QCM : Propriétés électrochimiques des matériaux — 27 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quel phénomène définit une réaction d’oxydoréduction en électrochimie ?

Un échange de protons entre deux solutions aqueuses
Une formation de précipité sans changement électronique
Un transfert d’un ou de plusieurs électrons entre des espèces chimiques
Une dissociation moléculaire provoquée par un chauffage

Un transfert d’un ou de plusieurs électrons entre des espèces chimiques

Explication

Une réaction d’oxydoréduction implique le transfert d’un ou de plusieurs électrons entre des espèces chimiques. La formation d’un précipité peut accompagner certaines réactions, mais elle ne définit pas une réaction redox.

2. Quel domaine fait partie des applications de l’électrochimie ?

Le stockage et la conversion de l’énergie
La mesure des distances astronomiques
La détermination des constantes gravitationnelles
La classification des espèces biologiques

Le stockage et la conversion de l’énergie

Explication

L’électrochimie intervient notamment dans le stockage et la conversion de l’énergie, ainsi que dans la corrosion, les capteurs et la microélectronique. Les autres domaines proposés ne correspondent pas aux applications citées.

3. Comment un biocapteur transforme-t-il une réponse biologique en information mesurable ?

Il convertit cette réponse en signal par des transferts d’électrons
Il amplifie cette réponse par une séparation mécanique des cellules
Il transforme cette réponse en chaleur par une réaction de combustion
Il traduit cette réponse en pression grâce à une membrane élastique

Il convertit cette réponse en signal par des transferts d’électrons

Explication

Dans un biocapteur, une réponse liée par exemple à des protéines, des enzymes ou des anticorps est convertie en signal mesurable grâce à des réactions de transfert d’électrons. Une combustion, une séparation mécanique ou une variation de pression ne décrit pas le mécanisme électrochimique indiqué.

4. Que se passe-t-il au cours d’une oxydation ?

Le nombre d’oxydation augmente et l’espèce gagne des électrons
Le nombre d’oxydation augmente et l’espèce perd des électrons
Le nombre d’oxydation diminue et l’espèce gagne des électrons
Le nombre d’oxydation diminue et l’espèce perd des électrons

Le nombre d’oxydation augmente et l’espèce perd des électrons

Explication

Une oxydation correspond à une augmentation du nombre d’oxydation due à une perte d’électrons. L’augmentation accompagnée d’un gain d’électrons décrit une relation incompatible avec la définition de l’oxydation.

5. Quelle équation représente l’oxydation d’un métal MM en ion métallique de charge n+n+ ?

M+ne−→Mn+M + ne^- \rightarrow M^{n+}
Mn++ne−→MM^{n+} + ne^- \rightarrow M
M→Mn++ne−M \rightarrow M^{n+} + ne^-
Mn+→M+ne−M^{n+} \rightarrow M + ne^-

$$M \rightarrow M^{n+} + ne^-$$

Explication

Lors de l’oxydation métallique, le métal perd nn électrons et forme l’ion Mn+M^{n+}, ce qui s’écrit M→Mn++ne−M \rightarrow M^{n+} + ne^-. L’équation inverse correspond à une réduction ionique, tandis que les deux autres expressions ne respectent pas le bilan électronique attendu.

6. Quelle transformation correspond à une réduction ?

Une augmentation du nombre d’oxydation due à un gain d’électrons
Une diminution du nombre d’oxydation due à une perte d’électrons
Une diminution du nombre d’oxydation due à un gain d’électrons
Une augmentation du nombre d’oxydation due à une perte d’électrons

Une diminution du nombre d’oxydation due à un gain d’électrons

Explication

La réduction se caractérise par une diminution du nombre d’oxydation associée à un gain d’électrons. Une augmentation du nombre d’oxydation, qu’il y ait gain ou perte d’électrons, ne correspond pas à une réduction.

7. Que représente un couple redox noté Mn+/MM^{n+}/M ?

Un métal associé à un catalyseur sans transfert électronique
Deux espèces qui jouent toutes deux le rôle de réducteur
Un agent oxydant associé à un agent réducteur
Deux espèces qui jouent toutes deux le rôle d’oxydant

Un agent oxydant associé à un agent réducteur

Explication

Un couple redox associe une forme oxydante et une forme réductrice, représentées ici par Mn+M^{n+} et MM. Les deux formes d’un couple n’ont donc pas simultanément le même rôle électronique.

8. Quelle succession d’opérations permet d’équilibrer une réaction d’oxydoréduction ?

Mélanger les réactifs, mesurer le pH, puis comparer les volumes
Écrire l’équation globale, supprimer les ions, puis équilibrer les charges
Identifier les espèces, écrire les demi-réactions, puis équilibrer les électrons
Identifier les produits, calculer les masses, puis ajuster les températures

Identifier les espèces, écrire les demi-réactions, puis équilibrer les électrons

Explication

L’équilibrage redox consiste à identifier les espèces oxydantes et réductrices, à écrire leurs demi-réactions, puis à les multiplier afin d’égaliser les électrons transférés. Les autres séquences ne décrivent pas la méthode fondée sur les demi-réactions électroniques.

9. Quelle est l’équation globale équilibrée pour la réaction entre les couples Cu2+/CuCu^{2+}/Cu et Al3+/AlAl^{3+}/Al ?

Cu2++Al→Al3++CuCu^{2+} + Al \rightarrow Al^{3+} + Cu
2Cu2++3Al→3Al3++2Cu2Cu^{2+} + 3Al \rightarrow 3Al^{3+} + 2Cu
3Cu2++2Al→2Al3++3Cu3Cu^{2+} + 2Al \rightarrow 2Al^{3+} + 3Cu
3Cu+2Al3+→2Al+3Cu2+3Cu + 2Al^{3+} \rightarrow 2Al + 3Cu^{2+}

$$3Cu^{2+} + 2Al \rightarrow 2Al^{3+} + 3Cu$$

Explication

L’aluminium s’oxyde en cédant six électrons, tandis que trois ions cuivre(II) gagnent ces électrons pour former du cuivre, d’où l’équation proposée. L’ion Cu2+Cu^{2+} est donc réduit et l’aluminium est oxydé, contrairement à l’interprétation inverse.

10. Quel état décrit l’équilibre chimique d’un système ?

La température augmente progressivement tandis que les forces motrices se renforcent.
Les propriétés macroscopiques oscillent régulièrement sous l’effet d’une réaction rapide.
Les réactifs ont entièrement disparu et les produits occupent tout le système.
Les propriétés macroscopiques restent constantes et les forces motrices se compensent.

Les propriétés macroscopiques restent constantes et les forces motrices se compensent.

Explication

À l’équilibre, les propriétés macroscopiques ne varient plus et les forces motrices opposées sont équilibrées. Une disparition complète des réactifs correspondrait à une transformation achevée, pas à la définition générale de l’équilibre.

11. Quelle relation thermodynamique exprime l’énergie libre de Gibbs ?

G=T−HSG = T - HS
G=H−TSG = H - TS
G=H+TSG = H + TS
G=S−THG = S - TH

$$G = H - TS$$

Explication

L’énergie libre de Gibbs est définie par la différence entre l’enthalpie et le produit de la température par l’entropie. L’addition de ces termes ne correspond pas à cette définition thermodynamique.

12. Une cellule électrochimique fournit un travail électrique associé à une variation d’énergie libre de −19 300 J mol−1-19\,300\ \mathrm{J\,mol^{-1}} pour un transfert de deux électrons. Quelle force électromotrice lui est associée, avec F=96 500 C mol−1F = 96\,500\ \mathrm{C\,mol^{-1}} ?

9,65 V9{,}65\ \mathrm{V}
0,10 V0{,}10\ \mathrm{V}
38,6 V38{,}6\ \mathrm{V}
0,20 V0{,}20\ \mathrm{V}

$$0{,}10\ \mathrm{V}$$

Explication

La relation ΔG=−nFE\Delta G=-nFE donne E=19 300/(2×96 500)=0,10 VE=19\,300/(2\times96\,500)=0{,}10\ \mathrm{V}. La valeur de 0,20 V0{,}20\ \mathrm{V} omettrait le facteur correspondant aux deux électrons transférés.

13. Dans quelle condition thermodynamique une réaction est-elle spontanée ?

Lorsque ΔGR<0\Delta G_R < 0
Lorsque ΔGR=0\Delta G_R = 0
Lorsque ΔGR\Delta G_R augmente avec le temps
Lorsque ΔGR>0\Delta G_R > 0

Lorsque $$\Delta G_R < 0$$

Explication

Une variation négative de l’énergie libre de réaction indique que la transformation est spontanée dans les conditions considérées. Une valeur positive ne favorise pas spontanément la réaction, tandis qu’une valeur nulle correspond à l’équilibre.

14. Que représente le potentiel d’une électrode à l’équilibre ?

La résistance électrique du volume d’électrolyte situé entre deux contacts.
La tension mesurée entre deux électrodes plongées dans une solution.
La différence de potentiel entre un métal et une solution électrolytique.
La quantité d’électrons transférés pendant une réaction électrochimique.

La différence de potentiel entre un métal et une solution électrolytique.

Explication

Le potentiel d’électrode caractérise l’interface entre une électrode métallique et la solution électrolytique à l’équilibre. Une tension mesurée expérimentalement implique une comparaison entre deux électrodes, ce qui correspond à une cellule complète.

15. Quel est le rôle principal d’une électrode de référence lors d’une mesure électrochimique ?

Accélérer le transfert électronique de l’électrode dont on étudie le comportement.
Modifier la concentration de l’électrolyte afin de stabiliser la réaction mesurée.
Produire le courant principal utilisé pour caractériser la solution analysée.
Fournir un potentiel stable et connu pour comparer une électrode étudiée.

Fournir un potentiel stable et connu pour comparer une électrode étudiée.

Explication

Une électrode de référence sert de repère grâce à son potentiel stable et connu, tandis qu’une seconde électrode est étudiée. Elle ne constitue donc pas l’électrode dont le comportement électrochimique est l’objet principal de l’analyse.

16. Dans une cellule électrochimique, dans quel sens s’effectue spontanément le transfert d’électrons ?

De l’espèce associée au potentiel le plus élevé vers celle au potentiel le plus faible.
De l’électrolyte vers le métal présentant la concentration ionique la plus élevée.
De l’électrode de référence vers l’électrode de travail, quel que soit leur potentiel.
De l’espèce associée au potentiel le plus faible vers celle au potentiel le plus élevé.

De l’espèce associée au potentiel le plus élevé vers celle au potentiel le plus faible.

Explication

Le transfert spontané d’électrons va de l’espèce associée au potentiel d’électrode le plus élevé vers celle associée au potentiel le plus faible. Le sens inverse ne découle pas de la règle thermodynamique donnée.

17. Comment se forme une double couche électrique à une interface électrochimique ?

Par l’augmentation de la résistance métallique lorsque la température diminue.
Par la précipitation des ions au fond de la cellule électrochimique.
Par une redistribution des charges entre un conducteur électronique et un électrolyte ionique.
Par la conduction uniforme du courant dans tout le volume de la solution.

Par une redistribution des charges entre un conducteur électronique et un électrolyte ionique.

Explication

La double couche résulte d’une variation de la distribution des charges à l’interface entre le conducteur électronique et l’électrolyte ionique. La conduction dans le volume de la solution relève de la résistance de l’électrolyte, qui est un phénomène distinct.

18. Dans le modèle de Stern, comment les éléments électriques de l’interface sont-ils associés ?

Les capacités de Helmholtz et de Gouy-Chapman sont en parallèle, en série avec les résistances de transfert et d’électrolyte.
Les deux capacités sont remplacées par une résistance unique placée en parallèle avec l’électrolyte.
Les capacités de Helmholtz et de Gouy-Chapman sont en série, en parallèle avec les résistances de transfert et d’électrolyte.
La capacité de Helmholtz est en série avec la résistance de transfert, tandis que Gouy-Chapman est isolée du circuit.

Les capacités de Helmholtz et de Gouy-Chapman sont en série, en parallèle avec les résistances de transfert et d’électrolyte.

Explication

Le modèle de Stern place les capacités de Helmholtz et de Gouy-Chapman en série, l’ensemble étant en parallèle avec les résistances de transfert électronique et de l’électrolyte. La capacité de Gouy-Chapman dépend notamment de la concentration, contrairement à l’approximation constante de Helmholtz.

19. Une électrode de surface 4,0 cm24{,}0\ \mathrm{cm^2} reçoit un courant de 12 mA12\ \mathrm{mA}. Quelle est sa densité de courant ?

48 mA cm−248\ \mathrm{mA\,cm^{-2}}
0,33 mA cm−20{,}33\ \mathrm{mA\,cm^{-2}}
3,0 mA cm−23{,}0\ \mathrm{mA\,cm^{-2}}
16 mA cm−216\ \mathrm{mA\,cm^{-2}}

$$3{,}0\ \mathrm{mA\,cm^{-2}}$$

Explication

La densité de courant se calcule avec j=i/Sj=i/S, soit 12/4,0=3,0 mA cm−212/4{,}0=3{,}0\ \mathrm{mA\,cm^{-2}}. La multiplication du courant par la surface donnerait une grandeur différente et ne respecte pas la définition de la densité.

20. Quelle relation décrit la densité de courant lorsque la réaction électrochimique est contrôlée par le transfert de charge ?

L’équation de Nernst, reliant le potentiel aux activités chimiques
La loi de Faraday, reliant la masse transformée à la charge
La loi de Fick, reliant le flux au gradient de concentration
L’équation de Butler-Volmer, reliant le courant à la surtension

L’équation de Butler-Volmer, reliant le courant à la surtension

Explication

L’équation de Butler-Volmer exprime la densité de courant en fonction de la surtension et des paramètres cinétiques du transfert de charge. La loi de Faraday concerne la quantité de matière transformée, et non la dépendance du courant au potentiel.

21. Que se passe-t-il pour les courants anodique et cathodique à l’équilibre électrochimique ?

Ils ont la même direction et produisent un courant total maximal
Ils deviennent égaux à la densité de courant limite de diffusion
Ils s’annulent parce qu’aucune réaction électrochimique ne peut avoir lieu
Ils se compensent et la densité de courant totale est nulle

Ils se compensent et la densité de courant totale est nulle

Explication

À l’équilibre, les courants anodique et cathodique ont des contributions opposées qui se compensent, donnant une densité de courant totale nulle. Cela n’implique pas l’absence de réactions microscopiques, mais l’absence de courant net.

22. Quelle caractéristique distingue un courant limite contrôlé par la diffusion d’un courant contrôlé par le transfert de charge ?

Le courant de transfert de charge reste indépendant du potentiel appliqué
Le courant limite de diffusion ne dépend pas du potentiel dans le régime considéré
Le courant limite de diffusion augmente avec le potentiel selon Butler-Volmer
Le courant de transfert de charge est fixé par l’épaisseur de la couche de diffusion

Le courant limite de diffusion ne dépend pas du potentiel dans le régime considéré

Explication

En régime de diffusion limitée, le courant est fixé par le transport de matière, notamment la concentration, le coefficient de diffusion et l’épaisseur de la couche de diffusion. À l’inverse, un courant contrôlé par le transfert de charge dépend de la surtension.

23. Une électrode échange une charge pendant une durée donnée avec une densité de courant constante. Quelle relation permet de calculer la variation de masse par unité de surface ?

Δm=MnFjΔt\Delta m = \frac{M nF}{j \Delta t}
Δm=nFMjΔt\Delta m = \frac{nF}{M j \Delta t}
Δm=MjΔtnF\Delta m = \frac{M j \Delta t}{nF}
Δm=jΔtMnF\Delta m = \frac{j \Delta t}{M nF}

$$\Delta m = \frac{M j \Delta t}{nF}$$

Explication

La loi de Faraday relie la variation de masse à la masse molaire, à la densité de courant et au temps, en la divisant par le nombre d’électrons et la constante de Faraday. Les autres expressions inversent ou combinent incorrectement ces grandeurs.

24. Quel processus décrit correctement la corrosion d’un métal de faible potentiel en présence d’un oxydant ?

Le métal et l’oxydant s’oxydent simultanément
Le métal et l’oxydant se réduisent simultanément
Le métal se réduit tandis que l’espèce oxydante s’oxyde
Le métal s’oxyde tandis que l’espèce oxydante se réduit

Le métal s’oxyde tandis que l’espèce oxydante se réduit

Explication

La corrosion associe l’oxydation du métal, qui libère des électrons, à la réduction de l’espèce oxydante, qui les consomme. La réduction ne concerne donc pas le métal corrodé dans ce processus.

25. Dans une solution de HCl à 1 M et de pH 0, quelle transformation explique la dissolution du fer et le dégagement d’hydrogène ?

Fe2++H2→Fe+2H+Fe^{2+} + H_2 \rightarrow Fe + 2H^+
Fe+H2→Fe2++2H+Fe + H_2 \rightarrow Fe^{2+} + 2H^+
2Fe2++2H+→2Fe+H22Fe^{2+} + 2H^+ \rightarrow 2Fe + H_2
Fe+2H+→Fe2++H2Fe + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2

$$Fe + 2H^+ \rightarrow Fe^{2+} + H_2$$

Explication

Le fer est oxydé en ions Fe2+Fe^{2+}, tandis que les protons sont réduits en dihydrogène, ce qui explique simultanément la dissolution du métal et le dégagement gazeux. La réaction inverse correspondrait à une réduction du fer et ne décrit pas la corrosion observée.

26. Quel est le principe de la protection cathodique d’un métal soumis à la corrosion ?

Appliquer une tension inférieure au potentiel de corrosion pour annuler le courant de corrosion
Appliquer une tension supérieure au potentiel de corrosion pour accélérer la réduction du métal
Relier le métal à une électrode inerte pour augmenter la densité de courant anodique
Maintenir le métal à son potentiel d’équilibre pour égaliser les courants anodique et cathodique

Appliquer une tension inférieure au potentiel de corrosion pour annuler le courant de corrosion

Explication

La protection cathodique impose une tension inférieure au potentiel de corrosion afin d’obtenir une densité de courant de corrosion nulle. Maintenir le potentiel d’équilibre ne supprime pas le principe de corrosion décrit par les réactions anodique et cathodique.

27. Quelle association entre une technique électrochimique et son application est correcte ?

La voltammétrie cyclique caractérise un système électrochimique
La chronopotentiométrie détermine les résistances de transfert et les capacités de double couche
La spectroscopie d’impédance électrochimique étudie notamment le dépôt électrolytique
La chronoampérométrie fournit les profils de charge-décharge des batteries

La voltammétrie cyclique caractérise un système électrochimique

Explication

La voltammétrie cyclique est utilisée pour caractériser un système électrochimique. L’étude du dépôt électrolytique relève notamment de la chronoampérométrie, les profils de batteries de la chronopotentiométrie et les résistances ou capacités de l’impédance électrochimique.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 44 flashcards sur Propriétés électrochimiques des matériaux.

Qu'est-ce qu'une réaction redox ?

Une réaction chimique avec transfert d'électrons.

Dans quels domaines l’électrochimie est-elle appliquée ?

À la corrosion, métallurgie, énergie, capteurs, microélectronique, optique et biocapteurs.

Que permettent de fabriquer les procédés d’anodisation du silicium ?

Des tranchées, microparticules poreuses et pointes pour cantilevers.

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Approfondir avec la fiche

Consultez la fiche de révision complète sur Propriétés électrochimiques des matériaux.

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