
Réaction globale de la pile : Cu2+ + Mn ↔ Cu + Mn2+
Le tableau d’avancement de la réaction globale est :
4)
5)
Le calcul de la fem de la pile exige la connaissance des potentiels ECu et EMn. Pour cela il faut déterminer au
préalable, les concentrations [Mn2+] et [Cu2+].
On a
6) Le cation Cu2+ est le réactif limitant (excés de Mn,s). Le fonctionnement de la pile est accompagné
d’une diminution de pH de l’anode.

5
Ks étant faible, on peut alors négliger S devant 0,01, d’où :
Exercice
1)
2)
3)