Chimie générale · Université — Licence — Sciences (SMP, SMC, SMA, SMI)

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 réducteur (donneur) et un oxydant (accepteur).
Nombre d'oxydation (n.o.) : Charge fictive attribuée à un atome dans une molécule ou un ion. La somme des n.o. dans une espèce neutre est nulle.
Potentiel d'électrode ( $E$ ) : Défini par la relation de Nernst pour un couple $Ox/Red$ : $E = E^0(Ox/Red) + \frac{0,059}{n} \log \frac{[Ox]}{[Red]}$ (à 25°C).
Pile Daniell : Composée de deux demi-piles reliées par un pont salin. La f.é.m. est $e = E_{cathode} - E_{anode}$ .

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 de la constante d'équilibre ( $K$ ) : À l'équilibre, $E_{cathode} = E_{anode}$ , donc $\Delta E = 0$ . On utilise $\log K = \frac{n \cdot \Delta E^0}{0,059}$ .

Exemples corrigés

Exemple : Équilibrer $MnO_4^- / Mn^{2+}$ en milieu acide. $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ .

Erreurs fréquentes

Oublier de multiplier les demi-équations par les coefficients stoechiométriques pour que le nombre d'électrons échangés soit identique.
Inverser l'anode et la cathode dans le calcul de la f.é.m. ( $E_{cathode} - E_{anode}$ toujours positif pour une pile qui débite).

L'essentiel du cours

Définition : Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un réducteur (donneur) et un oxydant (accepteur).
Nombre d'oxydation (n.o.) : Charge fictive attribuée à un atome dans une molécule ou un ion. La somme des n.o. dans une espèce neutre est nulle.
Potentiel d'électrode ($E$) : Défini par la relation de Nernst pour un couple $Ox/Red$ : $$E = E^0(Ox/Red) + \frac{0,059}{n} \log \frac{[Ox]}{[Red]}$$ (à 25°C).
Pile Daniell : Composée de deux demi-piles reliées par un pont salin. La f.é.m. est $e = E_{cathode} - E_{anode}$.

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 de la constante d'équilibre ($K$) : À l'équilibre, $E_{cathode} = E_{anode}$, donc $\Delta E = 0$. On utilise $\log K = \frac{n \cdot \Delta E^0}{0,059}$.

Exemples corrigés

Exemple : Équilibrer $MnO_4^- / Mn^{2+}$ en milieu acide. $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$.

Erreurs fréquentes

Oublier de multiplier les demi-équations par les coefficients stoechiométriques pour que le nombre d'électrons échangés soit identique.
Inverser l'anode et la cathode dans le calcul de la f.é.m. ($E_{cathode} - E_{anode}$ toujours positif pour une pile qui débite).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Réactions d'oxydoréduction

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Quel est le rôle du pont salin dans une pile ?

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre l'oxydation et la réduction ?

L'oxydation est une perte d'électrons (le réducteur devient oxydant).
La réduction est un gain d'électrons (l'oxydant devient réducteur).

💡 À retenir : Oxydation = Perte, Réduction = Gain.

Kifach n7seb le nombre d'oxydation d'un atome f'une molécule ?

La somme des n.o. est égale à la charge globale de l'espèce.
$n.o.(O) = -II$ (sauf exceptions) et $n.o.(H) = +I$ .
Tu résous l'équation algébrique pour l'atome inconnu.

💡 À retenir : La somme des n.o. doit toujours respecter la charge totale.

La somme des n.o. est égale à la charge globale de l'espèce.
$n.o.(O) = -II$ (sauf exceptions) et $n.o.(H) = +I$.
Tu résous l'équation algébrique pour l'atome inconnu.

💡 À retenir : La somme des n.o. doit toujours respecter la charge totale.

Chno hiya l'utilité dyal le pont salin f'la pile ?

Il assure la neutralité électrique des solutions.
Il permet la fermeture du circuit électrique en laissant passer les ions.

💡 À retenir : Sans pont salin, la pile s'arrête instantanément.

Est-ce que le potentiel standard E^0 dépend de la concentration ?

Non, $E^0$ est une constante caractéristique du couple à une température donnée. C'est le potentiel $E$ qui dépend des concentrations via Nernst.

💡 À retenir : $E^0$ est fixe, $E$ est variable.

Non, $E^0$ est une constante caractéristique du couple à une température donnée. C'est le potentiel $E$ qui dépend des concentrations via Nernst.

💡 À retenir : $E^0$ est fixe, $E$ est variable.

Kifach n3ref chkoun l'anode et chkoun la cathode ?

L'anode est le siège de l'oxydation (pôle -).
La cathode est le siège de la réduction (pôle +).

💡 À retenir : Anode = Oxydation (A-O), Cathode = Réduction (C-R).

Pourquoi on utilise 0,059 dans l'équation de Nernst ?

C'est la valeur numérique de $\frac{RT \ln(10)}{F}$ à 25°C (298K).

💡 À retenir : Cette valeur n'est valable qu'à 25°C.

C'est la valeur numérique de $\frac{RT \ln(10)}{F}$ à 25°C (298K).

💡 À retenir : Cette valeur n'est valable qu'à 25°C.

Est-ce que la réaction est spontanée si Delta E < 0 ?

Non, pour une réaction spontanée, il faut que $\Delta E = E_{cathode} - E_{anode} > 0$ .

💡 À retenir : $\Delta G = -nF\Delta E$ , donc $\Delta E > 0$ implique $\Delta G < 0$ .

Non, pour une réaction spontanée, il faut que $\Delta E = E_{cathode} - E_{anode} > 0$.

💡 À retenir : $\Delta G = -nF\Delta E$, donc $\Delta E > 0$ implique $\Delta G < 0$.

Comment savoir si une réaction est totale ?

Si la constante d'équilibre $K$ est très grande ( $K > 10^4$ ), on considère la réaction comme totale.

💡 À retenir : Une grande différence de potentiels $E^0$ indique une réaction totale.

Si la constante d'équilibre $K$ est très grande ($K > 10^4$), on considère la réaction comme totale.

💡 À retenir : Une grande différence de potentiels $E^0$ indique une réaction totale.

Est-ce que le nombre d'électrons échangés n change la valeur de E^0 ?

Non, $E^0$ est une propriété intensive du couple, elle ne dépend pas de la stoechiométrie.

💡 À retenir : $E^0$ est indépendant de $n$ .

Non, $E^0$ est une propriété intensive du couple, elle ne dépend pas de la stoechiométrie.

💡 À retenir : $E^0$ est indépendant de $n$.

L'eau peut-elle agir comme oxydant ou réducteur ?

Oui, l'eau intervient dans les couples $H_2O/H_2$ (réducteur) et $O_2/H_2O$ (oxydant).

💡 À retenir : L'eau est amphotère en oxydoréduction.

Oui, l'eau intervient dans les couples $H_2O/H_2$ (réducteur) et $O_2/H_2O$ (oxydant).

💡 À retenir : L'eau est amphotère en oxydoréduction.

Chno l'effet dyal la température 3la la f.é.m. ?

La température modifie le terme $\frac{RT}{nF}$ dans l'équation de Nernst, donc elle change la valeur du potentiel $E$ .

💡 À retenir : La f.é.m. dépend directement de la température.

La température modifie le terme $\frac{RT}{nF}$ dans l'équation de Nernst, donc elle change la valeur du potentiel $E$.

💡 À retenir : La f.é.m. dépend directement de la température.

Pourquoi on écrit les demi-équations avec des flèches simples ?

Parce qu'elles représentent un transfert théorique d'électrons, alors que la réaction globale est un équilibre.

💡 À retenir : La demi-équation est un modèle de transfert.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère une pile constituée d'une électrode de Zinc dans une solution de $Zn^{2+}$ ( $1,0 \text{ mol/L}$ ) et d'une électrode de Cuivre dans une solution de $Cu^{2+}$ ( $1,0 \text{ mol/L}$ ). Données : $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34 \text{ V}$ ; $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76 \text{ V}$ .

Écrire les demi-équations aux électrodes.
Calculer la f.é.m. de la pile.

Exercice 1

On considère une pile constituée d'une électrode de Zinc dans une solution de $Zn^{2+}$ ($1,0 \text{ mol/L}$) et d'une électrode de Cuivre dans une solution de $Cu^{2+}$ ($1,0 \text{ mol/L}$). Données : $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34 \text{ V}$ ; $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76 \text{ V}$.

Écrire les demi-équations aux électrodes.
Calculer la f.é.m. de la pile.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Calculer le potentiel d'une électrode de platine plongeant dans un mélange de $Fe^{3+}$ ( $0,1 \text{ mol/L}$ ) et $Fe^{2+}$ ( $0,01 \text{ mol/L}$ ). Donnée : $E^0(Fe^{3+}/Fe^{2+}) = 0,77 \text{ V}$ .

Exercice 2

Calculer le potentiel d'une électrode de platine plongeant dans un mélange de $Fe^{3+}$ ($0,1 \text{ mol/L}$) et $Fe^{2+}$ ($0,01 \text{ mol/L}$). Donnée : $E^0(Fe^{3+}/Fe^{2+}) = 0,77 \text{ V}$.

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Exercice 3

Déterminer la constante d'équilibre $K$ de la réaction : $Zn + Cu^{2+} \rightleftharpoons Zn^{2+} + Cu$ à 25°C.

Exercice 3

Déterminer la constante d'équilibre $K$ de la réaction : $Zn + Cu^{2+} \rightleftharpoons Zn^{2+} + Cu$ à 25°C.

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