Physique

Solution des exercices : Réflexion de la lumière - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

Exercice 2

1) Énonçons les lois de Descartes relatives à la réflexion de la lumière.
 
$\centerdot\ $ Le rayon réfléchi est dans le plan d'incidence
 
$\centerdot\ $ L'angle d'incidence est égal à l'angle de réfraction
 
2.1) Expliquons pourquoi le miroir donne de l'objet $S$ une image.

 

 
L'image $S'$ obtenue est une image virtuelle dont on peut la voir à travers le miroir
 
Précisons la position de cette image.
 
L'image $S’$ est la symétrie de $S$ par rapport au miroir
 
2.2) Construisons la marche du rayon lumineux issu de $S$ et qui, après réflexion sur le miroir arrive en $O$

 

 
3) Déterminons les positions de $S$ pour lesquelles l'observateur peut voir l'image $S’$ de $S$ en regardant la face du miroir
 
$\dfrac{KI}{IH}=\dfrac{SK}{OH}\ \Rightarrow\ KI=\dfrac{SK}{OH}IH$
 
En posant $KI=y\;,\ IH=x$, on obtient :
$$y=\dfrac{1}{1.5}x\ \Rightarrow\ y=0.67x\ \text{ avec, }\ 0<x\leq 2\;m$$
Ainsi, l'ensemble des postions de $S$ est une droite linéaire
 

Exercice 3

Le miroir $M_{1}M_{2}$ est placé dans le plan perpendiculaire à la figure et contenant les points : $M_{1}(0\;;\ -1.5)\ $ et $\ M_{2}(0\;;\ 3).$
 
L'œil de l'observateur est placé en $\Omega(3\;;\ 0).$
 
Plaçons les points $A(3\;;\ 3)\;,\ B(3\;;\ 6)\ $ et $\ C(1.5\;;\ 6)$

 

 
L'œil peut voir les images $A'\;,\ B'\ $ et $\ C'$ des points $A\;,\ B\ $ et $\ C$

 

Solution des exercices : Amplificateur opérationnel - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

Exercice 2


 
On considère le montage ci-dessus pour lequel l'amplificateur opérationnel (A.O.) est supposé idéal.
 
La tension de saturation de l'A.O. est $V_{\text{sat}}=15\;V.$
 
On donne les résistances : $R_{1}=2.2\;k\Omega\;,\ R_{2}=4.7\;k\Omega$
 
La tension d'entrée est $U_{e}=U_{_{AM}}=1.5\;V.$
 
1) Un A.O. est considéré comme idéal si :
 
$-\ $ le courant $i^{-}$ entrant par l'entrée inverseuse $E^{-}$ est nul ;
 
$-\ $ le courant $i^{+}$ entrant par l'entrée non inverseuse $E^{+}$ est nul ;
 
$-\ $ la tension entre les entrées $E^{+}\ $ et $\ E^{-}$ est nulle en régime linéaire, cette tension est notée $u_{d}.$
 
2.1) Montrons qu'avec ce montage un même courant traverse $R_{1}\ $ et $\ R_{2}.$
 
Le point $E^{-}$ est un nœud du circuit. La loi des nœuds s'écrit :
$$i_{1}=i_{2}+i^{-}$$
L'A.O. étant idéal alors, $i^{-}=0$
 
Par suite, $i_{1}=i_{2}.$ Les intensités $i_{1}\ $ et $\ i_{2}$ sont donc égales.
 
2.2) Établissons que, dans les conditions considérées, la tension de sortie $U_{s}=U_{_{SM}}$ est donnée par :
$$U_{s}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}U_{e}$$
La loi d'additivité des tensions à l'entrée s'écrit :
$$U_{e}=U_{AM}=U_{AE^{-}}+U_{E^{-}E^{+}}+U_{E^{+}M}$$
Avec :
 
$U_{AE^{-}}=R_{1}.i$
 
$U_{E^{-}E^{+}}=-u_{d}=0$ puisque l'A.O. est idéal
 
$U_{E^{+}M}=0$, il ne passe aucun courant dans cette branche (l'A.O. est idéal) et il s'agit d'un simple fil.
 
La tension $U_{e}$ est donc :
$$U_{e}=R_{1}.i$$
De même la tension de sortie $U_{s}$ a pour expression :
$$U_{s}=U_{SM}=U_{SE^{-}}+U_{E^{-}E^{+}}+U_{E^{+}M}$$
Comme $U_{SE^{-}}=-U_{E^{-}S}=-R_{2}.i\;,\ U_{E^{-}E^{+}}=0\ $ et $\ U_{E^{+}M}=0$ alors :
$$U_{s}=-R_{2}.i$$
De l'expression de $U_{e} $on tire :
$$i=\dfrac{U_{e}}{R_{1}}\ \Rightarrow\ U_{s}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}U_{e}$$
 
2.3) Justifions le nom de montage amplificateur inverseur donné à ce montage.
 
Avec ce montage la résistance $R_{2}$ supérieure à $R_{1}$, la valeur absolue de $U_{s}$ est supérieure à celle de $U_{e}.$
 
Le montage est dit montage amplificateur.
 
Avec ce montage, les tensions d'entrée et de sortie sont de signes contraires. Le montage est dit montage amplificateur inverseur.
 
2.4) Calcul de la tension de sortie.
 
Soit : $U_{s}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}U_{e}$
 
A.N : $U_{s}=-\dfrac{4.7\times 1.5}{2.2}=-3.2$
 
Donc, $\boxed{U_{s}=-3.2\;V}$
 
3) Entre $A\ $ et $\ M$, à l'entrée du montage précédent, on remplace la pile par un générateur de tension réglable. 
 
Compléter le tableau ci-dessous en précisant, pour chaque valeur de la tension d'entrée $U_{e}$ la valeur correspondante de la tension de sortie $U_{s}.$
 
La relation entre $U_{s}\ $ et $\ U_{e}$ établie s'applique tant que la tension de sortie de l'A.O. vérifie :
$$-V_{sat}\leq U_{s}\leq +V_{sat}$$
Pour $U_{e}=-4.0\;V$ alors : $U_{s}=-\dfrac{4.7\times(-4)}{2.2}=8.5$
 
On obtient le tableau suivant :
$$\begin{array}{|l|c|c|c|c|c|c|c|c|c|}\hline U_{e}(V)&-10&-8.0&-4.0&-2.0&0.0&2.0&4.0&8.0&10\\ \hline U_{s}(V)&15&15&8.5&4.3&0.0&-4.3&-8.5&-15&-15\\ \hline\end{array}$$
 

Exercice 3

Le montage étudié dans cette partie est représenté sur la figure 1. 
 
L'amplificateur opérationnel $AO_{1}$ utilisé est considéré comme parfait.
 
La caractéristique $V_{s}=f(V_{e})$ du montage est représentée sur la figure 2.
 
La résistance $R_{1}$ est ajustable et $R_{2}=10\;k\Omega.$

 

 
1) Montrons qu'en régime linéaire l'amplification du montage peut s'exprimer sous la forme :
$$A=\dfrac{V_{s}}{V_{e}}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}$$
La loi d'additivité des tensions à l'entrée s'écrit :
 
$\begin{array}{rcl} V_{e}=V_{AM}&=&V_{AE^{-}}+V_{E^{-}E^{+}}+V_{E^{+}M}\\ \\&=&R_{1}.i+0+0\\ \\&=&R_{1}.i\end{array}$
 
De même la tension de sortie $V_{s}$ a pour expression :
 
$\begin{array}{rcl} V_{s}=V_{SM}&=&V_{SE^{-}}+V_{E^{-}E^{+}}+V_{E^{+}M}\\ \\&=&-R_{2}.i_{2}+0+0\\ \\&=&-R_{2}.i_{2}\end{array}$
 
La loi des nœuds en E-s'écrit :
$$i_{1}=i_{2}+i^{-}$$
Or, $i^{-}=0$ donc, $i_{1}=i_{2}$
 
L'amplification $A$ du montage peut alors s'écrire :
 
$\begin{array}{rcl} A&=&\dfrac{V_{s}}{V_{e}}\\ \\&=&\dfrac{-R_{2}.i_{2}}{R_{1}.i_{1}}\quad\text{or, }\ i_{1}=i_{2}\\ \\&=&\dfrac{-R_{2}.i_{1}}{R_{1}.i_{1}}\\ \\&=&-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{A=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}}$
 
2) En utilisant le résultat précédent et la caractéristique de la figure 2, déterminons la valeur donnée à la résistance $R_{1}.$
 
On a : $-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}=\dfrac{V_{s}}{V_{e}}\ \Rightarrow\ R_{1}=-\dfrac{V_{e}}{V_{s}}R_{2}$
 
A.N : $R_{1}=-\dfrac{2}{-6}\times 10=3.3$
 
D'où, $\boxed{R_{1}=3.3\;kV}$
 
3) On applique à l'entrée du montage une tension sinusoïdale de valeur efficace $V_{_{E}}=2.0\;V.$ 
 
Un voltmètre est utilisé en en position $AC$ conformément à la figure 3.
 
Soit $V_{s}$ l'indication de cet appareil.
 
De la relation $\dfrac{V_{s}}{V_{e}}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}$, on tire : $V_{s}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}V_{e}$
 
A.N : $V_{s}=-\dfrac{10}{3.3}\times 2.0=-6.1$
 
Donc, $\boxed{V_{s}=-6.1\;kV}$

 
 

Exercice 4

On réalise avec le même montage deux séries de mesures :

 

 
La caractéristique $U_{s}=f(U_{e})$ du montage est représentée sur la figure ci-dessous.

 

 
$\centerdot\ $ première série : le voltmètre $n^{\circ}1$ indique $2.3\;V$ et le voltmètre $n^{\circ}2$ affiche $9.2\;V$ ;
 
$\centerdot\ $ deuxième série : le voltmètre $n^{\circ}1$ indique $4.1\;V$ et le voltmètre $n^{\circ}2$ affiche $13.6\;V$
 
1) La tension mesurée par le voltmètre $n^{\circ}1$ est la tension à l'entrée.
 
2) La tension mesurée par le voltmètre $n^{\circ}2$ est la tension à la sortie.
 
3) Le coefficient d'amplification du montage
 
La valeur $U=13.6\;V$ est plus proche de la tension de saturation donc, la première série de mesure convient.
 
Ainsi, $A=-\dfrac{V_{2}}{V_{1}}=-\dfrac{9.2}{2.3}=-4$
 
D'où, $\boxed{A=-4}$
 
4) La tension de saturation du montage est : $$U_{sat}=15\;V$$
 

Exercice 5


 
$R_{1}=10\;k\Omega\;;\quad R_{2}=33\;k\Omega$
 
Pour ce montage, le coefficient d'amplification vaut : $A=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}$ et la tension de saturation $\pm 14\;V$
 
1) On appelle $U_{e}$ la tension d'entrée du montage et $U_{s}$, la tension de sortie.
 
Reportons sur le montage les flèches tension $U_{e}\ $ et $\ U_{s}$ (voir figure)
 
2) Calculons $A.$
 
On a : $A=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}=-\dfrac{33}{10}=-3.3$
 
Ainsi, $\boxed{A=-3.3}$
 
Lorsque le montage amplificateur fonctionne en régime linéaire, établissons la relation qui existe entre la tension de sortie $U_{s}$ et la tension d'entrée $U_{e}.$
 
La loi d'additivité des tensions à l'entrée s'écrit :
$$U_{s}=U_{R_{2}}+U_{E^{-}E^{+}}$$
Or, $U_{E^{-}E^{+}}=0$ donc,
$$U_{s}=-R_{2}.i_{2}$$
La loi des nœuds en $E^{-}$ s'écrit :
$$i_{1}=i_{2}+i^{-}=i_{2}+0$$
Ce qui entraine : $i_{1}=i_{2}.$ Par suite,
$$U_{s}=-R_{2}.i_{1}$$
Ainsi, $\dfrac{U_{s}}{U_{e}}=-\dfrac{R_{2}.i_{1}}{R_{1}.i_{1}}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}$
 
Par conséquent, $\boxed{U_{s}=-\dfrac{R_{2}}{R_{1}}U_{e}}$
 
3) Complétons le tableau de valeurs :
 
Soit : $A=\dfrac{U_{s}}{U_{e}}\ \Rightarrow\ U_{s}=A.U_{e}$
 
Ainsi, pour $U_{e}=-4\;V$ alors $U_{s}=-3.3\times(-4)=13.2$
 
$$\begin{array}{|l|c|c|c|c|c|c|c|}\hline U_{e}(V)&-6&-4&-2&0&1&3&5\\ \hline U_{s}(V)&14&13.2&6.6&0&-3.3&-9.9&-14\\ \hline\end{array}$$
 
4) Construisons le graphique de la fonction $U_{s}=f(U_{e})$ ;

 

 
5) A partir de cette courbe, on remarque :
 
$-\ \ $ les valeurs de $U_{e}$ pour lesquelles le régime de fonctionnement est appelé linéaire sont :
$$13.2\;V\;;\quad 6.6\;V\;;\quad 0\;V\;;\quad -3.3\;V\quad \text{ et }\quad -9.9\;V$$
 
$-\ \ $ les valeurs de $U_{e}$ pour lesquelles le régime de fonctionnement est dit saturé sont :
$$-6\;V\ \text{ et }\ 5\;V$$
 

Exercice 6

On réalise le montage suivant et on observe les deux oscillogrammes ci-dessous :

 

 
Déterminons :
 
1) la tension de saturation :
 
En observant les deux oscillogrammes ci-dessous, on obtient : $U_{sat}=3.2\times 5=16$
 
D'où, $\boxed{U_{sat}=16\;V}$
 
2) le coefficient d'amplification du montage.
 
Soit : $U_{s}=3\times 5=15\;V\ $ et $\ U_{e}=1\times 2=2\;V$
 
Alors, $A=\dfrac{U_{s}}{U_{e}}=\dfrac{15}{2}=7.5$
 
Ainsi, $\boxed{A=7.5}$

 

Exercice 7


 
1) Rappel des caractéristiques d'un A.O. idéal.
 
$-\ $ le courant $i^{-}$ entrant par l'entrée inverseuse $E^{-}$ est nul ;
 
$-\ $ le courant $i^{+}$ entrant par l'entrée non inverseuse $E^{+}$ est nul ;
 
$-\ $ la tension entre les entrées $E^{+}\ $ et $\ E^{-}$ est nulle en régime linéaire
 
2) Relation simple qui existe entre la tension $U_{e}$ et la tension $U_{s}$
$$U_{e}=U_{s}$$
 

Exercice 8

A l'aide d'un amplificateur opérationnel alimenté par un générateur $(e_{1}\;,\ 0\;,\ -e_{2})$, nous avons réalisé le montage de la figure ci-dessous

 

 
1) En supposant l'$A.O.$ idéal $(I^{+}=I^{-}=0\;;\ V_{_{E^{+}}}-V_{_{E^{-}}}=0)$ montrons que :
$$\dfrac{U_{s}}{e}=\dfrac{R_{1}+R_{2}}{R_{1}}$$
La loi d'additivité des tensions à l'entrée s'écrit :
$$e=U_{R_{1}}+U_{E^{+}E^{-}}$$
Or, $U_{E^{+}E^{-}}=0$ donc, $e=U_{R_{1}}=R_{1}.i_{1}$
 
La loi d'additivité des tensions à la sortie s'écrit :
$$U_{s}=U_{SM}=U_{R_{2}}+U_{R_{1}}=R_{2}.i_{2}+R_{1}.i_{1}$$
La loi des nœuds en $E^{-}$ s'écrit :
$$i_{1}=i_{2}+i^{-}=i_{2}+0$$
Ce qui entraine : $i_{1}=i_{2}.$ Par suite,
$$U_{s}=(R_{2}+R_{1}).i_{1}$$
Ainsi, $\dfrac{U_{s}}{e}=\dfrac{(R_{2}+R_{1}).i_{1}}{R_{1}.i_{1}}=\dfrac{R_{2}+R_{1}}{R_{1}}$
 
D'où, $\boxed{\dfrac{U_{s}}{e}=\dfrac{R_{1}+R_{2}}{R_{1}}}$
 
Application numérique : $R_{1}=10\;k\Omega\;;\quad R_{2}=100\;k\Omega$
 
Par suite, $\dfrac{U_{s}}{e}=\dfrac{10+100}{10}=11$
 
2) Avec un $A.O.\ 741$, on a relevé les mesures suivantes :
 
$I_{e}=0.004\;\mu A\;;\ e=0.48\;V\;;\ U_{s}=5.4\;V$
 
$R_{c}=2000\Omega\;;\ e_{1}=15.13\;V\;;\ I_{1}=4.23\;mA\;;\ e_{2}=15.10\;V\;;\ I_{2}=1.50\;mA$
 
Calculons le rapport expérimental $\dfrac{U_{s}}{e}.$
 
Soit : $\dfrac{U_{s}}{e}=\dfrac{5.4}{0.48}=11$ donc, $\dfrac{U_{s}}{e}=11$
 
Et par conséquent, $\dfrac{U_{s}}{e}=\dfrac{R_{1}+R_{2}}{R_{1}}$
 

Exercice 9

Pour le montage de la figure ci-dessous, on donne : 
 
$R_{1}=10\;k\Omega\;;\ R_{2}=4.7\;k\Omega\ $ et $\ R_{3}=2.2\;k\Omega$
 
De plus, la mesure de $i_{c}$ a donné : $i_{c}=2.5\;mA$

 
1) L'ampli opérationnel fonctionne en régime linéaire car la sortie est bouclée sur l'entrée inverseuse
 
2) Calcul de l'intensité $i_{e}$ du courant dans la résistance $R_{2}.$
 
La loi d'additivité des tensions à la sortie s'écrit :
 
$\begin{array}{rcl} U_{s}=U_{E^{-}E^{+}}+U_{R_{2}}&\Rightarrow&R_{3}.i_{c}=0+R_{2}.i_{e}\\ \\&\Rightarrow&i_{e}=\dfrac{R_{3}}{R_{2}}i_{c}\\ \\&\Rightarrow&i_{e}=\dfrac{2.2}{4.7}\times 2.5\\ \\&\Rightarrow&i_{e}=1.2\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{i_{e}=1.2\;mA}$
 
3) calculons la tension d'entrée $u_{e}.$
 
Soit : $U_{e}=(R_{1}+R_{2}).i_{e}$
 
A.N : $U_{e}=(10+4.7)\times 10^{3}\times 1.2\cdot 10^{-3}=17.6$
 
Ainsi, $\boxed{U_{e}=17.6\;V}$

 

Solution des exercices : Propagation rectiligne de la lumière - 2nd S

Classe: 
Seconde
 
 

Exercice 1

Choisissons les objets lumineux qui sont des sources primaires, et ceux qui sont des sources secondaires.
$$\begin{array}{|l|l|}\hline\text{Sources primaires}&\text{Sources secondaires}\\\hline\text{Flamme de bougie}&\text{Ecran de protection}\\\text{Soleil}&\text{Mur blanc}\\\text{Etoile polaire}&\text{Lune}\\\text{Ecran de télévision}&\text{Vénus}\\\text{Satellite Spot}&\text{Ecran de protection}\\\text{ }&\text{Atmosphère}\\\hline\end{array}$$

Exercice 2

Complétons :
 
Les sources primaires produisent la lumière qu'elles émettent. 
 
Les sources secondaires sont des objets lumineux éclairés par des sources primaires. 
 
La lumière émise par les sources se propage en ligne droite dans un milieu transparent et homogène. 
 
On traduit ce type de propagation la construction de droites orientées appelées rayons.
 

Exercice 3

a) Calculons le temps mis par la lumière à nous parvenir
 
Soit :
 
$\begin{array}{rcl} t&=&\dfrac{d}{c}\\ \\&=&\dfrac{150.10^{9}}{3.10^{8}}\\ \\&=&5.10^{2}\;s\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{t=8\;mn\ 33\;s}$
 
b) Calculons la distance de la terre à la lune
 
Soit :
 
$\begin{array}{rcl} d&=&c\times t\\ \\&=&3.10^{8}\times 2.6\\ \\&=&7.810^{8}\;m\end{array}$
 
Donc, $\boxed{d=7.810^{8}\;m}$
 

Exercice 4

1) Un milieu transparent est un milieu qui laisse passer la lumière sans la diffuser ni l'absorber (ou très peu), c'est-à-dire que l'on peut distinguer nettement un objet se situant de l'autre côté.
 
2) Un milieu est homogène s'il possède les même caractéristiques en chacun de ses points (même composition chimique, même température et même pression).
 
3) Exemples de milieux transparents et homogènes : l'air, verre poli et l'eau
 
4) Dans un milieu transparent et homogène, la lumière se propage en ligne droite
 

Exercice 5

Dessinons et orientons le parcours de la lumière afin de décrire au mieux le phénomène de propagation rectiligne de la lumière

 
 

Exercice 6


 
Le faisceau de lumière issu du trou $T$ est un faisceau divergent . 
 
L'observateur peut voir de la lumière à partir de n'importe de quel trou.
 

Exercice 7

1) La vue arrive aux objets si la lumière les éclaire.
 
2) Si vous voyez vos pieds c'est qu'ils émettent de la lumière.
 
3) La lumière éclaire les objets et elle est renvoyée vers l'œil.
 
4) L'œil voit les objets quand la vue est suffisamment forte pour y arriver : la vue est d'autant plus forte que la lumière ambiante est importante.
 

Exercice 8

On considère une source ponctuelle $S$, une petite sphère de rayon $r=2\;cm$ et un écran placé à la distance $D=2.0\;m$ de la source $S.$ 
 
La sphère est placée à la distance $d=0.5\;m$ de la source ponctuelle de telle façon que l'on puisse voir son ombre portée sur l'écran. La source $S$ et les centres de l'écran et de la sphère sont alignés.

 

 
1) Nature géométrique de l'ombre portée sur l'écran : l'ombre portée est un cercle
 
2) Évaluons les dimensions de cette ombre portée et sa surface.
 
$-\ $ Diamètre ou hauteur de l'ombre portée, soit : $d_{0}$
 
$\begin{array}{rcrcl}\dfrac{d_{0}}{D}=\dfrac{2r}{d}&\Rightarrow&d_{0}&=&\dfrac{2r}{d}D\\ \\&\Rightarrow&d_{0}&=&\dfrac{2\times 2}{0.5}\times 2\\ \\&\Rightarrow&d_{0}&=&16\end{array}$
 
Par suite, $\boxed{d_{0}=16\;cm}$
 
$-\ $ Rayon de l'ombre portée, soit : $r_{0}$
 
$\begin{array}{rcl} r_{0}&=&\dfrac{d_{0}}{2}\\ \\&=&\dfrac{16}{2}\\ \\&=&8\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{r_{0}=8\;cm}$
 
$-\ $ Surface de l'ombre portée, soit : $S_{0}$
 
$\begin{array}{rcl} S_{0}&=&\pi r_{0}^{2}\\ \\&=&\pi\times 8^{2}\\ \\&=&2.01\cdot 10^{2}\end{array}$
 
D'où, $\boxed{S_{0}=2.01\cdot 10^{2}\;cm^{2}}$
 
3) Conditions pour obtenir sur l'écran la même ombre portée qu'avec la sphère :
 
L'axe doit passer le centre du disque et le disque doit occuper la même position que la petite sphère
 

Exercice 9

1) Détermination de la distance entre les surfaces des deux astres.

 

 
On a :
 
$\begin{array}{rcrcl} 2d=c\times t&\Rightarrow&d&=&\dfrac{c\times t}{2}\\ \\&\Rightarrow&d&=&\dfrac{3.10^{8\times 2.51}}{2}\\ \\&\Rightarrow&d&=&376.5\cdot 10^{3}\;km\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{d=376.5\cdot 10^{3}\;km}$
 
2) Déduisons la distance entre leurs centres.
 
Soit : $D=d+R_{T}+R_{L}$
 
A.N : $D=376.5\;10^{3}+6.40\;10^{3}+1.74\;10^{3}=385.10^{3}$
 
D'où, $\boxed{D=385.10^{3}\;km}$
 

Exercice 10


 
1) Montrons que l'œil de Julien placé derrière la feuille translucide voit une reproduction du filament renversée sur la feuille.
 
L'image $A'B'$ sur la feuille translucide est bien renversée
 
Déterminons la taille de l'image $A'B'$
 
$\begin{array}{rcrcl}\dfrac{A'B'}{AB}=\dfrac{1}{D}&\Rightarrow&A'B'&=&\dfrac{1}{D}\times AB\\ \\&\Rightarrow&A'B'&=&\dfrac{12}{60}\times10\\ \\&\Rightarrow&A'B'&=&2\end{array}$
 
Par suite, $\boxed{A'B'=2\;cm}$
 
2) Montrons avec deux rayons issus de $O'$ que le diamètre du trou influe sur la netteté de l'image.

 

 
L'image obtenue est constituée du pénombre porté et de l'ombre portée, ce qui la rend floue donc, moins nette
 
Établissons la relation qui lie la largeur e de l'image à la distance D et aux caractéristiques de la chambre noire $(l\ $ et $\  d)$ puis :
$$\dfrac{e}{l}=\dfrac{d}{D}\Rightarrow e=\dfrac{d}{D}l$$
Calcul de $e$
 
$e=\dfrac{d}{D}l=\dfrac{1}{60}\times 12=0.2$
 
D'où, $\boxed{e=0.2\;mm}$

 

Oxydoréduction par voie sèche - 1er s

Classe: 
Première
 

I. Réaction d'oxydoréduction par voie sèche

1. Electronégativité

1.1 Définition

L'électronégativité d'un atome est une grandeur physique qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d'une liaison chimique avec un autre élément.

1.2 Indice d'électronégativité

L'indice d'électronégativité, $\epsilon$ ou $E$, est la mesure de la tendance que possède un atome d'un élément à attirer des électrons lorsqu'il se lie avec d'autres atomes.
 
Les valeurs de l'indice d'électronégativité se trouvent dans le tableau périodique. 
 
La valeur la plus petite est $0.7$ et la plus grande $4.$
 
Dans le tableau périodique, d'une manière générale, l'électronégativité augmente :
 
$- $ de la gauche vers la droite dans la même période.
 
$-\ $ du bas vers le haut dans une même colonne.
 
Ainsi les éléments qui ont beaucoup d'électrons sur leur couche externe, comme les halogènes, ont aussi un indice d'électronégativité élevé, alors que les métaux alcalins ont les indices les plus bas.

1.3 Échelle de Pauling

Sur l'échelle de Pauling, chaque élément a une électronégativité caractéristique allant de $1$ à $4.$ 
 
Un élément fortement électronégatif comme le fluor a une électronégativité de 4 tandis que celle des éléments à faible électronégativité comme le lithium est proche de $1.$
 
Les liaisons entre atomes dont la différence d'électronégativité est grande $($plus grande ou égale à $1.7)$ sont généralement considérées comme ioniques tandis que les valeurs entre $0.4$ et $1.7$ correspondent à des liaisons covalentes polaires et celles inférieures à $0.4$ correspondent à des liaisons covalentes non polaires.
 
 

Remarque :

L'électronégativité des gaz nobles est pratiquement nulle.
 
En effet que les gaz nobles n'ont pas tendance à attirer les électrons des autres atomes car leur dernière couche électronique est complète.
 
Ils ne se lient à peu près jamais à d'autres atomes.

2. Exemples de réactions d'oxydoréduction par voie sèche 

2.1 Réaction du sodium avec le dichlore 

2.1.1 Expérience

Sous la hotte aspirante, le sodium $(Na)$ enflammé est introduit dans le bocal de dichlore $(Cl_{2})$, des fumées blanches de chlorure de sodium $(NaCl)$ se forment, puis se déposent sous forme de cristaux blancs 
 

2.1.2 Interprétation

La fumée blanche est du chlorure de sodium $NaCl$ qui résulte de la réaction du sodium avec le dichlore.
 
L'équation chimique de la réaction observée est :
$$2\,Na(s)\ +\  Cl(g)\ \rightarrow\ 2\,NaCl(s)$$
 
Le chlorure de sodium est un composé ionique formé par les ions sodium $Na^{+}$ et les ions chlorures $Cl^{-}$ Au cours de cette réaction chaque atome de sodium métal a cédé un électron; le sodium a donc été oxydé selon la demi-équation : 
$$Na(s)\ \rightarrow\ Na^{+}\ +\ e^{-}$$
 
En même temps chaque molécule de dichlore a fixé deux électrons; le dichlore a été réduit selon la demi-équation :
$$Cl(g)\ +\ 2e^{-}\ \rightarrow\ 2Cl^{-}$$
 
Il y a eu un transfert d'électrons du sodium au dichlore; la réaction étudiée est donc une réaction d'oxydoréduction.
 
Cette réaction a été réalisée en l'absence d'eau : c'est une réaction d'oxydoréduction par voie sèche.

Remarque :

Historiquement, ce sont des réactions avec l'oxygène qui ont été définies comme des oxydations avant que cette notion ne soit généralisée sous la forme de transfert électronique

2.2 Réaction du carbone avec le dioxygène 

2.2.1 Expérience

Chauffons à la flamme d'un bec bunsen un morceau de carbone (par exemple du charbon) jusqu'à l'incandescence et introduisons le dans un flacon contenant du dioxygène.
 
Le carbone brûle vivement avec une flamme éclairante  en produisant des étincelles.
 
 
Lorsque la réaction est terminée, ajoutons de l'eau de chaux dans le flacon.
 
Des particules blanches apparaissent et troublent l'eau de chaux 

2.2.2 Interprétation

Le trouble de l'eau de chaux prouve qu'il s'est formé du dioxyde de carbone $CO_{2}.$ 
 
L'équation chimique de la réaction observée est :
$$C(s)\ +\ O_{2}(g)\ \rightarrow\ CO_{2}(g)$$
 
Cette réaction est considérée comme une réaction d'oxydoréduction où le carbone est oxydé et le dioxygène est réduit bien qu'aucun transfert d'électrons ne peut être mis en évidence car le dioxyde de carbone obtenu est un composé à liaisons covalentes.
 
Pour pouvoir comprendre pourquoi cette transformation est une réaction redox, il est nécessaire d'introduire un nouvel outil : le nombre d'oxydation des éléments.

3. Nombre d'oxydation

3.1 L'état d'oxydation, le nombre d'oxydation

Dans une réaction d'oxydoréduction entre un métal et un non métal, il est facile de « suivre » le transfert d'électrons entre le réducteur et l'oxydant.
 
Cela est plus difficile lorsque la réaction met en jeu deux non métaux.
 
Pour « suivre » le transfert d'électrons, les chimistes ont construit un outil commode qui fait appel au nombre ou degré d'oxydation noté $N^{\circ}$
  
Le nombre l'oxydation ou degré d'oxydation permet de savoir si un élément chimique peut être réduit (il a gagné un ou des électrons) ou oxydé (il a perdu ou gagné un électron) qu'il soit seul ou engagé dans un édifice moléculaire ou ionique.
 
Le nombre d'oxydation $(NO)$ caractérise l'état d'un élément dans un composé moléculaire ou ionique.

3.1.1 Définition

Le nombre d'oxydation d'un atome dans un édifice polyatomique (molécule ou ion) est la charge électrique qui reste sur cet atome après une coupure fictive de toutes les liaisons.

Remarque :

Les électrons de chaque liaison sont attribués à l'atome le plus électronégatif.
 
Dans le cas où les atomes sont identiques la coupure de la liaison se fera de manière symétrique

3.1.2 Règles d'attribution 

Règle 1 

Le nombre d'oxydation d'un élément dans un corps pur simple atomique ou moléculaire est nul

Exemple : 

$Cu\ :\ n^{\circ}(Cu)=0\;,\ Cl_{2}\ :\ n^{\circ}(Cl)=0$

Règle 2 

Le nombre d'oxydation d'un élément dans un ion monoatomique est égal à la charge de cet ion.

Exemple : 

$O^{2-}\ :\ n^{\circ}(O)=\Pi\;,\ Ca^{2+}\ :\ n^{\circ}(Ca)=+\Pi.$
 
On note en général en lettres romaines les $n^{\circ}.$

Règle 3

La somme de tous les $n^{\circ}$ des éléments dans :
 
$-\ $ une molécule neutre est égale à $0.$

Exemple : 

$H_{2}O\ :\ n^{\circ}(O)+2\,n^{\circ}(H)=0$
 
$-\ $ un ion est égal à la charge de cet ion.

Exemple :

$NO_{3}^{-}\ :\ n^{\circ}(N)+3\,n^{\circ}(O)=-1$

Règle 4 

Dans des composés, les éléments métalliques ont des nombres d'oxydation positifs :
 
$\bullet $ les éléments du groupe $I$ (alcalins) ont toujours un $n^{\circ}$ de $+I.$

Exemple : 

$\bullet $ les éléments du groupe II (alcalino-terreux) ont toujours un n.o de +II.

Exemple :

$NaCl\ :\ n^{\circ}(Na)+n^{\circ}(Cl)=0$ comme $n^{\circ}(Na)=+I\;,\ n^{\circ}(Cl)=-I$
 
$\bullet $ les éléments du groupe $II$ (alcalino-terreux) ont toujours un $n^{\circ}$ de $+II.$

Exemple :

$CaF_{2}\ :\ n^{\circ}(Ca)+2n^{\circ}(F)=0$ comme $n^{\circ}(Ca)=+II\;,\ n^{\circ}(F)=-II$

Remarques :

Dans des composés, les éléments non métalliques suivants ont les des nombres d'oxydation (n.o) indiqués dans le tableau suivant : 
$$\begin{array}{|l|l|l|} \hline \text{Non métal}&\text{Nombre d'oxydation}&\text{Exemple}\\ \hline \text{Fluore}&-I&MgF_{2}\\ \hline \text{Hydrogène}&+I&H_{2}O\\ \hline \text{Oxygène}&-II&CO_{2}\\ \hline \text{Groupe }VII&-I&CCl_{4}\\ \hline \text{Groupe }VI&-II&H_{2}S\\ \hline \text{Groupe }V&-III&NH_{3}\\ \hline \end{array}$$
 
Il existe cependant des exceptions :
 
$\bullet $ c'est le cas du peroxyde d'hydrogène $H_{2}O_{2}$, ou « eau oxygénée », comme dans tous les peroxydes, $n^{\circ}(O)=-I$
 
$\bullet $ L'élément chimique le plus électronégatif, donc le plus oxydant, est le fluor.
 
Dans la nature, il n'existe que sous sa forme réduite $F^{-}.$ 
 
C'est pratiquement le seul élément, avec le chlore, qui puisse oxyder l'élément oxygène

3.2 Utilisation du nombre d'oxydation                                                                               

L'utilisation du nombre d'oxydation peut nous permettre de reconnaître les réactions d'oxydation et les réactions de réduction qui ont lieu au cours d'une réaction d'oxydoréduction même dans le cas où le transfert d'électron n'est pas évident.

3.2.1 Prévoir la nature d'une réaction chimique

Dans une réaction d'oxydoréduction, il existe un élément qui est oxydé et dont le $n^{\circ}$ augmente et un élément qui est réduit et dont le $n^{\circ}$ diminue.

Exemple :

Réaction entre le métal $Fe$ et les ions $Cu^{2+}$ : 
 
$n^{\circ}(Fe)$ augmente $(0\rightarrow\ +II)$, il subit donc une oxydation $Fe\ +\ Cu^{2+}\ \rightarrow\ Fe^{2+}\ +\ Cu$
 
$n^{\circ}(Cu)$ diminue $(+II\rightarrow\ 0)$, il subit donc une réduction
 
Dans une réaction rédox, au moins un des éléments voit son nombre d'oxydation varier

3.2.2 Équilibrer les équations-bilans rédox

Exemple :

$Fe\ +\ Cu^{2+}\ \rightarrow\ Fe^{2+}\ +\ Cu$
$(0)$                          $(+II)$
 
La variation du nombre d'oxydation du $n^{\circ}$ du fer est :
 
$\Delta\,n^{\circ}(Fe)=+II(>0$ car augmentation$)$
 
La variation du nombre d'oxydation du $n^{\circ}$ du cuivre : 
 
$\Delta\,n^{\circ}(Cu)=-II(<0$ car diminution$)$
 
On constate que Ce résultat est général :
Dans une réaction rédox, la somme des variations des $n^{\circ}$ est nulle si on tient compte des coefficients stœchiométriques
 
Ainsi, pour équilibrer une réaction rédox, si on appelle $\Delta\,n^{\circ}$ la variation du nombre d'oxydation de l'élément qui est oxydé (pour un atome) et $\Delta'\,n^{\circ}$ la variation du nombre d'oxydation pour l'élément qui est réduit (pour un atome), il faut trouver les coefficients $a$ et $b$ tels que $a\Delta\,n^{\circ}+b\Delta'\,n^{\circ}=0$ et les reporter dans l'équation bilan.

Exemple :

Réaction entre le métal $F_{e}$ et les ions hydrogène $H^{+}$ d'une solution d'acide chlorhydrique 
 
$Fe\ +\ 2H^{+}\ \rightarrow\ Fe^{2+}\ +\ H_{2}$
 
Déterminons la variation du $n^{\circ}$ du fer (pour un atome) :
 
$\Delta\,n^{\circ}(Fe)=+II-0=+\Pi$
 
Déterminons la variation du $n^{\circ}$ de l'hydrogène (pour un atome) :
 
$\Delta'\,n^{\circ}(H)=0-I=-I$ 
 
Trouvons les coefficients $a$ et $b$ tels que :
 
$a\Delta\,n^{\circ}+b\Delta'\,n^{\circ}=0$ et vérifions qu'ils correspondent à l'équation bilan.
 
$\begin{array}{lcl} a\Delta\,n^{\circ}+b\Delta'\,n^{\circ}&=&0\\ \Rightarrow a(+II)+b(-I)&=&0\\\Rightarrow a&=&1\\\text{ et }b&=&2 \end{array}$

Exercice d'application

Réaction entre le métal cuivre et les ions nitrates $NO_{3}^{-}$ (provenant de l'acide nitrique) en milieu acide.
 
Cette réaction donne des ions cuivre $(II)$ et du monoxyde d'azote $NO.$
 
Trouver et équilibrer l'équation-bilan de cette réaction en précisant les espèces qui sont réduites et oxydées.
 
Indice (quand même !) : il faut assurer la conservation de la charge électrique globale grâce aux ions $H^{+}$ (milieu acide) et la conservation de l'élément oxygène par la formation de molécules d'eau $(H_{2}O$ : solvant

II. Corrosion des métaux

1.Définition

On appelle corrosion l'ensemble des actions chimiques qui détériore les pierres et les métaux.

Remarque :

Les métaux ne résistent pas de la même façon à la corrosion: les métaux nobles sont insensibles ; l'aluminium, le zinc... sont protégés en surface par une mince couche d'oxyde imperméable aux agents extérieurs ; le fer rouille d'abord en surface sous l'action de l'humidité de l'air, jusqu'à la destruction de la pièce

2. Les causes de la corrosion

2.1 Corrosion de type chimique

C'est la réaction entre le métal et une phase gazeuse ou liquide. 
 
Si cette corrosion se produit à haute température elle est alors appelée « corrosion sèche » ou corrosion à haute température.
 
Au cours de la corrosion chimique, l'oxydation du métal et la réduction de l'oxydant se fait en une seule action, c'est-à-dire les atomes du métal forment directement des liaisons chimiques avec l'oxydant qui arrache les électrons de valence des atomes métalliques.

2.2 Corrosion électrochimique

La corrosion électrochimique, appelée encore corrosion humide, est le mode de corrosion le plus important et le plus fréquent. 
 
Elle réside essentiellement dans l'oxydation du métal sous forme d'ions ou d'oxydes.
 
La corrosion électrochimique fait appelle à la fois à une réaction chimique et un transfert de charges électriques (circulation d'un courant).
 
Cette corrosion nécessite la présence d'un agent réducteur $(H_{2}O$, $O_{2}$, $H_{2}$, etc.$)$, sans celui-ci la corrosion du métal ne peut se produire.
 
La corrosion électrochimique d'un matériau correspond à une réaction d'oxydo-réduction, dont :
 
$-\ $ la réaction d'oxydation d'un métal est appelée réaction « anodique »,
 
$-\ $ la réaction de réduction d'un agent oxydant est appelée réaction « cathodique » 

III. Applications : protection des métaux, aluminothermie

1. Protection des métaux

Pour s'affranchir de la corrosion, on peut utiliser l'une des solutions suivantes :

1.1 Aciers spéciaux et inoxydables

On ajoute du chrome, du nickel, du titane : Inconvénient : le coût

2.2 Protection par revêtement

$\bullet\ $ On plonge la pièce dans un bain d'acide de façon à réaliser une pellicule imperméable (passivation à l'acide nitrique, parkérisation à l'acide phosphorique pour les carrosseries).
 
$\bullet\ $ Pour isoler la surface métallique de l'atmosphère oxydante, on recouvre cette dernière d'une peinture, d'un vernis...
 
$\bullet\ $ On plonge la pièce dans un métal liquide plus réducteur. 
 
Par formation d'une pile électrochimique, le métal se dissout. 
 
On utilise le zinc pour obtenir du fer galvanisé ou de l'étain pour obtenir le fer blanc

3.3 Protection cathodique

Le but consiste à réaliser une pile électrochimique dans lequel l'alliage à protéger joue le rôle de la cathode. 
 
La corrosion se fera donc à l'anode.
 
$\bullet\ $ Protection de la coque d'un navire en plaçant du zinc
 
$\bullet\ $ Anode sacrificielle: on réalise une pile électrochimique dans laquelle la cathode est la pièce à protéger et dont l'anode sera sacrifiée (en zinc, en aluminium). 
 
Cette est utilisée pour la protection des canalisations

2. Aluminothermie 

L'aluminothermie est un procédé pyrométallurgique consistant à dégager de la chaleur grâce à une réaction chimique de l'aluminium pour produire ou faire fondre des métaux.
 
La réaction se déroule à haute température $($plus de $2\ 800^{\circ}C).$

2.1 Soudage par aluminothermie

La soudure exothermique regroupe tous les procédés qui utilisent une source de chaleur obtenue par une réaction chimique exothermique créée entre les bords de pièces à souder.
 
L'exemple le plus représentatif de l'utilisation de ce procédé est le raboutage de rails de chemins de fer. 
 
Exemples de réactions exothermiques réalisées :
 
 
A base d'oxydes de fer et d'aluminium :
 
$3Fe_{3}O_{4}\ +\ 8Al\ \rightarrow\ 9Fe\ +\ 4Al_{2}O_{3}\ +\ 3010\,kJ/mol(3\ 088^{\circ}C)$
 
A base d'oxydes de cuivre et d'aluminium :
 
$3Cu_{2}O\ +\ 2Al\ \rightarrow\ 6Cu\ +\ Al_{2}O_{3}\ +\ 1089\,kJ/mol(3\ 138 ^{\circ}C)$
 
A base de l'oxyde de nickel et d'aluminium :
 
$3NiO\ +\ 2Al\ \rightarrow\ 3Ni\ +\ Al_{2}O_{3}\ +\ 864\,kJ/mol(3\ 171^{\circ}C)$
 
A base de l'oxyde de chrome et d'aluminium :
 
$Cr_{2}O_{3}\ +\ 2Al\ \rightarrow\ 2Cr\ +\ Al_{2}O_{3}\ +\ 2287\,kJ/mol(2\ 977^{\circ}C)$
 
A base d'oxydes de manganèse et d'aluminium : 
 
$3MnO\ +\ 2A\ \rightarrow\ 3Mn\ +\ Al_{2}O_{3}\ +\ 1686\,kJ/mol(2\ 427^{\circ}C)$

 

Électrolyses, bilan quantitatif - 1er s

Classe: 
Première
 
 
Lorsqu'un générateur de tension continue impose dans un système chimique, un courant de sens inverse à celui qui serait observé lorsque le système évolue spontanément, ce système évolue dans le sens inverse de son sens d'évolution spontanée. 
 
Cette transformation forcée (transfert forcé d'électrons entre un réducteur et un oxydant) est une électrolyse.

I. Électrolyses

1. Réaction provoquée

1.1 Expérience

1.2 Observation

1.3 Interprétation

1.4 Conclusion

2. Réaction aux électrodes

2.1 Expérience

2.2 Observation

2.3 Interprétation

2.4 Règle de prévision

3. Phénomène de surtension

3.1 Expérience

3.2 Observation

3.3 Interprétation

3.4 Notion de surtension 

4. Électrolyse à anode soluble

4.1 Expérience

4.2 Observation

4.3 Interprétation 

5. Aspects quantitatifs

5.1 Expérience

5.2 Interprétation

5.3 Quantité de matière apparaissant aux électrodes

II. Applications

Une application très courante de l'électrolyse est la recharge de l'accumulateur.
 
Un accumulateur est capable de fonctionner en pile (décharge) ou en électrolyseur (charge).
 
Dans un accumulateur, les réactions aux électrodes sont inversables : les réactions traduisant la charge et la décharge sont inverses l'une de l'autre.
 
Lors de certaines électrolyses, un dépôt métallique peut se former sur une électrode.
 
Ce phénomène est utilisé dans l'industrie pour la purification de métaux (L'électroraffinage du cuivre), le revêtement métallique d'objets pour les protéger de la corrosion ou les décorer (La galvanostégie), la reproduction d'objets comme les $CD$ (La galvanoplastie)... 

1. Galvanoplastie

2. Chromage

3. Affinage des métaux


 

Généralisation de l'oxydoréduction en solution aqueuse - 1er s

Classe: 
Première
 

I. Couples oxydant-réducteurs autres que ion métallique/métal

1. Exemples de couples

1.1 Le couple $Fe^{2+}/Fe$ 

L'élément fer existe en solution aqueuse sous la forme de $Fe^{2+}$ $($ion fer $II$ de couleur verdâtre$)$ et $Fe^{3+}$ $($ion fer $III$ de coloration brun orange$).$
 
Ces deux espèces forment un couple oxydant réduction $Fe^{2+}/Fe$
 
La demi-équation électronique s'écrit :
$$Fe^{3+}\ +\ e^{+}\ \leftrightarrows\ Fe^{2+}$$

1.2 La couple $MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}$

L'ion permanganate $MnO_{4}^{-}$ (coloration violette) que l'on trouve dans le permanganate de potassium $(KMnO_{4})$ est un oxydant fort fréquemment utilisé dans l'industrie et au laboratoire.
 
Sa réduction donne l'ion manganèse $Mn^{2+}$ (incolore). 
 
Ils forment un couple rédox $MnO_{4}^{-}/Mn^{2+}$
 
Pour écrire la demi-équation électronique relative à la transformation de $MnO_{4}^{-}$ à $Mn^{2+}$ on procède par étapes :
 
$-\ $ Équilibrer les éléments autres que les éléments oxygène et hydrogène
$$MnO_{4}^{-}\ \longrightarrow\ Mn^{2+}$$
 
$-\ $ Équilibrer l'élément oxygène en ajoutant des molécules d'eau $H_{2}O$
$$MnO_{4}^{-}\ \longrightarrow\ Mn^{2+}\ +\ 4H_{2}O$$
 
$-\ $ Équilibrer l'élément hydrogène en ajoutant des protons $H^{+}$
$$MnO_{4}^{-}\ +\ 8H^{+}\ \longrightarrow\ Mn^{2+}\ +\ 4H_{2}O$$
 
$-\ $ Équilibrer les charges ajoutant le nombre d'électrons nécessaires 
$$MnO_{4}^{-}\ +\ 8H^{+}\ +\ 5e^{+}\ \longrightarrow\ Mn^{2+}\ +\ 4H_{2}O$$

1.2 le couple $Cr_{2}O_{7}^{2-}/Cr^{3+}$

Le permanganate de potassium est utilisé pour réaliser des titrages
 
Il sert également au traitement de l'eau puisqu'il permet d'oxyder le fer et le manganèse contenu dans les eaux souterraines.
 
La solution de permanganate de potassium par une solution de dichromate de potassium $K_{2}Cr_{2}O_{7}$ donne des ions $Cr_{2}O_{7}^{2-}$ (de couleur orange)
 
La demi-équation électronique s'écrit :
$$Cr_{2}O_{7}^{2-}\ +\ 14H^{+}\ +\ 6e^{-}\ \rightarrow\ 2Cr^{3+}\ +\ 7H_{2}O$$

2. Généralisation 

2.1 Quelques potentiels normaux

 

2.2 Exemples de quelques réactions d'oxydoréduction

II. Application au dosage d'oxydoréduction

1. Principe du dosage

2. Exemples de dosage

2.1 Dosage par manganimétrie

2.2 Dosage par iodimétrie

 

Solution des exercices : Équilibre d'un solide soumis à des forces - 2nd S

Classe: 
Seconde
 

Exercice 1

1) Un solide $S$ de poids $P=100\;N$ est maintenu en équilibre sur un plan incliné d'un angle $\alpha$ par rapport à l'horizontal grâce à un fil.
 
Le support du plan incliné $AB$ est lisse.
 
1.1) Bilan des forces appliquées au solide $(S).$
 
Le solide est soumis à : son poids ; $\vec{P}$ la tension du fil $\vec{T}$ et à la réaction du plan $\vec{R}.$
 
1.2) Représentons ces forces puis déterminons leurs intensités par la méthode analytique.

 

 
La condition d'équilibre appliquée au solide $(S)\ :$
$$\vec{P}+\vec{T}+\vec{R}=\vec{0}$$
En projetant cette relation vectorielle suivant les axes, on obtient :
 
$\begin{array}{rcl} *\ \ x'x\ :\ -T+P\sin\alpha+0=0&\Rightarrow&T=P\sin\alpha\\ \\&\Rightarrow&T=100\sin 30^{\circ}\\ \\&\Rightarrow&T=50\;N\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{T=50\;N}$
 
$\begin{array}{rcl} *\ \ y'y\ :\ 0-P\cos\alpha+R=0&\Rightarrow&R=P\cos\alpha\\ \\&\Rightarrow&R=100\cos 30^{\circ}\\ \\&\Rightarrow&R=86.6\;N\end{array}$
 
D'où, $\boxed{R=86.6\;N}$
 
2) Un solide $(S')$ de poids $P'$ glisse sur un support oblique $A'B'.$
 
La partie $A'C$ de ce plan est rugueuse et la partie $CB'$ lisse.
 
a) Le solide $S'$ s'arrête entre $A'\ $ et $\ C.$
 
Exprimons les composantes tangentielle $f$ et normale $R_{n}$ de la réaction du plan $A'C$ en fonction de $P'\ $ et $\ \alpha$
 
La condition d'équilibre appliquée au solide $(S')\ :$
$$\vec{f}+\vec{P'}+\vec{R}_{n}=\vec{0}$$
En projetant cette relation vectorielle suivant les axes, on obtient :
 
$*\ \ x'x\ :\ -f+P'\sin\alpha+0=0\ \Rightarrow\ f=P'\sin\alpha$
 
$*\ \ y'y\ :\ 0-P'\cos\alpha+R_{n}=0\ \Rightarrow\ R_{n}=P'\cos\alpha$
 
La direction de cette force de réaction est sécante à celle du vecteur poids du solide $S'.$
 
b) On déplace le solide $S'$ et on le pose sur le plan $CB'$ au-delà du point $C$
 
Il glisse puis se met en contact avec un ressort de constante de raideur $k.$ 
 
Le solide $S'$ s'immobilise alors quand le ressort est comprimé d'une quantité $x.$ 
 
Représentons les forces s'exerçant sur le solide $S'$ dans cet état d'équilibre

 

 
Exprimons l'intensité de la force exercée par le ressort sur $S'$ en fonction de $P'\ $ et $\ \alpha.$
 
La condition d'équilibre appliquée au solide $(S')\ :$
$$\vec{P'}+\vec{T}+\vec{R}=\vec{0}$$
En projetant cette relation vectorielle suivant l'axe, on obtient :
 
$*\ \ x'x\ :\ -T+P'\sin\alpha+0=0\ \Rightarrow\ T=P'\sin\alpha$
 
c) Considérant les résultats a) et b), exprimons l'intensité $f$ des forces de frottement du plan $A'C$ en fonction de $x$ et de $k.$
 
$\left\lbrace\begin{array}{rcl} f&=&P'\sin\alpha\\\\T&=&P'\sin\alpha\end{array}\right.\ \Rightarrow\ f=T=kx$
 
Ainsi, $\boxed{f=kx}$
 
d) Calculons dans l'ordre $f\;,\ R_{n}$, la réaction $R$ du plan $A'C$, et la masse $m'$ du solide $S'.$
 
Soit :
 
$\begin{array}{rcl} f&=&kx\\\\&=&50\times8\cdot 10^{-2}\\\\&=&4\end{array}$
 
Alors, $\boxed{f=4\;N}$
 
Soit :
 
$\begin{array}{rcl} R_{n}=P'\cos\alpha\quad\text{or, }\ T=f=P'\sin\alpha&\Rightarrow&P'=\dfrac{f}{\sin\alpha}\\ \\&\Rightarrow&R_{n}=f\dfrac{\cos\alpha}{\sin\alpha}\\ \\&\Rightarrow&R_{n}=4\times\dfrac{\cos 30^{\circ}}{\sin 30^{\circ}}\\ \\&\Rightarrow&R_{n}=6.9\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{R_{n}=6.9\;N}$
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} f=P'\sin\alpha=m'g\sin\alpha&\Rightarrow&m'=\dfrac{f}{g\sin\alpha}\\ \\&\Rightarrow&m'=\dfrac{4}{10\times\sin 30^{\circ}}\\ \\&\Rightarrow&m'=0.8\end{array}$
 
Donc, $\boxed{m'=0.8\;kg}$
 
e) Calculons l'angle $\beta$ que fait la direction de la réaction du plan, $A'C$ avec celle du plan incliné $A'B'.$
 
On a :
 
$\begin{array}{rcl} \tan\beta=\dfrac{R_{n}}{f}&\Rightarrow&\beta=\tan^{-1}\left(\dfrac{R_{n}}{f}\right)\\ \\&\Rightarrow&\beta=\tan^{-1}\left(\dfrac{6.9}{4}\right)\\ \\&\Rightarrow&\beta=60^{\circ}\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{\beta=60^{\circ}}$

Exercice 2

Un véhicule de masse $820\;kg$ est immobilisé sur un plan incliné à l'aide d'un câble fixé au point $A.$
 
Les frottements sur le sol sont négligés. Le plan est incliné de $30^{\circ}$ par rapport au plan horizontal.
 
1) Faisons le bilan des forces s'exerçant sur le véhicule.

 

 
Le véhicule est soumis à : son poids $\vec{P}$, la tension $\vec{T}$ du câble et la réaction $\vec{R}$ du plan incliné
 
2) Déterminons par méthode graphique les intensités des forces inconnues.
 
On construit le polygone des forces :
 
$\begin{array}{rcl}\vec{P}+\vec{T}+\vec{R}=\vec{0}&\Rightarrow&\vec{P}=-(\vec{T}+\vec{R})\\ \\&\Rightarrow&\vec{P}=-\vec{T}-\vec{R}\end{array}$

 

 
Soit : $P=M.g=820\times 10=8200$
 
Donc, $\boxed{P=8.2\cdot 10^{3}\;N}$
 
D'après l'échelle, on :
 
$\dfrac{x\;cm}{F}=\dfrac{1\;cm}{2000}\ \Rightarrow\ x=\dfrac{1\;cm}{2000}\times F$
 
Pour $F=P$, on a : $x=\dfrac{1\;cm}{2000\;N}\times 8.2\cdot 10^{3}\;N=4.1\;cm$
 
Après projection, on obtient respectivement les mesures suivantes des vecteurs : $-\vec{T}\ $ et $\ -\vec{R}$
$$x_{T}=2.1\;cm\quad\text{et}\quad x_{R}=3.4\;cm$$
Comme $\dfrac{x\;cm}{F}=\dfrac{1\;cm}{2000}$ alors, $F=\dfrac{2000\;N}{1\;cm}\times x\;cm$
 
Pour $F=R$, on obtient : $R=\dfrac{2000\;N}{1\;cm}\times 3.4\;cm=6800\;N$
 
Donc, $\boxed{R=6.80\cdot 10^{3}\;N}$
 
Pour $F=T$, on a : $T=\dfrac{2000\;N}{1\;cm}\times 2.1\;cm=4200\;N$
 
Ainsi, $\boxed{T=4.2\cdot 10^{3}\;N}$
 
3) Retrouvons ces intensités par méthode analytique

 

 
La condition d'équilibre appliquée au solide au véhicule est donnée par :
$$\vec{P}+\vec{T}+\vec{R}=\vec{0}$$
En projetant cette relation vectorielle suivant les axes, on obtient :
 
$\begin{array}{rcl} *\ x'x\ :\ -P\sin 30^{\circ}+T+0=0&\Rightarrow&T=P\sin 30^{\circ}\\ \\&\Rightarrow&T=8.2\cdot 10^{3}\sin 30^{\circ}\\ \\&\Rightarrow&T=4.1\cdot 10^{3}\;N\end{array}$
 
$\begin{array}{rcl}*\ y'y\ :\ -P\cos 30^{\circ}+0+R=0&\Rightarrow&R=P\cos 30^{\circ}\\ \\&\Rightarrow&R=8.2\cdot 10^{3}\cos 30^{\circ}\\ \\&\Rightarrow&R=7.1\cdot 10^{3}\;N\end{array}$

Exercice 3

On dispose de 2 ressorts $(R_{1})\ $ et $\ (R_{2})$ de longueur à vide $l_{01}$ de $10\;cm$ et s'allonge de $1\;cm$ pour une force appliquée de $1\;N.$ Le ressort $(R_{2})$ a une longueur à vide $l_{02}=15\;cm$ et s'allonge de $4\;cm$ pour une force appliquée de $1\;N.$
 
On les réunit à un anneau de poids et de dimensions négligeables. Les 2 autres extrémités des ressorts sont fixées à 2 crochets distants de $30\;cm.$
 
Soient $l_{1}\ $ et $\ l_{2}$ les longueurs respectives des ressorts $(R_{1})\ $ et $\ (R_{2}).$

 

 
Calculons la longueur de chaque ressort $l_{1}\ $ et $\ l_{2}$
 
Pour cela, on détermine d'abord les raideurs $k_{1}\ $ et $\ k_{2}$
 
On a : $F=k\Delta l\ \Rightarrow\ k=\dfrac{F}{\Delta l}$
 
Alors,
 
$\begin{array}{rcl} k_{1}&=&\dfrac{F_{1}}{\Delta l}\\ \\&=&\dfrac{1}{10^{-2}}\\ \\=100\;N.m^{-1}\end{array}$
 
Donc, $\boxed{k_{1}=100\;N.m^{-1}}$
 
$\begin{array}{rcl} k_{2}&=&\dfrac{F_{2}}{\Delta l}\\ \\&=&\dfrac{1}{4.10^{-2}}\\ \\&=&25\;N.m^{-1}\end{array}$
 
Ainsi, $\boxed{k_{2}=25\;N.m^{-1}}$
 
L'anneau est en équilibre, la condition d'équilibre s'écrit alors :
$$\vec{F}_{1}+\vec{F}_{2}=\vec{0}$$
Ce qui donne, après projection sur l'axe $(x'x)\ :$
 
$\begin{array}{rcl} F_{1}-F_{2}=0&\Rightarrow&k_{1}(l_{1}-l_{01})-k_{2}(l_{2}-l_{02})=0\\ \\&\Rightarrow&100(l_{1}-10)-25(l_{2}-15)=0\\ \\&\Rightarrow&100l_{1}-25l_{2}=625\\ \\&\Rightarrow&4l_{1}-l_{2}=25\end{array}$
 
On obtient alors une première équation : $4l_{1}-l_{2}=25$
 
Par ailleurs, on sait que : $l_{1}+l_{2}=30$
 
Ainsi, on obtient le système d'équations suivant :
$$\left\lbrace\begin{array}{rcl} 4l_{1}-l_{2}&=&25\quad(1)\\l_{1}+l_{2}&=&30\quad(2)\end{array}\right.$$
Par suite,
 
$\begin{array}{rcl}(1)+(2)&\Rightarrow&5l_{1}=55\\ \\&\Rightarrow&l_{1}=\dfrac{55}{5}\\ \\&\Rightarrow&l_{1}=11\end{array}$
 
Donc, $\boxed{l_{1}=11\;cm}$
 
Comme $l_{1}+l_{2}=30$ alors,
 
$\begin{array}{rcl} l_{2}&=&30-l_{1}\\\\&=&30-11\\\\&=&19\end{array}$
 
D'où, $\boxed{l_{2}=19\;cm}$
 
Calculons les forces de tension $F_{1}\ $ et $\ F_{2}$ des ressorts
 
Soit :
 
$\begin{array}{rcl} F_{1}&=&k_{1}(l_{1}-l_{01})\\\\&=&100(11-10).10^{-2}\\\\&=&1\end{array}$
 
Donc, $\boxed{F_{1}=1\;N}$
 
On a : 
 
$\begin{array}{rcl} F_{2}&=&k_{2}(l_{2}-l_{02})\\\\&=&25(19-15).10^{-2}\\\\&=&1\end{array}$
 
Alors, $\boxed{F_{2}=1\;N}$
 

Exercice 4

 
 
1. Représentation sur un schéma des forces qui s'exercent sur l'anneau( Voir schéma)
 
2. Rappelons la relation vectorielle que l'on peut écrire à l'équilibre.
 
$\overrightarrow{T}_{1}+\overrightarrow{T}_{2}+\overrightarrow{T}_{3}=\overrightarrow{O}$
 
3. Donnons l'expression de toutes les forces agissant sur l'anneau en fonction des vecteurs $\vec{i}$ et $\vec{j}$
 
$\overrightarrow{T}_{1}=T_{1}\vec{i}$ ; 
 
$\overrightarrow{T}_{2}=-\overrightarrow{T}_{2}=-T_{2}\vec{j}$ ; 
 
$\overrightarrow{T}=(T\sin\alpha)\vec{i}+(T\cos\alpha)\vec{j}$
 
Intensité de chacune des forces.
 
La condition d'équilibre appliquée à la masse $m_{1}$ :
 
$\begin{array}{rcl} \overrightarrow{T'}_{1}+\overrightarrow{P}_{1}&=&\overrightarrow{0}\\\Rightarrow\;T'_{1}-P_{1}&=&0\\\Rightarrow\;T'_{1}&=&P_{1}\\\text{or }T'_{1}&=&T_{1}\\\Rightarrow\;T_{1}&=&m_{1}g\\&=&150\cdot10^{-3}\times10\\\Rightarrow\boxed{T_{1}=1.5\,N} \end{array}$
 
 
$\begin{array}{rcl} T_{2}&=&m_{2}g\\&=&100\cdot10^{-3}\times10\\\Rightarrow\;T_{2}&=&1\,N \end{array}$
 
$\begin{array}{rcl}T&=&\sqrt{T_{x}^{2}+T_{y}^{2}}\\&=&\sqrt{T_{1}^{2}+T_{2}^{2}}\\&=&\sqrt{1.5^{2}+1^{2}}\\\Rightarrow\boxed{T=1.8\,N} \end{array}$
 
4. Déduisons $2$ équations permettant de calculer $\alpha$ et $m$
 
$\begin{array}{rcl} \overrightarrow{T}_{1}+\overrightarrow{T}_{2}+\overrightarrow{T}=\overrightarrow{0}\\\\&\Rightarrow\left\lbrace\begin{array}{lcl} -T_{1}-0+T\sin\alpha&=&0\\ 0-T_{2}+T\cos\alpha&=&0 \end{array}\right.\\\\&\Rightarrow\left\lbrace\begin{array}{lcl} mg\sin\alpha&=&m_{1}g\quad(1)\\ mg\cos\alpha&=&m_{2}\quad(2) \end{array}\right.\\\\&\Rightarrow\left\lbrace\begin{array}{lcl} m\sin\alpha&=&m_{1}\quad(1)\\ m\cos\alpha&=&m_{2}\quad(2) \end{array}\right. \end{array}$
 
5.  Calcul de $\tan\alpha$ pour et déduction la valeur de $\alpha$ puis de $m.$
 
$\begin{array}{rcl} \left\lbrace\begin{array}{lcl} m\sin\alpha&=&m_{1}\quad(1)\\ m\cos\alpha&=&m_{2}\quad(2) \end{array}\right.\ ; \\\\\dfrac{(1)}{(2)}\Rightarrow\dfrac{m\sin\alpha}{m\cos\alpha}&=&\dfrac{m_{1}}{m_{2}}\\\Rightarrow\tan\alpha&=&\dfrac{m_{1}}{m_{2}}\\&=&\dfrac{150}{100}\\\Rightarrow\tan\alpha&=&1.5\\\Rightarrow\alpha&=&\tan^{-1}1.5\\\Rightarrow\boxed{\alpha=56.3^{\circ}} \end{array}$
 
 
$\begin{array}{rcl} m\sin\alpha&=&m_{1}\\\\\Rightarrow\;m&=&\dfrac{m_{1}}{\sin\alpha}\\&=&\dfrac{150}{\sin56.3^{\circ}}\\\\\Rightarrow&\boxed{m=180\,g} \end{array}$

Exercice 5

I.1.Donnons l'expression de $T$ en fonction de $K$ ; $L$ et $L_{0}$
 
 
$T=K(L-L_{0})$
 
2. Déduisons à partir du graphique :
 
a. La raideur $K$du ressort en $N\cdot m^{-1}$
 
Le graphe représentant $T=f(L)$ est une droite de coefficient directeur $K$
 
$\begin{array}{rcl} K&=&\dfrac{\Delta T}{\Delta L}\\&=&\dfrac{1-0}{((24-20)}\cdot10^{-2}\\\Rightarrow\boxed{K=25\,N\cdot m^{-1}} \end{array}$
 
b. La longueur $L_{0}$ du ressort en $cm$
 
$\begin{array}{rcl} T&=&0\\\Rightarrow\;K\left(L-L_{0}\right)&=&0\\\Rightarrow\;L-L_{0}&=&0\\\Rightarrow\;L&=&\boxed{L_{0}=20\,cm} \end{array}$
 
II. 1. Représentons les forces exercées sur le solide à l'équilibre.
 
 
2.Calcul de la tension du ressort.
 
$\begin{array}{rcl} T&=&K\left|L-L_{0}\right|\\&=&25|18-20|\cdot 10^{-2}\\\Rightarrow\boxed{T=0.5\,N} \end{array}$
 
 
3. Déduction de la masse $m$ du solide $(S).$
 
La condition d'équilibre appliquée au solide s'écrit :
 
$\begin{array}{rcl} \overrightarrow{P}+\overrightarrow{T}&=&\overrightarrow{0}\\\Rightarrow\overrightarrow{ -P}+T&=&0\\\Rightarrow\;T&=&P\\\Rightarrow\;T&=&mg\\\Rightarrow\;m&=&\dfrac{T}{g}\\&=&\dfrac{0.5}{9.8}\\\Rightarrow\;m&=&0.051\,kg\\\Rightarrow\boxed{m=51\,g} \end{array}$

Exercice 6

1) Représentation des forces exercées sur le corps $(C).$
 
 
2 Écrivons la condition d'équilibre du corps $(C).$
 
$\overrightarrow{P}+\overrightarrow{T}+\overrightarrow{R}=\overrightarrow{0}$
 
3. Détermination la valeur de la tension $T$ du ressort.
 
En la relation vectorielle suivant l'axe $x'x$, il vient :
 
$\begin{array}{rcl} -P\sin\alpha+T\cos\beta+0&=&0\\\Rightarrow\;T\cos\beta&=&P\sin\alpha\\\Rightarrow\;T&=&\dfrac{P\sin\alpha}{\cos\beta}\\&=&\dfrac{20\times\sin30^{\circ}}{\cos15^{\circ}}\\\Rightarrow\boxed{T=10.6\,N} \end{array}$
 
4. Déduisons sa longueur $L$
 
$\begin{array}{rcl} T&=&K\left(L-L_{0}\right)\\\Rightarrow\;L-L_{0}&=&\dfrac{T}{K}\\\Rightarrow\;L&=&\dfrac{T}{K}+L_{0}\\&=&\dfrac{10.6} {500}+0.20\\\Rightarrow\;L&=&0.22\,m\\\Rightarrow\boxed{L=22\,cm} \end{array}$
 
Écrivons nouvelle condition d'équilibre du corps $(C)$
 
Déduisons la valeur de la force de frottement $f$
 
En la relation vectorielle suivant l'axe $x'x$, il vient :
 
$\begin{array}{rcl} -P\sin\alpha+T\cos\beta+f&=&0\\\Rightarrow\;f&=&P\sin\alpha-T\cos\beta\\&=&20\sin30^{\circ}-8.4\cos15^{\circ}\\\Rightarrow\boxed{f=} \end{array}$

Exercice 7

I. 1.a. Établissons l'expression de $k$ en fonction de $m_{1}$ ; $m_{2}$ ; $g$ ; $L_{1}$ et $L_{2}$ et montrons que 
 
$K=\dfrac{\left(m_{2}-m_{1}\right)}{L_{2}-L_{1}}g$
 
 
Le solide est en équilibre sous l'action de son poids et de la tension du ressort, la condition d'équilibre s'écrit :
 
$\begin{array}{rcl} \overrightarrow{P}+\overrightarrow{P}&=&\overrightarrow{0}\\\Rightarrow\;-P+t&=&0\\\Rightarrow\;T&=&P\\\Rightarrow\boxed{\left(L-L_{0}\right)=mg} \end{array}$
 
$\begin{array}{rcl} \left\lbrace\begin{array}{lcl} K\left(L_{2}-L_{0}\right)&=&m_{2}g\quad(1)\\ K\left(L_{1}-L_{0}\right)&=&m_{1}g\quad(2)  \end{array}\right.\\\\(1)-(2)\Rightarrow\;K\left(L_{2}-L_{0}\right)-K\left(L_{1}-L_{0}\right)&=&m_{2}g-m_{1}g\\\Rightarrow\;K\left(L_{2}-L_{1}\right)&=&\left(m_{2} m_{1}\right)g\\\Rightarrow\boxed{K=\dfrac{\left(m_{2}-m_{1}\right)}{L_{2}-L1}g} \end{array}$
 
Calcul de sa valeur en $N\cdot m^{-1}$
 
$\begin{array}{rcl} K&=&\dfrac{\left(m_{2}m_{1}\right)}{L_{2}L_{1}}g\\&=&\dfrac{(175-100)\cdot10^{-3}}{(23-20)}\cdot10^{-2}\times10\\\Rightarrow\boxed{K=25\,N\cdot m^{-1}} \end{array}$
 
b. Déduisons de la longueur initiale $L_{0}$ du ressort
 
$\begin{array}{rcl} K\left(L_{1}-L_{0}\right)&=&m_{1}g\\\Rightarrow\;L_{1}-L_{0}&=&\dfrac{m_{1}g}{K}\\\Rightarrow\;L_{0}&=&L_{1}-\dfrac{m_{1}g}{K}\\&=&0.20 \dfrac{100\cdot10^{-3}\times 10}{25}\\\Rightarrow\;L_{0}&=&0.16\\\Rightarrow\boxed{L_{0}=16\,cm} \end{array}$
 
II. 1Représentons toutes les forces exercées sur $(S')$
 
 
II.2. Établissement en fonction de $m'$, $g$ et $\alpha$ :
 
La condition d'équilibre appliquée au solide $\left(S'\right)$ s'écrit :
 
$\overrightarrow{P}+\overrightarrow{T}_{1}+\overrightarrow{T}_{2}=\overrightarrow{0}$
 
En projetant la relation vectorielle suivant les axes,il vient :
 
$\begin{array}{rcl} \left\lbrace\begin{array}{lcl} m'g&=&T_{1}\cos\left(90^{\circ}-\alpha\right)+T_{2}\cos\alpha\\ 0&=&T_{1}\sin\left(90^{\circ}-\alpha\right)-T_{2}\sin\alpha \end{array}\right.\\\\\text{or }\cos\left(90^{\circ}-\alpha\right)=\sin\alpha\text{ et }\sin\left(90^{\circ} -\alpha\right)=\cos\alpha\\\\\Rightarrow\left\lbrace\begin{array}{lcl} m'g&=&T_{1}\sin\alpha+T_{2}\cos\alpha\\ 0&=&T_{1}\cos\alpha-T_{2}\sin\alpha  \end{array}\right. \end{array}$
 
2.1 La tension de ressort $T_{1}$
 
$\begin{array}{rcl} \Rightarrow\left\lbrace\begin{array}{lcl} m'g&=&T_{1}\sin\alpha+T_{2}\cos\alpha\quad(1)\\ 0&=&T_{1}\cos\alpha-T_{2}\sin\alpha\quad(2) \end{array}\right. :\\ (1)\times\sin\alpha (2)\times\cos\\\Rightarrow\;m'g\sin\alpha&=&T_{1}\sin^{2}\alpha+T_{1}\cos^{2}\alpha\\\Rightarrow\;m'g\sin\alpha&=&T_{1}\left(\sin^{2}\alpha+\cos^{2}\alpha\right)\\\Rightarrow\boxed{T_{1}=m'g\sin\alpha} \end{array}$
 
2.2 La tension du fil $T_{2}$
 
$\begin{array}{rcl} 0&=&T_{1}\cos\alpha-T_{2}\sin\alpha\\\Rightarrow\;T_{2}\sin\alpha&=&T_{1}\cos\alpha\\\Rightarrow\;T_{2}&=&\dfrac{T_{1}\cos\alpha}{\sin\alpha}\ ;\\\text{or }T_{1}&=&m'g\sin\alpha\\\Rightarrow\;T_{2}&=&\dfrac{m'g\sin\alpha\cos\alpha}{\sin\alpha}\\\Rightarrow\boxed{T_{2}=m'g\cos\alpha} \end{array}$
 
2.3 Calcul de leurs valeurs
 
$\begin{array}{rcl} T_{1}&=&K\left(L-L_{0}\right)\\&=&25(18-16)\cdot10^{-2}\\\Rightarrow\boxed{T_{1}=0.5\,N} \end{array}$
 
$\begin{array}{rcl} T_{2}&=&\dfrac{T_{1}\cos\alpha}{\sin\alpha}\\&=&\dfrac{0.5\cos60^{\circ}}{\sin60^{\circ}}\\\Rightarrow\boxed{T_{2}=0.29\,N}\end{array}$
 
3. Déduisons la masse $m'$ de solide $\left(S'\right)$ 
 
$\begin{array}{rcl} T_{1}&=&m'g\sin\alpha\\\Rightarrow\;m'&=&\dfrac{T_{1}}{g\sin\alpha}\\&=&\dfrac{0.5} {10\times\sin60^{\circ}}\\\Rightarrow\;m'&=&0.058\,kg\\\Rightarrow\boxed{m'=58\,g } \end{array}$

Classification quantitative des couples oxydant - réducteur ion métalique/métal - 1er s

Classe: 
Première
 

I. Pile

1. Etude d'un exemple : La pile Daniell

1.1 Constitution et réalisation

La pile Daniell est formée de demi-piles :
 
 
$-\ $ La demi-pile $Cu^{2+}/Cu$ est constituée par un récipient renfermant une solution de sulfate de cuivre $(II)$ à $0.10\,mol\cdot L^{-1}$ dans laquelle plonge une électrode de cuivre.
 
$-\ $ La demi-pile $Zn^{2+}/Zn$ est constituée par un récipient renfermant une solution de sulfate de zinc $(II)$ à $0.\,10mol\cdot L^{-1}$ dans laquelle plonge une +électrode de zinc.
 
Les deux solutions sont réunies par un pont salin. 
 
Ce pont peut être réalisé par une lanquette de papier filtre imbibée d'une solution concentrée de nitrate de sodium $NaNO_{3}.$
 
Il peut aussi être réalisé par un tube en $U$ contenant une solution de chlorure (ou nitrate) de potassium.

1.2 Polarité et caractéristiques

1.2.1 Polarité

$\bullet\ $ L'ampèremètre (ou le voltmètre) branché aux deux électrodes indique la circulation du courant électrique (ou une tension), le branchement et le sens de déviation de l'aiguille montre que l'électrode de cuivre constitue la borne positive de la pile et l'électrode de zinc la borne négative.
 
 

1.2.2 Fonctionnement

Lorsque la pile débite, les porteurs de charges sont de deux sortes :
 
$\bullet\ $ Dans le circuit extérieur à la pile, ce sont des électrons qui circulent dans les fils et les conducteurs de la borne négative $(-)$ vers la borne positive $(+)$
 
$\bullet\ $ Dans le pont salin et dans les solutions, ce sont des ions qui se déplacent.
 
Le mouvement des ions dans le pont salin permet aux solutions de rester électriquement neutres.
 
Dans la demi-pile où se forment des cations (électrode négative) le pont salin apportent des anions et dans la demi-pile où les cations sont consommés (électrode positive) le pont salin apporte des cations.
 
Le pont salin assure donc la neutralité électrique et la fermeture du circuit
 
 
$\bullet\ $ Si on relie les électrodes de la pile par un circuit comprenant en série, une résistance de protection $R_{p}$ et un ampèremètre (ou un voltmètre), celui-ci indique le passage d'un courant (ou d'une tension), la pile débite.
 
C'est un générateur.
 
$\bullet\ $ L'électrode de zinc est le pôle négatif $(-)$ constitue l'anode.
 
Elle donne des électrons $e^{-}$ au circuit :
$$Zn\ \rightarrow\ Zn^{2++}2e^{-}$$
 
Il y a oxydation du métal zinc $Zn$ en ions zinc $(II)$ $Zn^{2+}$
 
$\bullet\ $ L'électrode de cuivre est le pôle positif $(+)$ est la cathode. 
 
Elle capte les électrons cédés :
$$Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}\ \rightarrow\ Cu$$
 
Il y a réduction des ions cuivre $(II)$ $Cu^{2+}$ en métal cuivre $Cu$
 
Le bilan chimique s'écrit :
$$Zn\ +\ Cu^{2+}\ \rightarrow\ Zn^{2+}\ +\ Cu$$

Remarque :

La réaction d'oxydoréduction entre les ions cuivre $(II)$ $Cu^{2+}$ et le métal zinc $Zn$ s'accompagne d'une production de chaleur.
 
Elle est donc exothermique.
 
La pile transforme donc une partie de l'énergie chimique en énergie thermique ou calorifique 

1.3 Notation conventionnelle

La pile Daniell est représentée par l'écriture : 
$$(-)Zn/Zn^{2+}//Cu^{2+}/Cu^{+}(+)$$
 
La borne négative est placée à gauche, la borne positive à droite, la double barre symbolise le pont, les barres simples marquent la séparation électrique métallique-solution pour chaque demi-pile.

1.2.1 Force électromotrice 

Un voltmètre de très grande résistance indique à l'absence du courant 
 
Un voltmètre de très grande résistance indique à l'absence du courant que la force électromotrice $f.é.m.$ de la pile Daniell $(d.d.p$ : la différence de potentielle$)$ entre l'électrode de cuivre et l'électrode de zinc est approximativement :
$$E=U_{Cu/Zn}=V_{Cu}-V_{Zn}=1.1\,V$$
 
$V_{Cu}$ est le potentiel de l'électrode de cuivre
 
 

2. Généralisation

Une pile est composée de :
 
$-\ $ Deux compartiments séparés appelés demi-piles contenant chacun une électrode (matériau conducteur, en général des métaux ou du carbone) et une solution électrolytique
 
$-\ $ Un pont salin ou une paroi poreuse reliant les $2$ demi-piles.
 
Chaque demi-pile est composée des espèces d'un couple oxydant/réducteur.
 
 
Le pont salin est constitué d'un tube en $U$ creux rempli d'une solution gélifiée conductrice concentrée (ou d'une simple feuille de papier imbibé d'une solution conductrice). 
 
Les ions présents dans le pont salin $($en général $K^{+}$ et $Cl^{-}$ ou $NO_{3}^{-})$ n'interviennent pas dans la réaction d'oxydoréduction.
 
Leur rôle est de permettre le passage du courant dans la pile et d'assurer la neutralité électrique des solutions

Remarque :

Souvent le couple est formé d'un ion métallique $Mn^{+}$ et du métal $M.$
 
Si l'oxydant est un cation métallique $M^{n+}$ et le réducteur un métal $M$, la demi-pile associée à ce couple sera constituée d'une électrode de ce métal $M$ plongeant dans une solution aqueuse du cation $M^{n+}$

Exemple : 

le couple $Cu^{2+}/Cu$
 
Dans certains cas, l'électrode est constituée d'un matériau conducteur inerte. 
 
Si l'oxydant et le réducteur sont tous deux des ions en solution, la demi-pile associée à ce couple sera constituée d'un mélange de deux solutions en égales concentrations molaires des deux espèces, dans lequel plonge une électrode inattaquable $($désigné par $M)$, en platine ou en graphite. 

Exemple : 

le couple $Pt(H_{2})/H^{+}$
 
$\bullet\ $ Réactions aux électrodes et équation-bilan
 
Les couples mis en jeu sont : $Ox_{1}/Red_{1}$ et $Ox_{2}/Red_{2}$
 
A la borne négative $(-)$ ou anode, il y a oxydation du réducteur 1 : 
 
$$a\,Red_{1}\ \rightarrow\ b\,Ox_{1}\ +\ n_{1}e^{-}$$ 
 
A la borne positive $(+)$ ou cathode, il y a réduction de l'oxydant 2 : 
$$c\,Ox_{2}\ +\ n_{2}e^{-}\ \rightarrow\ d\,Red_{2}$$

Réactions aux électrodes :

$(a\,Red_{1}\ \rightarrow\ b\,Ox_{1}\ +\ n_{1}e^{-})\times n_{2}$
 
$(c\,Ox_{2}\ +\ n_{2}e^{-}\ \rightarrow\ d\,Red_{2})\times n_{1}$

Bilan :  

$a\cdot n_{2}Red_{1}\ +\ c\cdot n_{1}Ox_{2}\ \rightarrow\ b\cdot n_{2}Ox_{1}\ +\ d\cdot n_{1}Red_{2}$

$\bullet\ $ Notation conventionnelle

La représentation formelle de la pile est obtenue en plaçant :
 
$-\ $ La borne négative ou 'électrode négative (anode) représentée à gauche et la borne positive ou l'électrode positive (cathode) représentée à droite.
 
$-\ $ Un trait vertical représentant une jonction entre deux phases (ici, métal-liquide).
 
$-\ $ Un double trait vertical représentant une jonction entre deux demi-piles
 
La pile est formellement représentée par : $(-)M/Mn^{+}//M^{p+}/M(+)$
 
$-\ $ La quantité de charge électrique $Q$ fourni par la pile
 
La quantité de charge électrique $Q$ fourni par la pile pendant un intervalle de temps $\Delta\,t$ qui débitait un courant $I$ vaut : 
$$Q=I\Delta\,t=n_{e^{-}}F$$
$n_{e^{-}}$ est le nombre de moles d'électrons échangés et $F$ est le nombre de Faraday qui représente la charge d'une mole d'électrons, $F=96.5\cdot10^{3}C\cdot mol^{-1}.$

$\bullet\ $ Force électromotrice 

La force électromotrice $f.é.m.$ de la pile $(d.d.p$ : la différence de potentielle$)$ entre les électrodes de métal est :
$$E=U_{M/M}=V_{M}-V_{M}$$
 
$F.é.m.$ de quelques métaux formants des piles
 
$-\ $ Entre $Ag$ et $Zn$ : $E=V_{Ag}-V_{Zn}=1.55\,V$
 
$-\ $ Entre $Ag$ et $Fe$ : $E=V_{Ag}-V_{Fe}=1.25\,V$
 
$-\ $ Entre $Fe$ et $Zn$ : $E=V_{Fe}-V_{Zn}=0.30\,V$

II. Demi-pile à hydrogène

1. Constitution de la demi-pile

Une électrode de platine platiné plonge dans une solution aqueuse d'acide chlorhydrique.
 
Le platine platiné est du platine recouvert d'une couche de platine très finement divisé appelé noir de platine à cause de son aspect et qui augmente et améliore le contact entre liquide, gaz et solide
 
Du dihydrogène gazeux "barbote" dans la solution d'acide chlorhydrique et les bulles de dihydrogène viennent au contact de l'électrode de platine platiné sur laquelle elles peuvent se fixer
 
Il y a contact entre le métal platine, les molécules de dihydrogène $H_{2}$ et les ions hydronium $H_{3}O^{+}$
 
 
Ce dispositif constitue la demi-pile à hydrogène.

Remarque :

On utilise le platine car c'est un métal qui n'est pas attaqué par les solutions acides (c'est l'un des moins fort réducteur) et qui permet les échanges électroniques à sa surface.
 
Au niveau de l'électrode, on peut avoir la réaction :
$$2H_{3}O^{+}\ +\ 2e\ \rightarrow\ H_{2}\ +\ 2H_{2}O$$

2. Place du couple $H_{3}O^{+}/H_{2}$ dans l'échelle de classification électrochimique

Soit l'argent, le cuivre, le zinc et le dihydrogène
 
Mesurons la $d.d.p.$ des deux piles ci-dessous
 
 
On constate :
 
$\begin{array}{lcl} E&=&V_{Cu}-V_{H_{2}}\\&=&0.340\,V>0\\\Rightarrow V_{Cu}-V_{H_{2}}&>&0\\\Rightarrow V_{Cu}&>&V_{H_{2}}. \end{array}$
 
Le potentiel du couple $Cu^{2+}/Cu^{+}$ a le potentiel le plus élevé que celui du couple $H^{+}/H_{2}$
 
$\begin{array}{lcl} E&=&V_{Zn}-V_{H_{2}}\\&=&-0.763\,V>0\\\Rightarrow V_{Zn}-V_{H_{2}}&<&0\\\Rightarrow V_{Zn}&<&V_{H_{2}}. \end{array}$ 
 
Le potentiel du couple $Zn^{2+}/Zn^{+}$ a le potentiel le moins élevé que celui du couple $H^{+}/H_{2}$
 
Le graphe ci-dessus indique la place du couple $H_{3}O^{+}/H_{2}$ se place entre celui du cuivre et celui du zinc
 
Il est possible à partir de la mesure des $f.é.m.$ de plusieurs piles d'effectuer un classement quantitatif des couples redox.

Remarque :

La mesure de la $f.é.m.$ d'une pile permet de connaitre la différence entre les potentiels redox des couples mis en jeu dans les deux demi-piles, mais ne permet pas de connaitre le potentiel redox associé à un couple.

III. Potentiel redox ou potentiel d'oxydoréduction

1. Force électromotrice d'une pile électrochimique ou tension à vide 

On peut brancher sur une pile électrochimique un voltmètre entre la cathode et l'anode pour mesurer la tension à vide (courant débité nul). 
 
Cette tension à vide, notée $E$ est appelée force électromotrice de la pile On écrira :
$$E=E^{+}-E^{-}=E_{\text{cathode}}-E_{\text{anode}}$$
 
$E^{+}$ est le potentiel de la cathode
 
$E^{-}$ est le potentiel de l'anode

2. Électrode standard d'hydrogène ou électrode de référence

Expérimentalement, seul $E$ est accessible. 
 
Les potentiels d'électrode $E^{+}$ et $E^{-}$, on ne peut les mesurer, seules les différences de potentiel sont accessibles expérimentalement.
 
Le potentiel d'électrode ne peut être mesuré que par rapport à celui d'une électrode de référence.
 
L'électrode choisie comme référence est l'électrode standard à hydrogène $($noté $ESH)$ qui met en jeu le couple $H_{3}O^{+}/H_{2}$
 
Le couple $H_{3}O^{+}/H_{2}$ pris dans les conditions standards $(pH=0$ ; $P=1\,bar=10^{5}Pa)$ est le couple de référence. 
 
L'électrode standard (ou normal) à hydrogène $(E.S.H)$ est la demi-pile de référence, son potentiel est choisi nul à toute température, on la note : 

3. Potentiel normal d'un couple oxydant-réducteur

Le potentiel redox d'un couple $M^{n+}/M$ est égale à la $d.d.p$ en circuit ouvert entre l'électrode métallique $M$ et l'électrode de platine de la demi-pile standard
$$E_{M^{n+}/M}=V_{M}-V_{ESH}$$
 
Le potentiel redox est dit standard et noté $E^{\circ}$ lorsque les espèces oxydante et réductrice du couple considéré sont dans les conditions standards.
$$E^{\circ}=V_{M}-V_{ESH}=E^{\circ}_{M}-0\Rightarrow\,E^{\circ}=V_{M}$$

Remarque :

$-\ $ Plus le potentiel standard d'électrode du couple est élevé, plus l'oxydant du couple est fort et plus le réducteur est faible.
 
$-\ $ Plus le potentiel standard d'électrode du couple est faible, plus le réducteur du couple est fort et plus l'oxydant est faible 
 

 

Classification qualitative des couples oxydant - réducteur ion métalique/métal - 1er s

Classe: 
Première
 

I. Classement de deux couples

1. Classement relatif des couples $Cu^{2+}/Cu$ et $Zn^{2+}/Zn$ 

1.1 action des ions $Zn^{2+}$ sur le métal cuivre $Cu$

$\bullet\ $ Expérience

Plongeons une lame cuivre dans une solution de sulfate de zinc $ZnSO_{4}$ initialement incolore $(ZnSO_{4}\ \rightarrow\ Zn^{2+}\ +\ SO_{4}^{2-}).$
 

$\bullet\ $ Observation

Il ne se produit aucune réaction quelle que soit la durée de l'expérience.

$\bullet\ $ Interprétation 

Le cuivre métallique $C_{u}$ ne réagit donc pas à priori avec les ions $Zn^{2+}$

1.2 Action des ions $Cu^{2+}$ sur le métal zinc $Zn$

$\bullet\ $ expérience

Plongeons une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre $C_{u}SO_{4}$ initialement incolore 
 
 

$\bullet $ Observation

On constate au bout de quelques minutes :
 
$-\ $ que la solution se décolore : il y a disparition progressive des ions $Cu^{2+}$
 
$-\ $ qu'il se forme sur la partie immergée de la lame de zinc un dépôt de cuivre rouge : les ions $Cu^{2+}$ sont donc passés à l'état de cuivre métallique

$\bullet\ $ Interprétation  

Au cours de la réaction il y a eu transfert des électrons du zinc métallique vers les ions cuivre $(II)$ selon l'équation :
$$Zn\ +\ Cu^{2+}\ \rightarrow\ Zn^{2+}\ +\ Cu$$

1.3 Action des ions $Zn^{2+}$ sur les ions $Cu^{2+}$

Mélangeons dans un bécher une solution de sulfate de zinc et une solution de sulfate de cuivre.

$\bullet\ $ Observation 

On n'observe aucune réaction, même au bout d'un temps très long

$\bullet\ $ Interprétation 

Les ions $Cu^{2+}$ ne réagissent donc pas avec les ions $Zn^{2+}$

1.4 Sens de la réaction spontanée entre deux couples

La seule réaction spontanée entre les espèces chimiques qui constituent les couples $Cu^{2+}/Cu$ et $Zn^{2+}/Zn$ a lieu entre $Zn$ et $Cu^{2+}.$ 
 
Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction lors de cette réaction :
 
$Zn$ joue le rôle réduction d'oxydoréduction lors de cette réaction : $Zn$ joue le rôle réduction et $Cu^{2+}$ joue le rôle d'oxydant :
 
$\bullet\ $ le pouvoir oxydant de $Cu^{2+}$ est supérieur à celui de $Zn^{2+}$
 
$\bullet\ $ le pouvoir réduction de $Zn$ est supérieur à celui de $Cu$
 
Les deux couples sont écrites comme suit
 
$POC$ (Pouvoir oxydant Croissant)
 
$PRC$ (Pouvoir Réducteur Croissant)
 
 
Pour chaque couple la forme oxydante est écrite à gauche, la forme réductrice à droite.
 
Le couple dont l'oxydant est le plus fort est écrit au-dessus du couple dont l'oxydant est le plus faible.

$-\ $ Équation-bilan

2. Classement relatif des couples $Ag^{+}/Ag$ et $Cu^{2+}/Cu$

2.1 Action des ions $Cu^{2+}$ sur le fil d'argent $Ag$

$\bullet\ $ Expérience

Plongeons un fil d'argent métallique dans une solution de solution de sulfate de cuivre $II$ $(CuSO_{4})$
 
 

$\bullet\ $ Observation 

On n'observe aucune réaction, même au bout d'un temps très long.

$\bullet\ $ Interprétation

Les ions $Cu^{2+}$ ne réagissent donc pas le métal argent.

2.2 Action des ions $Ag^{+}$ sur le métal cuivre $Cu$

$\bullet\ $ Expérience

Plongeons des copeaux métalliques de cuivre dans une solution de solution de de nitrate d'argent $(AgNO_{3})$
 
 

$\bullet\ $ Observation 

$\bullet\ $ La solution se colore progressivement en bleu, caractéristique de la présence d'ions $Cu^{2+}$ dans la solution.
 
$\bullet\ $ Sur le cuivre, on observe un dépôt de métal argent.

$\bullet\ $ Interprétation 

Les ions $Ag^{+}$ r&agissant avec le métal cuivre selon l'équation-bilan : 
$$Cu\ +\ 2Ag^{+}\ \rightarrow\ Cu^{2+}\ +\ 2Ag$$
 
$Cu$ a joué un rôle de réduction, $Ag^{+}$ a joué le rôle d'oxydant.

2.3 Conclusion 

Le cuivre est plus réduction que l'argent.
 
L'ion $Ag^{+}$ est plus oxydant que l'ion $Cu^{2+}$
 
 

3. Généralisation                                                                                                                   

Des expériences qualitatives assez précises faites dans des laboratoires spécialisés ont permis une classification électrochimique des différents métaux
 
 

4. Place du couple $H_{3}O^{+}/H_{2}$ dans la classification

Dans des tubes à essais plaçons de la poudre, de la tournure ou des grains de métaux suivant :
 
$al$, $Zn$, $Fe$, $pb$, $Cu.$ 
 
Ajoutons dans chaque tube quelques gouttes de solution d'acide chlorhydrique.
 
Nous constatons que l'acide réagit avec l'aluminium, le zinc, le fer, le plomb, avec chaque fois dégagement de dihydrogène. 
 
Par contre, il ne réagit pas avec cuivre.
 
 
Ces expériences nous permettrons de conclure que l'aluminium, le zinc, le fer, le plomb sont plus réducteurs que l'hydrogène, mais que l'hydrogène est plus réducteur que le cuivre et l'argent. 
 
Le couple $H_{3}O^{+}/H_{2}$ est donc placé dans la classification électrochimique entre les couples $Cu^{2+}/Cu$ et $Pb^{2+}/Pb.$

II. Tableau de classification qualitative des couples ion métallique/métal.

1. Principe de la classification électrochimique

Au cours d'une réaction naturelle, l'oxydant le plus fort $Ox_{1}$ réagit sur le rédacteur le plus fort $Red_{2}$ pour donner le réducteur le plus faible $Red_{1}$ et l'oxydant le plus faible $Ox_{2}.$
 
 
Cette règle est connue sous le nom de la règle  $" gamma "$ $\gamma$
 
$n_{2}\left(Ox_{1}\ +\ n_{1}e^{-}\ \rightarrow\ Red_{1}\right)$
 
$$\Rightarrow\;n_{2}Ox_{1}\ +\ n_{1}\,Red_{2}\ \rightarrow\ n_{2}\,Red_{1}\ +\ n_{1}Ox_{2}$$
 
$n_{1}\left(Red_{2}\ \rightarrow\ Ox_{2}\ +\ n_{2}e^{-}\right)$

2. Présentation du tableau de la classification électrochimique des couples

3. L'intérêt de la classification 

La classification des couples oxydant/réducteur permet de prévoir la seule réaction qui se produit naturellement entre deux couples donnés.

Remarques :

$-\ $ Plus fort est un oxydant, plus faible est son réducteur conjugué. 
 
$-\ $ Un cation métallique oxyde les métaux conjugués des cations métalliques situés au-dessous de lui.
 
$-\ $ Un métal réduit les cations des métaux placés au-dessus de lui.
 
$-\ $ Un réducteur est d'autant plus fort qu'il cède facilement des électrons.
 
$-\ $ Un oxydant est d'autant plus fort qu'il accepte facilement des électrons.

 

Notion de couple oxydant - réducteur - 1er s

Classe: 
Première
 

I. Réaction d'oxydoréduction

1. Action du métal zinc sur les ions cuivre $II$

1.1 Expérience

Dans un bêcher contenant une lame de zinc $(Zn)$, versons une solution de sulfate de cuivre $(Cu^{2+}\;,\ SO^{2-}_{4}).$
 
 

1.2 Observations

La lame de zinc $(Zn)$ se recouvre rapidement d'une pellicule brun-rouge de cuivre $(Cu)$ sous forme naissante, et la solution de sulfate de cuivre se décolore
 

1.3 Interprétation

La décoloration et l'apparition de la pellicule brun-rouge indique que les ions cuivre $II$ $(Cu^{2+}$ sont passés sous forme métallique $Cu$ en gagnant des électrons
 
$Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}\ \rightarrow\ Cu$
 
Dans le même temps, du zinc $(Zn)$ passe sous forme d'ions zinc $II$ $(Zn^{2+})$ en perdant des électrons ; la solution donne un précipité en d'une solution d'hydroxyde de sodium 
 
$Zn\ \rightarrow\ Zn^{2+}\ +\ 2e^{-}$
 
La réaction chimique responsable de cette transformation se traduit par l'équation :
$$Cu^{2+}\ +\ Fe(s)\ \rightarrow\ Cu(s)\ +\ Fe^{2+}$$

2. Action des ions argent $Ag^{+}$ sur le métal cuivre 

2.1 Expérience

Dans un bécher contenant une lame de cuivre $(Cu)$, versons une solution de nitrate d'argent $(Ag^{+}\;,\ NO_{3}^{-})$
 
 

2.2 Observations

La lame de cuivre $(Cu)$ se recouvre rapidement d'une poudre noir d'argent métallique $(Ag)$ sous forme naissance, les ions argent $(Ag^{+})$ sont passés sous forme métallique $(Ag).$
 
Dans le même temps, du cuivre $(Cu)$ passe sous forme d'ions cuivre $II$ $(Cu^{2+})$, la solution se teinte légèrement en bleu

2.3 Interprétation

Il se produit un transfert d'électrons du cuivre $(Cu)$ aux ions argent $(Ag^{+})$ :
 
Les atomes de cuivre cèdent chacun deux électrons et se transforment en ions cuivre $(II)$ $Cu^{2+}$
$$Cu\ \rightarrow\ Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}$$
 
Simultanément, les ions argent $Ag^{+}$ captent ces électrons et se transforment en atomes d'argent.
$$2Ag^{+}\ +\ Cu\ \rightarrow\ 2Ag$$
 
Les aiguilles formées sont constituées d'argent métallique $Ag(s).$
 
Le bleuissement de la solution est dû à la formation d'ions cuivre $Cu^{2+}.$
 
L'équation de cette réaction est :
$$2Ag^{+}\ +\ 2e^{-}\ \rightarrow\ 2Ag\ +\ Cu^{2+}$$
 
Le passage entre métal et cation métallique nécessite un transfert d'électrons, cette réaction est bien une réaction d'oxydoréduction.

3. Définitions 

$\bullet $ Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons au cours d'une transformation chimique 
 
$\bullet $ Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons au cours d'une transformation chimique 
 
$\bullet $ Une oxydation est une perte d'électrons 
 
$\bullet $ Une réduction est un gain d'électrons 
 
$\bullet $ Les réactions d'oxydoréduction sont des réactions de transfert d'électrons entre un oxydant et un réducteur.

II. Couple oxydant-réducteur ion métallique/métal

1. Notation

Au cours de la $1^{\circ}$ expérience, nous avons vu que :
 
$Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}\ \rightarrow\ Cu.$
 
Les ions $Cu^{2+}$ jouent le rôle d'oxydant.
 
Au cours de la $2^{\circ}$ expérience, nous avons vu que :
 
$Cu\ \rightarrow\ Cu^{2+}\ +\ 2e^{-}.$
 
$Cu$ joue le rôle de réducteur. 
 
On constante donc que selon les réactions il y a passage de l'ion $Cu^{2+}$ (oxydant) au métal cuivre $Cu$ (réducteur) ou l'inverse.  
 
Les ions cuivre et le cuivre métallique constituent un couple oxydant/réducteur ou couple redox, noté $Cu^{2+}/Cu.$ 
 
De manière générale, on appelle couple oxydant/réducteur ou couple redox, noté $Ox/Red$, deux entités chimiques qui se transforment l'une en l'autre par transfert d'électrons.

2. Demi-équation électronique

Dans certaines conditions, on peut transformer le cuivre (métal) en ion cuivre $II$ (ion métallique) correspondant et inversement.
 
Ceci se traduit par une seule demi-équation d'oxydoréduction : 
$$Cu^{2+}+2e\ \leftrightarrows\ Cu$$
 
Pour formaliser le passage de l'état oxydé à l'état réduit et inversement, on écrit la demi-équation électronique :
$$M^{n-}+ne^{-}\ \leftrightarrows\ M$$

Remarque 

Cette écriture est une schématisation, elle ne traduit pas la réalité car les électrons n'existent pas en solution aqueuse

3. Exemples de couples redox et écriture des demi-équations redox correspondantes 

$$\begin{array}{|l|l|} \hline \text{Couples redox}&\text{Demi-équations}\\ &\text{redox}\\ \hline Ag^{+}/Ag&Ag^{+}+e^{-}\ \leftrightarrows\ Ag\\ \hline Fe^{2+}/Fe&Fe^{2+}+2e^{-}\ \leftrightarrows\ Fe\\ \hline Ag^{+}/Ag&Ag^{+}+e^{-}\ \leftrightarrows\ Ag\\ \hline Cu^{2+}/Cu&Cu^{2+}+2e^{-}\ \leftrightarrows\ Cu\\ \hline Zn^{2+}/Zn&Zn^{2+}+2e^{-}\ \leftrightarrows\ Zn\\ \hline Na^{+}/Na&Na^{+}+e\ \leftrightarrows\ Na\\ \hline Al^{3+}/Al&Al^{3+}+3e^{-}\ \leftrightarrows\ Al\\ \hline \end{array}$$

 

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