Chimie · Écoles d'ingénieurs — ENSA — cycle ingénieur

Oxydoréduction et piles électrochimiques

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).
Couple Ox/Red : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$ .
Pile Daniell : Constituée de deux demi-piles reliées par un pont salin.
Polarité : L'anode est le pôle $(-)$ (oxydation), la cathode est le pôle $(+)$ (réduction).
Force Électromotrice (f.é.m) : $E = V_{cathode} - V_{anode} = E_{cathode} - E_{anode} > 0$ .
Relation avec l'enthalpie libre : $\Delta_r G = -n \cdot F \cdot E$ (où $F = 96500 \, C \cdot mol^{-1}$ ).

Méthodes à maîtriser

Équilibrer une équation : Ajuster les atomes, puis les charges avec $e^-$ , puis les $H_2O$ et $H^+$ .
Schéma conventionnel : $(-)$ $M_1 | M_1^{n+} || M_2^{p+} | M_2$ $(+)$ .
Calcul de $Q_{r,éq}$ : Utiliser la relation $E = E^0 + \frac{0,059}{n} \log(Q_r)$ à 25°C.

Exemples corrigés

Exemple : Pile $Zn/Cu$ . À l'anode : $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$ . À la cathode : $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$ . Bilan : $Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$ .

Erreurs fréquentes

Oublier le pont salin (la pile ne fonctionne pas).
Inverser le signe de la f.é.m ( $E$ doit toujours être positif).
Confusion entre le sens du courant ( $I$ de $+$ vers $-$ ) et le sens des électrons (de $-$ vers $+$ ).

L'essentiel du cours

Définition : Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un réducteur (donneur) et un oxydant (accepteur).
Couple Ox/Red : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$.
Pile Daniell : Constituée de deux demi-piles reliées par un pont salin.
Polarité : L'anode est le pôle $(-)$ (oxydation), la cathode est le pôle $(+)$ (réduction).
Force Électromotrice (f.é.m) : $E = V_{cathode} - V_{anode} = E_{cathode} - E_{anode} > 0$.
Relation avec l'enthalpie libre : $\Delta_r G = -n \cdot F \cdot E$ (où $F = 96500 , C \cdot mol^{-1}$).

Méthodes à maîtriser

Équilibrer une équation : Ajuster les atomes, puis les charges avec $e^-$, puis les $H_2O$ et $H^+$.
Schéma conventionnel : $(-)$ $M_1 | M_1^{n+} || M_2^{p+} | M_2$ $(+)$.
Calcul de $Q_{r,éq}$ : Utiliser la relation $E = E^0 + \frac{0,059}{n} \log(Q_r)$ à 25°C.

Exemples corrigés

Exemple : Pile $Zn/Cu$. À l'anode : $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$. À la cathode : $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$. Bilan : $Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$.

Erreurs fréquentes

Oublier le pont salin (la pile ne fonctionne pas).
Inverser le signe de la f.é.m ($E$ doit toujours être positif).
Confusion entre le sens du courant ($I$ de $+$ vers $-$) et le sens des électrons (de $-$ vers $+$).

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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Défi flash : 4 questions

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🎯 Oxydoréduction et piles électrochimiques

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Quel est le rôle du pont salin ?

❓ Questions fréquentes

Comment savoir si la réaction est totale ?

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

💡 À retenir : $K = 10^{\frac{n \cdot E^0}{0,059}}$ .

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

💡 À retenir : $K = 10^{\frac{n \cdot E^0}{0,059}}$.

Est-ce que la température influence la pile ?

Oui, la formule de Nernst dépend de la température ( $T$ ). À 25°C, on utilise 0,059. À d'autres températures, le coefficient change.

💡 À retenir : La f.é.m varie avec la température.

Oui, la formule de Nernst dépend de la température ($T$). À 25°C, on utilise 0,059. À d'autres températures, le coefficient change.

💡 À retenir : La f.é.m varie avec la température.

Pourquoi on dit que la pile est "usée" ?

La pile est usée quand $E = 0$ , ce qui signifie que le système a atteint l'état d'équilibre chimique ( $Q_r = K$ ).

💡 À retenir : À l'équilibre, il n'y a plus de transfert net d'électrons.

La pile est usée quand $E = 0$, ce qui signifie que le système a atteint l'état d'équilibre chimique ($Q_r = K$).

💡 À retenir : À l'équilibre, il n'y a plus de transfert net d'électrons.

C'est quoi la différence entre une pile et une électrolyse ?

Une pile transforme l'énergie chimique en énergie électrique (réaction spontanée, $\Delta_r G < 0$ ). L'électrolyse fait l'inverse : elle utilise l'énergie électrique pour forcer une réaction chimique non spontanée ( $\Delta_r G > 0$ ).

💡 À retenir : Pile = générateur ; Électrolyse = récepteur.

Une pile transforme l'énergie chimique en énergie électrique (réaction spontanée, $\Delta_r G < 0$). L'électrolyse fait l'inverse : elle utilise l'énergie électrique pour forcer une réaction chimique non spontanée ($\Delta_r G > 0$).

💡 À retenir : Pile = générateur ; Électrolyse = récepteur.

Kifach n3ref chkoun li anode o chkoun li cathode f l'exercice ?

Regarde les potentiels standards $E^0$ .
Le métal qui a le potentiel le plus faible est l'anode (pôle -).
Celui qui a le potentiel le plus élevé est la cathode (pôle +).

💡 À retenir : Anode = oxydation (le plus réducteur) ; Cathode = réduction (le plus oxydant).

Regarde les potentiels standards $E^0$.
Le métal qui a le potentiel le plus faible est l'anode (pôle -).
Celui qui a le potentiel le plus élevé est la cathode (pôle +).

💡 À retenir : Anode = oxydation (le plus réducteur) ; Cathode = réduction (le plus oxydant).

Est-ce que le pont salin est obligatoire dans toutes les piles ?

Oui, il est indispensable pour assurer la neutralité électrique des solutions en permettant le passage des ions, fermant ainsi le circuit électrique.

💡 À retenir : Sans pont salin, le circuit est ouvert, pas de courant.

Chno hiya l'relation bin Qr o E ?

On utilise la formule de Nernst : $E = E^0 - \frac{0,059}{n} \log(Q_r)$ . Elle permet de calculer la tension de la pile à n'importe quel instant.

💡 À retenir : Si $Q_r = K$ , alors $E = 0$ (la pile est usée).

On utilise la formule de Nernst : $E = E^0 - \frac{0,059}{n} \log(Q_r)$. Elle permet de calculer la tension de la pile à n'importe quel instant.

💡 À retenir : Si $Q_r = K$, alors $E = 0$ (la pile est usée).

Pourquoi on utilise F = 96500 ?

C'est la constante de Faraday, elle représente la charge électrique d'une mole d'électrons.

💡 À retenir : $1 F \approx 96500 \, C \cdot mol^{-1}$ .

C'est la constante de Faraday, elle représente la charge électrique d'une mole d'électrons.

💡 À retenir : $1 F \approx 96500 , C \cdot mol^{-1}$.

Kifach n7seb l'qima dyal n f l'equation ?

$n$ est le nombre d'électrons échangés dans l'équation bilan simplifiée (après avoir multiplié les demi-équations pour que le nombre d'électrons soit identique).

💡 À retenir : $n$ est le coefficient stœchiométrique des électrons dans les demi-équations.

$n$ est le nombre d'électrons échangés dans l'équation bilan simplifiée (après avoir multiplié les demi-équations pour que le nombre d'électrons soit identique).

💡 À retenir : $n$ est le coefficient stœchiométrique des électrons dans les demi-équations.

Est-ce que la concentration des ions change avec le temps ?

Oui, à l'anode, la concentration des ions métalliques augmente (oxydation du métal). À la cathode, elle diminue (réduction des ions en métal).

💡 À retenir : L'évolution des concentrations fait varier $Q_r$ et donc diminue $E$ .

Oui, à l'anode, la concentration des ions métalliques augmente (oxydation du métal). À la cathode, elle diminue (réduction des ions en métal).

💡 À retenir : L'évolution des concentrations fait varier $Q_r$ et donc diminue $E$.

C'est quoi un oxydant fort ?

C'est une espèce chimique qui a une grande capacité à capter des électrons, donc qui possède un potentiel standard $E^0$ élevé.

💡 À retenir : Plus $E^0$ est grand, plus l'oxydant est fort.

C'est une espèce chimique qui a une grande capacité à capter des électrons, donc qui possède un potentiel standard $E^0$ élevé.

💡 À retenir : Plus $E^0$ est grand, plus l'oxydant est fort.

Est-ce que le volume de la solution change la f.é.m ?

Non, la f.é.m dépend des concentrations (activité) et non du volume total de la solution.

💡 À retenir : Seul le rapport des concentrations compte.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

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

Écrire les demi-équations aux électrodes.
Calculer la f.é.m initiale de la pile.
Déterminer le sens du courant.

Exercice 1

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

Écrire les demi-équations aux électrodes.
Calculer la f.é.m initiale de la pile.
Déterminer le sens du courant.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Une pile fonctionne selon l'équation : $Fe + Cu^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Cu$ . On donne $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34 \, V$ et $E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0,44 \, V$ . Calculer la constante d'équilibre $K$ à 25°C.

Exercice 2

Une pile fonctionne selon l'équation : $Fe + Cu^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Cu$. On donne $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34 , V$ et $E^0(Fe^{2+}/Fe) = -0,44 , V$. Calculer la constante d'équilibre $K$ à 25°C.

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Exercice 3

Soit une pile dont la f.é.m est $E = 1,05 \, V$ avec $[Zn^{2+}] = 0,1 \, mol/L$ et $[Cu^{2+}] = 0,01 \, mol/L$ . Calculer $Q_r$ et vérifier si la pile est à l'équilibre.

Exercice 3

Soit une pile dont la f.é.m est $E = 1,05 , V$ avec $[Zn^{2+}] = 0,1 , mol/L$ et $[Cu^{2+}] = 0,01 , mol/L$. Calculer $Q_r$ et vérifier si la pile est à l'équilibre.

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