Chimie · Classes prépa (CPGE) — 1ère année — TSI

Réactions d'oxydoréduction

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Définition : Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un oxydant et un réducteur.
Couple Ox/Red : Lié par la demi-équation : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$ .
Nombre d'oxydation (n.o.) : Somme des n.o. des atomes = charge globale de l'entité. $n.o.(H)=+I$ , $n.o.(O)=-II$ (sauf exceptions).
Équation bilan : Somme des deux demi-équations en égalisant le nombre d'électrons échangés.
Piles : Système convertissant l'énergie chimique en électrique. $E = E_{cat} - E_{an}$ .

Méthodes à maîtriser

Équilibrer une demi-équation : 1. Équilibrer l'élément principal, 2. Équilibrer l'oxygène avec $H_2O$ , 3. Équilibrer l'hydrogène avec $H^+$ , 4. Équilibrer la charge avec $e^-$ .
Calcul du n.o. : Appliquer la règle de la somme des n.o. pour identifier l'oxydant et le réducteur.
Schéma d'une pile : Identifier l'anode (oxydation, pôle -) et la cathode (réduction, pôle +).

Exemples corrigés

Exemple 1 : Équilibrer $MnO_4^- / Mn^{2+}$ . $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ .
Exemple 2 : Calcul n.o. de $Cr$ dans $Cr_2O_7^{2-}$ . $2x + 7(-II) = -II \Rightarrow 2x = 12 \Rightarrow x = +VI$ .

Erreurs fréquentes

Oublier les ions $H^+$ ou les molécules $H_2O$ dans le milieu acide.
Inverser le sens du courant (le courant va du + vers le -).
Ne pas multiplier les demi-équations pour que le nombre d'électrons soit identique.

L'essentiel du cours

Définition : Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un oxydant et un réducteur.
Couple Ox/Red : Lié par la demi-équation : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$.
Nombre d'oxydation (n.o.) : Somme des n.o. des atomes = charge globale de l'entité. $n.o.(H)=+I$, $n.o.(O)=-II$ (sauf exceptions).
Équation bilan : Somme des deux demi-équations en égalisant le nombre d'électrons échangés.
Piles : Système convertissant l'énergie chimique en électrique. $E = E_{cat} - E_{an}$.

Méthodes à maîtriser

Équilibrer une demi-équation : 1. Équilibrer l'élément principal, 2. Équilibrer l'oxygène avec $H_2O$, 3. Équilibrer l'hydrogène avec $H^+$, 4. Équilibrer la charge avec $e^-$.
Calcul du n.o. : Appliquer la règle de la somme des n.o. pour identifier l'oxydant et le réducteur.
Schéma d'une pile : Identifier l'anode (oxydation, pôle -) et la cathode (réduction, pôle +).

Exemples corrigés

Exemple 1 : Équilibrer $MnO_4^- / Mn^{2+}$. $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$.
Exemple 2 : Calcul n.o. de $Cr$ dans $Cr_2O_7^{2-}$. $2x + 7(-II) = -II \Rightarrow 2x = 12 \Rightarrow x = +VI$.

Erreurs fréquentes

Oublier les ions $H^+$ ou les molécules $H_2O$ dans le milieu acide.
Inverser le sens du courant (le courant va du + vers le -).
Ne pas multiplier les demi-équations pour que le nombre d'électrons soit identique.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

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🎯 Réactions d'oxydoréduction

1/4

Quel est le nombre d'oxydation du soufre dans $SO_4^{2-}$ ?

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre une réaction acido-basique et redox ?

La réaction acido-basique implique un transfert de protons ( $H^+$ ), alors que la réaction d'oxydoréduction implique un transfert d'électrons ( $e^-$ ).

💡 À retenir : Acide/Base = échange de $H^+$ . Oxydant/Réducteur = échange de $e^-$ .

La réaction acido-basique implique un transfert de protons ($H^+$), alors que la réaction d'oxydoréduction implique un transfert d'électrons ($e^-$).

💡 À retenir : Acide/Base = échange de $H^+$. Oxydant/Réducteur = échange de $e^-$.

Kifach n3ref chkoun l'oxydant o chkoun l'reducteur f'chi couple ?

L'oxydant est l'espèce qui porte la charge la plus élevée (ou la moins négative).
Il se place toujours à côté des électrons dans la demi-équation ( $Ox + ne^- \rightarrow Red$ ).

💡 À retenir : Oxydant = celui qui "gagne" les électrons.

L'oxydant est l'espèce qui porte la charge la plus élevée (ou la moins négative).
Il se place toujours à côté des électrons dans la demi-équation ($Ox + ne^- \rightarrow Red$).

💡 À retenir : Oxydant = celui qui "gagne" les électrons.

Est-ce que le nombre d'oxydation peut être une fraction ?

Oui, dans certains cas comme dans la magnétite ( $Fe_3O_4$ ), le n.o. moyen du fer est de $+8/3$ .

💡 À retenir : Le n.o. est une valeur formelle, il peut être fractionnaire pour des structures complexes.

Oui, dans certains cas comme dans la magnétite ($Fe_3O_4$), le n.o. moyen du fer est de $+8/3$.

💡 À retenir : Le n.o. est une valeur formelle, il peut être fractionnaire pour des structures complexes.

Kifach n7seb l'e- li khassni nzid f'nisf mo3adala ?

Calcule la charge totale à gauche.
Calcule la charge totale à droite.
Ajoute $n$ électrons du côté le plus positif pour équilibrer.

💡 À retenir : La charge totale doit être identique des deux côtés.

Calcule la charge totale à gauche.
Calcule la charge totale à droite.
Ajoute $n$ électrons du côté le plus positif pour équilibrer.

💡 À retenir : La charge totale doit être identique des deux côtés.

Pourquoi on utilise le pont salin dans une pile ?

Pour assurer la neutralité électrique des solutions en permettant la migration des ions.

💡 À retenir : Sans pont salin, le circuit est ouvert et la réaction s'arrête.

Est-ce que le n.o. de l'oxygène est toujours -II ?

Non, dans les peroxydes comme $H_2O_2$ , il est de $-I$ .

💡 À retenir : Vérifie toujours la règle de la somme des n.o.

Non, dans les peroxydes comme $H_2O_2$, il est de $-I$.

💡 À retenir : Vérifie toujours la règle de la somme des n.o.

L'anode est-elle toujours le pôle négatif ?

Oui, par convention, dans une pile (générateur), l'anode est le pôle négatif où se produit l'oxydation.

💡 À retenir : Anode = Oxydation = Pôle (-).

Chno hiya la relation bin la constante d'equilibre K et les potentiels ?

$\ln K = \frac{nF}{RT} (E^0_{ox1} - E^0_{ox2})$ .

💡 À retenir : Plus la différence de potentiel est grande, plus la réaction est totale.

$\ln K = \frac{nF}{RT} (E^0_{ox1} - E^0_{ox2})$.

💡 À retenir : Plus la différence de potentiel est grande, plus la réaction est totale.

Comment savoir si une réaction est spontanée ?

Si la constante d'équilibre $K$ est très grande ( $K > 10^4$ ) ou si $\Delta E > 0$ .

💡 À retenir : Règle du gamma ( $\gamma$ ) sur l'échelle des potentiels.

Si la constante d'équilibre $K$ est très grande ($K > 10^4$) ou si $\Delta E > 0$.

💡 À retenir : Règle du gamma ($\gamma$) sur l'échelle des potentiels.

Est-ce que le solvant intervient dans le n.o. ?

Non, le n.o. est une propriété des éléments chimiques au sein des espèces.

💡 À retenir : Le solvant ( $H_2O$ ) est neutre, son n.o. global est 0.

Non, le n.o. est une propriété des éléments chimiques au sein des espèces.

💡 À retenir : Le solvant ($H_2O$) est neutre, son n.o. global est 0.

Peut-on avoir une réaction redox sans H^+ ?

Oui, en milieu basique ou en phase solide, on utilise $OH^-$ ou d'autres espèces.

💡 À retenir : Le transfert d'électrons est le seul critère obligatoire.

Oui, en milieu basique ou en phase solide, on utilise $OH^-$ ou d'autres espèces.

💡 À retenir : Le transfert d'électrons est le seul critère obligatoire.

Pourquoi le n.o. d'un corps simple est nul ?

Parce qu'il n'y a pas de différence d'électronégativité entre les atomes identiques.

💡 À retenir : $n.o.(O_2) = 0$ , $n.o.(Fe) = 0$ .

Parce qu'il n'y a pas de différence d'électronégativité entre les atomes identiques.

💡 À retenir : $n.o.(O_2) = 0$, $n.o.(Fe) = 0$.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère la pile Daniell constituée d'une électrode de Zinc plongeant dans une solution de $Zn^{2+}$ ( $1,0 mol/L$ ) et une électrode de Cuivre dans une solution de $Cu^{2+}$ ( $1,0 mol/L$ ).

Écrire les demi-équations aux électrodes.
Écrire l'équation bilan.
Calculer la f.e.m. sachant $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34V$ et $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76V$ .

Exercice 1

On considère la pile Daniell constituée d'une électrode de Zinc plongeant dans une solution de $Zn^{2+}$ ($1,0 mol/L$) et une électrode de Cuivre dans une solution de $Cu^{2+}$ ($1,0 mol/L$).

Écrire les demi-équations aux électrodes.
Écrire l'équation bilan.
Calculer la f.e.m. sachant $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34V$ et $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76V$.

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