TD Electrochimie IUT Bobo Mai 2022

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UNIVERSITE NAZI BONI
Institut Universitaire de Technologie –IUT Année 2021-2022
Cycle Ingénieur Génie électrique
Première Année
TRAVAUX DIRIGES - ELECTROCHIMIE
Exercice 1 :
Trouver les nombres d'oxydation de :
a) Cr dans CrO2-, Cr(OH)3, CrO42-, Cr(OH)2+, Cr2O72-
b) S dans SF6, SOCl2, SO2Cl2, H2SO4, H2S, FeS, SO2, Na2S2O3
c) N dans N2, NO2, N2O3, HNO2, NH3, NH4+, N2H4
d) Fe dans FeO; FeCl2 ; Fe2O3 ; Fe3O4
Exercice 2 :
Les réactions suivantes sont-elles des réactions d'oxydo-réduction
a) HClO4 + H2O ⇌
-
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ClO
+ H3O+ b) 2Na + 2H2O ⇌ 2NaOH + H2
c) Ca(OH)2 + CO2 ⇌CaCO3 + H2O d) Na + 1/2Cl2⇌NaCl
e) CH3Cl + I- ⇌CH3I + Cl-
Exercice 3 :
Equilibrer les équations suivantes en mettant évidence les demi-réactions d’oxydation et de réduction
ainsi que la réaction globale. Les réactions a) à e) ont lieu en milieu acide et la réaction f) a lieu en milieu
basique.
a) NO3- + Cu ↔ Cu2+ + NO
b) ClO4- + I- ↔ HIO + Cl-
c) NO3- + Al ↔ NH3 + Al3+
d) S2O32- + MnO4- ↔ SO42- + Mn2+
e) Cr2O72- +SO2 ↔ Cr3+ + HSO4-
f) BrO3- + F2 ↔ BrO4- + F-

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Exercice 4 :
On donne ci-dessous les potentiels redox standards (à pH = 0 et à 25 °C) des principaux couples de
l’uranium.
Couple redox
U3+(aq) / U(s)
U4+(aq) /U3+(aq)
UO2+(aq) / U4+(aq)
UO22+(aq)/ UO2+(aq)
E° (V)
-1,80
- 0,63
+ 0,60
+0,05
1.) Donner le degré d’oxydation de l’uranium dans chacune des espèces indiquées.
2.) Calculer le potentiel redox standard du couple U4+(aq) / U(s)
3.) En milieu acide UO2+(aq) subit une dismutation (formation de U4+(aq) et UO22+(aq)).
Ecrire les demi-équations d’oxydo-réduction et l’équation de la réaction de dismutation.
4.) Donner l’expression de la constante d’équilibre de cette réaction puis la calculer.
Exercice 5 :
Soit la pile Daniell schématisé comme suit: Zn  ZnSO4  CuSO4  Cu
a) Écrire l'équation de la réaction
On donne : °(Cu2+/Cu) = 0,34 V/ENH Zn2+/Zn) = - 0,76 V/ENH
b) Donner la polarité des électrodes
c) Calculer la constante d'équilibre K de la réaction de pile
d) Calculer la f.e.m. en circuit ouvert, pour une concentration en CuSO4 = 10-2 M et en ZnSO4 =
10-1 M
Exercice 6 :
On constitue la pile suivante :
Pt  Fe3+ = 0,1 M ; Fe2+ = 0,2 M | | Fe3+ = 0,2 M ; Fe2+ = 0,1 M  Pt
a) Calculer la f.e.m. et préciser les polarités.
b) On relie les deux électrodes de platine par un fil. Calculer les concentrations en Fe3+ et Fe2+
à l'équilibre dans chaque compartiment.
c) Calculer la quantité d'électricité qui a traversé le fil conducteur (volume des compartiments :
0,5 l).
On donne : Fe3+/Fe2+) = 0,77 V/ENH
Exercice7 :
Soit la pile alcaline (au manganèse) correspondant au schéma ci-dessous :
Zn | ZnO || KOH || MnO2 | C
Le carbone est sous forme graphite. Le zinc en poudre est amalgamé et l'ensemble est contenu dans un
boîtier en acier nickelé.

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On donne :
2 MnO2 + H2O(l) + 2 e- ⇌ Mn2O3 + 2 OH- E° = 0,15 V/ENH
ZnO + H2O(l) + 2 e- ⇌ Zn + 2 OH- E°’ = - 1,25 V/ENH
a) Ecrire la réaction globale de pile.
b) Calculer la f.e.m. standard de cette pile.
c) Calculer la constante d'équilibre.
Exercice 8 :
On réalise à 25° C la pile : Ni/Ni2+(0,2 M)//Fe2+(0,1 M) ; Fe3+(0,1 M)/Pt dont le pôle positif correspond
au compartiment Fe3+/Fe2+. On donne 1F = 96 500 C masse atomique du Ni = 58,71
1) Ecrire les réactions aux électrodes et la réaction chimique qui fournit l'énergie quand on ferme
le circuit.
2) Sachant que la force électromotrice de la pile est 1,04 V et le potentiel standard (ou normal)
du couple Fe3+/Fe2+ est 0,77 V, calculer le potentiel standard du couple Ni2+/Ni.
3) L'électrode de nickel pèse initialement 100 g. On coupe le circuit ; on constate que l'électrode
de nickel ne pèse plus que 97,065 g. Quelle a été la quantité d'électricité, en coulombs, débitée par la
pile ?
4) On considère ces deux couples : Ox1 + e- ⇄ Red1 et Red2 ⇄ Ox2 + 2e- ; caractérisés
respectivement par leur potentiel standard E01 et E02. Calculer la constante d'équilibre de la réaction ci-
dessous en fonction de E01 et E02 :
2 Ox1 + Red2 ⇄ 2 Red1 + Ox2
en prenant comme valeurs de la pile les potentiels précédents, calculer la constante d'équilibre Kc
correspondante. En déduire si la réaction ci-dessus peut être utilisée pour un dosage avec ces valeurs
de E˚.
Exercice 9 :
On réalise la pile suivante : Cr3+ǀCr(NO3)3ǁAgNO3ǀAg
1. Faire un schéma de la pile en précisant le sens de circulation des électrons, le sens du courant, la
polarité des électrodes et les équations chimiques aux électrodes.
2. Ecrire la réaction chimique globale ayant lieu lorsque la pile débite (fournit du courant)
3. Calculer la force électromotrice de cette pile si les concentrations des deux solutions de nitrate de
chrome et de nitrate d’argent sont initialement égales à 0,1mol/l
4. Calculer les concentrations finales en Ag+ et Cr3+ lorsque la pile est usée.
Données : E°(Cr3+/Cr) = -0,74 V ; E°(Ag+/Ag) = +0,799 V

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Exercice 10
On donne sur figure suivante le diagramme E−pH du chrome à 25 °C. La concentration des espèces
dissoutes est de 1 mol.l-1
Les ions 𝐶𝑟𝑂4
2− et 𝐶𝑟2𝑂7 2− participent à l’équilibre acido-basique :
𝐻2𝑂 + 𝐶𝑟2𝑂7
2− ⇄ 2 𝐶𝑟𝑂4 2− + 2𝐻+.
1. Placer sur le diagramme les domaines de stabilité des espèces Cr(s), Cr2O3(s), 𝐶𝑟𝑂4
2−, Cr2+, Cr3+ et
𝐶𝑟2𝑂7
2− .
2. Quelles sont les espèces stables dans l’eau à tout pH ? Quelles sont celles thermodynamiquement
instables à tout pH ? On considérera ici pour tous les gaz une activité égale à 1.
3. Calculer numériquement le coefficient directeur du segment séparant les domaines de Cr2O3 et
𝐶𝑟𝑂4
2− (Cr2O3 est un solide seul dans sa phase).
Données (à 25 °C) :
Potentiels standard : E◦ (O2/H2O) = 1,23 V; E◦ (H+/H2) = 0,00 V.
Exercice 11
Le diagramme potentiel-pH du magnésium est tracé ci-dessous pour une concentration de travail Ctr =
10−2 mol.l-1.

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1. Définir les termes corrosion, immunité, passivation. Indiquer dans quelle(s) zone(s) du diagramme
intervient chacun des phénomènes.
2. Déterminer le potentiel standard du couple Mg2+/Mg(s) d’après le diagramme potentiel-pH.
3. Calculer le produit de solubilité Ks de l’hydroxyde de magnésium Mg(OH)2(s).
Donnée à 298 K : on prendra 𝑅𝑇
𝐹𝑙𝑛10 = 0,06.
Exercice 12
Le diagramme potentiel-pH simplifié du manganèse (donné ci-dessous) est établi pour les formes
suivantes : Mn2+, Mn3+, Mn(OH)2, Mn2O3 hydraté que l’on notera Mn(OH)3. La convention de tracé utilisée
est la suivante : les espèces dissoutes contenant le manganèse ont une concentration totale de 0,10
mol.l–1 et, sur une frontière, seules les deux formes du couple sont considérées. Sur le graphe sont
tracées en pointillés les frontières correspondant aux couples O2/H2O et I2/I−.
a. Donner la configuration électronique du manganèse. Quel est le degré d’oxydation maximal possible
pour l’élément manganèse ?
b. Attribuer, en le justifiant, les différents domaines du diagramme aux espèces concernées en précisant
s’il s’agit de domaines d’existence ou de prédominance.
c. Calculer la pente de la frontière (2).
d. Quelles frontières seraient modifiées si l’on changeait la concentration totale ?
On donne : Numéro atomique du manganèse Z = 25