Équilibres d'oxydo-réduction

1. Regarde la position des électrons dans la demi-équation : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$.
2. L'oxydant est toujours celui qui est du côté des électrons (il les "mange").
3. Le réducteur est celui qui est seul, sans électrons à ses côtés.

💡 À retenir : L'oxydant est l'espèce qui gagne des électrons, le réducteur est celle qui en perd.

Oui, tout à fait. Le nombre d'oxydation peut être positif, négatif ou nul.

1. Pour un corps simple (ex: $O_2$, $Fe$), le n.o. est 0.
2. Pour un ion monoatomique (ex: $Cl^-$), le n.o. est égal à la charge de l'ion (-1).
3. Dans une molécule, la somme des n.o. doit être égale à la charge globale de la molécule.

💡 À retenir : Le n.o. reflète l'état électronique de l'atome, il n'est pas limité aux nombres positifs.

Utilise la relation issue de l'enthalpie libre standard :

1. Identifie le nombre d'électrons échangés $n$ dans l'équation bilan.
2. Calcule la différence de potentiel standard $\Delta E^0 = E^0_{oxydant} - E^0_{reducteur}$.
3. Applique la formule : $\log K = \frac{n \cdot \Delta E^0}{0,059}$.
4. Calcule $K = 10^{\frac{n \cdot \Delta E^0}{0,059}}$.

💡 À retenir : Plus $\Delta E^0$ est grand, plus la réaction est totale ($K$ très grand).

Oui, il est indispensable pour assurer deux rôles :

1. Fermer le circuit électrique en permettant le passage des ions.
2. Assurer l'électroneutralité des solutions dans les deux demi-piles en compensant l'accumulation de charges.

💡 À retenir : Sans pont salin, le courant s'arrête instantanément car les solutions se polarisent.

L'oxydation est définie par une perte d'électrons. Comme les électrons sont chargés négativement, en perdre augmente la valeur algébrique du nombre d'oxydation.

1. Oxydation : $n.o.$ augmente.
2. Réduction : $n.o.$ diminue.

💡 À retenir : Oxydation = Augmentation du n.o. (Moyen mnémotechnique : O-A).

Le potentiel d'une électrode mesure la "pression" électronique de l'espèce.

1. Plus la concentration de l'oxydant est élevée, plus il a tendance à capter des électrons, ce qui augmente le potentiel.
2. La loi de Nernst traduit mathématiquement cette dépendance thermodynamique.

💡 À retenir : La concentration modifie l'activité chimique, donc le potentiel d'électrode.

1. Équilibre d'abord comme en milieu acide (avec $H^+$).
2. Ajoute autant de $OH^-$ de chaque côté qu'il y a de $H^+$.
3. Simplifie les $H^+$ et $OH^-$ en formant des molécules d'eau ($H_2O$).
4. Simplifie les molécules d'eau restantes.

💡 À retenir : En milieu basique, on ne doit jamais voir apparaître de $H^+$ dans le bilan final.

1. Pile : Réaction spontanée ($\Delta G < 0$), elle produit du courant.
2. Électrolyse : Réaction forcée ($\Delta G > 0$), elle consomme du courant pour inverser une réaction.

💡 À retenir : Pile = Générateur ; Électrolyse = Récepteur.

Oui, l'eau peut être oxydée ou réduite selon les potentiels des couples en présence.

1. Couple $O_2/H_2O$ (oxydation de l'eau).
2. Couple $H_2O/H_2$ (réduction de l'eau).

💡 À retenir : Il faut toujours vérifier si les potentiels des couples de l'eau ne sont pas "intercalés" entre ceux de la pile.

1. Regarde les potentiels standards : l'électrode avec le potentiel le plus élevé est la cathode.
2. L'électrode avec le potentiel le plus faible est l'anode.

💡 À retenir : Anode = Oxydation, Cathode = Réduction (Rappel : Anode commence par une voyelle, Oxydation par une voyelle).

Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction spontanée : $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$.

1. Le couple $Zn^{2+}/Zn$ a un potentiel plus faible que $Cu^{2+}/Cu$.
2. Le zinc cède ses électrons au cuivre.

💡 À retenir : Le métal le plus réducteur réduit l'ion du métal le moins réducteur.

Oui, le nombre d'électrons perdus par le réducteur doit être exactement égal au nombre d'électrons gagnés par l'oxydant.

1. On multiplie les demi-équations par des coefficients pour que $n_1 \cdot e^- = n_2 \cdot e^-$.
2. Les électrons n'apparaissent jamais dans l'équation bilan finale.

💡 À retenir : Conservation de la charge et de la matière.