Série Electrochimie MP

Exercice 1 :
Les systèmes proposés sont rapides et on ne tient pas compte des couples de l’eau. Tracer l’allure
de la courbe intensité-potentiel pour :
1- une électrode de platine plongeant dans un mélange tel que :
   et    ;   
2- une lame de cuivre plongeant dans une solution de  à la concentration de  .
Exercice 2 :
1- Tracer l’allure de la courbe intensité potentiel pour une électrode de platine plongeant dans une
solution aqueuse désaérée de pH = 5,0. La surtension pour l’oxydation de l’eau vaut, dans ces
conditions, 0,50 V et celle pour la réduction de l’eau 0,20 V.
2- Comment est modifiée la courbe précédente si on fait buller du dioxygène (on prendra 0,10 V
de surtension pour la réduction de ?
Exercice 3 :
Tracer l’allure des courbes intensité-potentiel pour rendre compte des résultats expérimentaux
suivants : le fer est oxydé par une solution d’acide chlorhydrique mais pas le cuivre.
On donne :    et   
Exercice 4 :
Le cuivre est oxydé par une solution d’acide nitrique concentré (avec dégagement de NO(g)) mais
pas par une solution d’acide chlorhydrique concentré.
Tracer l’allure des courbes intensité-potentiel pour rendre compte de ces résultats expérimentaux.
On donne, à pH = 0 :    et 
Exercice 5 :
La solution initiale est à   en ions ,
à pH= 0 et   . Ces courbes sont obtenues
sur une électrode de travail en platine.
Vrai ou faux ?
1- Les vagues 󰈆 et 󰈈 correspondent respectivement
à la réduction et à l’oxydation du solvant.
2- La surtension anodique est voisine de 0,5 V.
3- Le palier de la vague 󰈇 est dû à la diffusion des
ions .
4- L’électrolyse ne commence que pour   .
5- L’électrolyse dure  minutes avec une intensité
égale à  ; on recueille  de cuivre.  et   
Exercice 6 :
1- Système  : Le système  sur électrode d’argent est-
il rapide ou lent ? Pourquoi la courbe    coupe-t-elle l’axe des
abscisses pour   . Pourquoi n’observe-t-on pas de palier de
diffusion anodique ?   
2- Système  : Écrire les demi-équations rédox associées
aux couples  et . Pourquoi observe-t-on des vagues de
réduction de hauteur différente ? Prévoir l’allure de la courbe
d’oxydation d’une solution d’ions iodure sur électrode de platine (ion
iodate, diiode, ion iodure).

Exercice 7 :
On donne la courbe ci-contre obtenue avec une électrode
de plomb comme électrode de travail et comme
électrolyte, une solution d’acide sulfurique à   .
 et   ne sont pas électroactifs pour la
réduction.
On donne :    ;
   et   
1- Quelles sont toutes les réactions anodiques et
cathodiques envisageables ? Quelles sont celles qui
correspondent aux différentes parties de la courbe ?
2- Donner un ordre de grandeur des surtensions du dioxygène et du dihydrogène sur le plomb
métal. Ces surtensions sont-elles constantes ?
3- En déduire que l’emploi d’une électrode de plomb comme électrode inattaquable est possible
grâce à une passivation du métal dont on précisera la nature.
Exercice 8 :
Une plaque d’aluminium placée à l’air libre se recouvre d’une couche
d’alumine , équivalente à   .
Expliquer les observations suivantes :
1- Quand on trempe la plaque d’aluminium non décapée dans une
solution concentrée d’acide chlorhydrique, l’attaque de celle-ci est
très lente.
2- On décape la plaque en la frottant avec du papier de verre, puis on
la plonge de nouveau dans la solution d’acide chlorhydrique
concentrée. L’attaque est plus rapide.
3- On touche, dans la solution acide, la plaque d’aluminium avec un
clou en fer. On observe un dégagement gazeux intense sur le clou,
avec disparition progressive de l’aluminium.
4- On trempe la plaque d’aluminium décapée dans de la soude très
concentrée. On observe un dégagement gazeux important.
Exercice 9 :
1- Montrer que, dans une eau aérée et acidifiée, le
cuivre peut s’oxyder. Ecrire la réaction et calculer sa
constante d’équilibre . 
   et
2- En fait cette corrosion du cuivre est très lente et on
se propose de l’expliquer à l’aide du schéma de la
figure ci-contre. Interpréter cette faible vitesse.
3- En présence de ,  donne le complexe
 de constante de formation  .
Dans ces conditions ( en milieu ammoniacal aéré),
l’oxydation est beaucoup plus rapide. Interpréter ce
résultat grâce aux courbes    que l’on tracera
qualitativement.

2
1.
La corrosion est le phénomène par lequel le métal (ou l’alliage) subit de la part de son environnement une oxydation
en ions métalliques, éventuellement complexés. Ce phénomène intervient dans le domaine de prédominance
de l’ion Mg
L’immunité correspond à une stabilité thermodynamique du métal (ou de l’alliage) dans le milieu étudié. C e phénomène
intervient dans le domaine d’existence de Mg
La passivation est le phénomène par lequel le métal (ou l’alliage) est oxydé par l’environnement en un oxyde ou un
hydroxyde insoluble. Ce phénomène intervient dans le domaine d’existence de MgOH
1.1 Une lame de cuivre plonge dans une solution de nitrate d’argent. Les courbes intensité-
potentiel relatives aux différents couples en présence sont représentées ci-dessous.
1.1.1 Ecrire l’équation-bilan de la réaction qui a lieu. Déterminer sa constante
d’équilibre. Commenter la valeur obtenue.
1.1.2 A l’aide des courbes intensité-potentiel, prévoir si cette réaction est rapide ou
lente (un schéma est souhaité).
1.2 Le raffinage électrolytique du cuivre consiste à placer du cuivre impur comme anode dans
une solution concentrée de sulfate de cuivre. Une électrode support (en acier inoxydable) est
placée en vis-à-vis pour y déposer le cuivre par réduction cathodique. Les seules impuretés
qui seront considérées ici sont le plomb Pb et l’argent Ag. Les courbes intensité-potentiel
relatives aux différents couples en présence sont représentées ci-dessous. EA désigne le
potentiel auquel est portée l’anode et EC celui de la cathode.
i
H2
H3O+
E
H2O
O2
Cu
Cu2+
Cu2+
Cu
Ag+
Ag
Ag
Ag+

1.2.1 Ecrire la (les) réaction(s) observée(s) à l’anode. Même question à la cathode.
1.2.2 Expliquer l’intérêt de cette méthode quant à la purification du cuivre.
1.2.3 Sous quelle forme est récupéré l’argent ?
Données thermodynamiques à 298 K
F
R.T.ln(10)
= 0,06 V (à 298 K)
Potentiels standard d’oxydoréduction à 298 K et à pH = 0
couple
Ag+ / Ag (s)
Cu2+ / Cu (s)
Pb2+ / Pb (s)
O2 (g) / H2O
E° (en V)
0,80
0,34
– 0,13
1,23
EA
EC
E
i
Pb
Pb2+
Pb
Pb2+
Cu
Cu2+
Cu2+
Cu
Ag+
Ag
Ag
Ag+
0 V