Fiche de révision : Introduction à la chimie rédox

📋 Plan du Cours

1. Réactions d’oxydoréduction en solution aqueuse
2. Oxydant, réducteur et notions de transfert d’électrons
3. Couples rédox et écriture des réactions globales
4. Équilibrage des équations rédox par demi-équations
5. Dismutation et médiamutation en chimie rédox
6. Équation de Nernst et influence des conditions
7. Prévision des réactions par comparaison des potentiels
8. Constante d’équilibre et lien avec les potentiels
9. Piles électrochimiques et conventions anode cathode
10. Dosage redox au permanganate et rôle du pH
11. Manganimétrie en milieu acide et choix des acides
12. Halogénométrie et chlorométrie en milieu acide et alcalin

📖 1. Réactions d’oxydoréduction en solution aqueuse

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction d’oxydoréduction : Une réaction d’oxydoréduction est une transformation où des électrons sont transférés entre deux espèces chimiques.
• Oxydant : Un oxydant est une espèce chimique capable de capter des électrons pendant la réaction.
• Réducteur : Un réducteur est une espèce chimique capable de céder des électrons pendant la réaction.
• Oxydation : Une oxydation correspond à une perte d’un ou plusieurs électrons par une espèce chimique.
• Réduction : Une réduction correspond à un gain d’un ou plusieurs électrons par une espèce chimique.

📝 Points essentiels

• Le transfert d’électrons relie les équilibres rédox aux équilibres acido-basiques, ainsi qu’aux phénomènes de précipitation et de complexation.
• En solution aqueuse, les électrons ne circulent pas librement : un oxydant ne capte des électrons que s’il rencontre un réducteur capable de les lui fournir.
• Une réaction rédox implique simultanément une oxydation et une réduction, car les électrons perdus par le réducteur sont gagnés par l’oxydant.
• Un couple rédox associe une forme oxydée Ox et une forme réduite Red, notées Ox/Red, qui sont conjuguées.
• Une réaction rédox résulte de l’interaction de deux couples : Ox₁ + Red₂ → Red₁ + Ox₂, avec échange de n électrons entre les formes.

💡 Astuce mémo

Oxydant capte (gain e⁻) ; Réducteur cède (perte e⁻) : Oxidation = perte, Réduction = gain.

📖 2. Oxydant, réducteur et notions de transfert d’électrons

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple redox : Un couple redox regroupe une forme oxydée et une forme réduite qui peuvent s’interconvertir par échange d’électrons.
• Oxydant : Un oxydant est une espèce chimique qui capte des électrons lors d’une réaction d’oxydoréduction.
• Réducteur : Un réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons lors d’une réaction d’oxydoréduction.
• Nombre d’oxydation : Le nombre d’oxydation est un entier algébrique qui décrit la charge réelle ou apparente d’un atome dans une espèce chimique.
• Écriture par demi-équations : La méthode par demi-équations consiste à écrire séparément l’oxydation et la réduction avant de les équilibrer globalement.

📝 Points essentiels

• Une réaction d’oxydoréduction implique toujours l’interaction de deux couples redox, pas d’un seul couple isolé.
• L’oxydant ne peut capter des électrons que s’il existe un réducteur capable de les lui fournir.
• Par conservation des électrons, le nombre d’électrons perdus par le réducteur est égal à celui gagnés par l’oxydant.
• La somme des nombres d’oxydation de tous les atomes d’une espèce vaut sa charge globale (charge algébrique).
• Les éléments à l’état libre ont un nombre d’oxydation nul (exemples : O₂, N₂, Cu, Fe).
• L’oxygène vaut généralement −II, sauf avec le fluor (+II) et dans les peroxydes (−I, ex. H₂O₂).

💡 Astuce mémo

Oxydant = Oxygène qui “prend” des e− ; Réducteur = “rend” des e− ; conservation : e− perdus = e− gagnés.

📖 3. Couples rédox et écriture des réactions globales

🔑 Notions clés & Définitions

• Demi-équation électronique : Une demi-équation électronique décrit séparément l’oxydation ou la réduction en équilibrant d’abord les électrons puis la charge et la matière.
• Couple rédox : Un couple rédox regroupe une forme oxydée et une forme réduite d’un même élément, échangeant des électrons lors d’une réaction.
• Dismutation : La dismutation est une réaction où une même espèce chimique s’oxyde et se réduit simultanément, jouant les deux rôles rédox.
• Médiamutation : La médiamutation (rétrodismutation) est une réaction inverse de la dismutation qui nécessite deux espèces appartenant au même couple rédox.
• Équivalent-gramme : L’équivalent-gramme est la masse molaire divisée par le nombre d’électrons échangés lors de la réaction rédox.

📝 Points essentiels

• Le nombre d’électrons échangés se déduit de la variation du nombre d’oxydation Δn.o. (ex. Mn : Δn.o.=5 donc 5 e− ; Fe : Δn.o.=1 donc 1 e−).
• Pour équilibrer la charge, on ajoute des ions H+ si nécessaire dans les demi-équations.
• Pour équilibrer la matière, on ajoute des molécules H2O afin de respecter la conservation de l’oxygène et de l’hydrogène.
• Étape de combinaison : on multiplie les demi-équations pour éliminer les électrons puis on additionne membre à membre pour obtenir l’équation-bilan.
• Dismutation : une seule espèce suffit car elle assure à la fois oxydation et réduction (espèce amphotère redox).
• Médiamutation : deux espèces différentes du même couple rédox sont nécessaires pour que la réaction inverse se produise.

💡 Astuce mémo

Δn.o. = e− : variation du nombre d’oxydation → nombre d’électrons à équilibrer (Mn : 5, Fe : 1).

📖 4. Équilibrage des équations rédox par demi-équations

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel rédox : Le potentiel d’oxydoréduction mesure la capacité d’un couple à capter ou céder des électrons lors d’une réaction.
• Électrode rédox : Une demi-pile électrochimique associe une électrode (métallique ou inerte) aux deux formes Ox et Red du couple.
• Pile électrochimique : Une pile électrochimique résulte de l’association de deux demi-piles, permettant de relier leurs potentiels.
• Électrode de référence : Une électrode de référence sert à comparer les potentiels d’autres électrodes pour définir un potentiel mesuré.
• Électrode normale à hydrogène : L’électrode normale à hydrogène correspond au couple H⁺(aq)/H₂(g) utilisé comme référence universelle.

📝 Points essentiels

• Le potentiel d’un couple traduit sa tendance à capter (oxydant) ou céder (réducteur) des électrons.
• Le potentiel Eox/Red d’un couple est celui de l’électrode en contact avec Ox et Red du couple.
• La force électromotrice (f.é.m.) de la pile vaut la différence de potentiel entre demi-pile droite (positive) et demi-pile gauche (négative).
• Pour mesurer un potentiel, on compare l’électrode étudiée à une électrode de référence.
• Le couple de référence est H⁺(aq)/H₂(g) avec la demi-équation 2 H⁺(aq) + 2 e⁻ ⇌ H₂(g).
• En conditions standard : pH = 0, [H⁺] = 1 mol·L⁻¹ et P(H₂) = 1 bar, ce qui fixe E°(H⁺/H₂) = 0 V par convention.

💡 Astuce mémo

Oxydant capte, réducteur cède : E plus grand ⇒ oxydant plus fort (et réducteur plus faible).

📖 5. Dismutation et médiamutation en chimie rédox

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel standard E°ox/red : Le potentiel standard est une grandeur caractéristique d’un couple rédox, qui mesure sa capacité oxydante ou réductrice dans des conditions définies.
• Référence H+/H2 : Le couple H+/H2 sert de référence sur l’échelle des potentiels standards, avec E°(H+/H2)=0 V.
• Équation de Nernst : L’équation de Nernst relie le potentiel d’un couple rédox aux conditions du milieu, notamment aux concentrations et à la température.
• Constante de Faraday F : La constante de Faraday vaut 96 485 C·mol−1 et intervient dans l’expression du potentiel via le terme RT/(nF).

📝 Points essentiels

• Plus E° est élevé, plus l’espèce oxydante du couple est forte et plus le réducteur correspondant est faible.
• Plus E° est faible, plus le réducteur du couple est fort et plus l’oxydant correspondant est faible.
• À 25 °C, on utilise la relation (RT/F)ln10 ≈ 0,059 pour simplifier l’équation de Nernst.
• Pour aOx + ne− ⇌ bRed, l’équation s’écrit E = E° + (RT/nF) ln([Ox]^a/[Red]^b).
• En conditions standard (P=1 atm, T=25 °C), E = E° + 0,059/n·log([Ox]^a/[Red]^b).
• Si le réducteur est un solide (métal), sa concentration n’apparaît pas dans le terme logarithmique : E = E° + 0,059/n·log([Ox]^a).

💡 Astuce mémo

E° haut → oxydant fort ; E° bas → réducteur fort ; Nernst : E = E° + 0,059/n·log(rapport Ox/Red).

📖 6. Équation de Nernst et influence des conditions

🔑 Notions clés & Définitions

• Équation de Nernst : L’équation de Nernst relie le potentiel d’une réaction électrochimique à l’écart entre les potentiels standards et aux activités (ou concentrations) des espèces oxydées et réduites.
• Constante d’équilibre K : La constante d’équilibre K mesure la position d’une réaction à l’équilibre, reliant les concentrations des espèces oxydées et réduites.
• Sens de déplacement par K : Le sens d’évolution de la réaction dépend de la valeur de K, qui indique si le système favorise les produits ou les réactifs.
• Pile électrochimique : Une pile électrochimique convertit une réaction d’oxydoréduction spontanée en courant électrique via deux électrodes séparées par une jonction électrolytique.

📝 Points essentiels

• À l’équilibre, les potentiels des deux systèmes sont égaux, ce qui permet d’écrire E1 = E2 et d’obtenir une relation entre E° et les concentrations.
• La forme donnée conduit à E1° − E2° = 0,059·(p/q)·log K, avec K construit à partir des rapports [Red] et [Ox] élevés aux coefficients stœchiométriques.
• Si K > 1, la réaction se déroule dans le sens voulu (1) indiqué par le cours.
• Si K ≥ 10000, la réaction est totalement déplacée dans un sens.
• Dans la pile Zn/Cu, les électrons circulent de la lame de zinc vers la lame de cuivre, tandis que le courant conventionnel circule en sens inverse.
• Le tube de jonction électrolytique (KCl) assure la conduction et l’équilibre des charges par déplacement des ions K+ et Cl−.

💡 Astuce mémo

Nernst relie E° et log K : écart de potentiel → logarithme de la “force” d’équilibre.

📖 7. Prévision des réactions par comparaison des potentiels

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel standard E° : Le potentiel standard est la valeur de référence d’un couple rédox, utilisée dans l’équation de Nernst pour relier potentiel et concentrations.
• Équation de Nernst : L’équation de Nernst relie le potentiel E d’un couple rédox à son potentiel standard E° et au rapport des concentrations des formes oxydée et réduite.
• Saut de potentiel : Le saut de potentiel est la variation brusque du potentiel mesuré au voisinage de l’équivalence lors d’un titrage rédox.
• Zone de virage d’un indicateur rédox : La zone de virage est l’intervalle de potentiel où un indicateur rédox change de couleur, traduisant le passage d’une forme à l’autre.
• Électrode de référence : L’électrode de référence fournit un potentiel constant, permettant de mesurer la différence de potentiel avec l’électrode indicatrice en potentiométrie.

📝 Points essentiels

• En potentiométrie, on suit la différence de potentiel entre une électrode indicatrice (potentiel dépendant des espèces) et une électrode de référence à potentiel constant.
• Pendant le titrage, le potentiel de l’électrode indicatrice varie progressivement puis présente une variation brusque au moment de l’équivalence, ce qui permet de repérer le volume équivalent.
• La prévision du sens de la réaction rédox se fait en comparant les potentiels des couples impliqués, via leurs valeurs (notamment E° et/ou E calculés).
• Pour un indicateur rédox, le couple IndOx/IndRed suit Nernst : E=E^\\circ+0,059,\\frac{1}{n}\\log\\frac{\[IndOx\]}{\[IndRed\]}.
• Quand \[IndOx\]=\[IndRed\], le potentiel vaut E=E^\\circ.
• La zone de virage d’un indicateur correspond à E=E^\\circ\\pm 0,059,\\frac{1}{n} (intervalle où la couleur change).

💡 Astuce mémo

Nernst = E° + log(ox/red) : Potentiel suit le rapport des formes ; Indicateur change quand E traverse sa zone de virage.

📖 8. Constante d’équilibre et lien avec les potentiels

🔑 Notions clés & Définitions

• Constante d’équilibre K : La constante d’équilibre $K$ quantifie la position d’équilibre d’une réaction rédox et se relie aux potentiels standards via la relation de Nernst.
• Potentiel standard E^\\circ : Le potentiel standard E^\\circ est la valeur du potentiel d’un couple rédox dans des conditions de référence, utilisée pour calculer $K$.
• Équation de Nernst : L’équation de Nernst relie le potentiel $E$ d’un couple rédox aux concentrations des espèces oxydées et réduites.
• Fraction d’équivalence $\\chi$ : La fraction d’équivalence $\\chi$ mesure l’avancement du dosage, en comparant la quantité de réactif titrant ajoutée à la quantité stœchiométrique.
• Dosage potentiométrique : Le dosage potentiométrique suit l’évolution du potentiel $E$ pendant l’ajout progressif d’un titrant pour repérer l’équivalence.

📝 Points essentiels

• Pour la réaction $\\mathrm{Ce^{4+}+Fe^{2+}\\to Ce^{3+}+Fe^{3+}}$, on calcule $K$ à partir de la différence des potentiels standards des couples $\\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}}$ et $\\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$.
• La relation utilisée est K=10^{\\frac{E^\\circ\_{\\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}}}-E^\\circ\_{\\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}}}{0,059}} (à $0,059$ V près selon la forme donnée).
• Avec E^\\circ\_{\\mathrm{Fe^{3+}/Fe^{2+}}}=0,77 V et E^\\circ\_{\\mathrm{Ce^{4+}/Ce^{3+}}}=1,70 V, on obtient $K\\approx 5,790\\times 10^{15}$.
• Comme la différence des potentiels standards est grande, la réaction est quasi totale et l’équilibre est très déplacé vers les produits.
• La fraction d’équivalence s’écrit $\\chi=\\dfrac{n,C\_{\\mathrm{Ce^{4+}},\\text{intro}}}{n,C\_{\\mathrm{Fe^{2+}},\\text{initial}}}$ et relie l’avancement aux quantités stœchiométriques.
• Au début ($\\chi=0$), la solution contient surtout $\\mathrm{Fe^{2+}}$ et le potentiel n’est pas strictement défini sans $\\mathrm{Fe^{3+}}$, mais une petite oxydation par $\\mathrm{O_2}$ dissous crée assez de $\mathrm{Fe^{3

📖 9. Piles électrochimiques et conventions anode cathode

🔑 Notions clés & Définitions

• Convention anode cathode : La convention anode-cathode fixe quel couple rédox correspond à l’oxydation et lequel correspond à la réduction dans une pile.
• Couple Fe3+/Fe2+ : Le couple Fe3+/Fe2+ relie les concentrations de Fe+3 et Fe+2 via la loi de Nernst pour déterminer une contribution au potentiel.
• Couple Ce4+/Ce3+ : Le couple Ce4+/Ce3+ relie les concentrations de Ce+4 et Ce+3 via la loi de Nernst pour déterminer une contribution au potentiel.
• Équivalence en titrage redox : L’équivalence correspond au moment où les quantités stœchiométriques des espèces réactives sont consommées, ce qui provoque un saut de potentiel.

📝 Points essentiels

• Les quantités formées vérifient [Fe+3]=[Ce+4]=n·[Fe+2]initial·Vtotal et servent à relier les concentrations aux paramètres du titrage.
• Le potentiel total s’obtient en combinant les lois de Nernst des deux couples Fe3+/Fe2+ et Ce4+/Ce3+.
• La combinaison donne E=1/2·(E°(Fe3+/Fe2+)+E°(Ce4+/Ce3+)) et numériquement E=1,24 V à l’état considéré.
• Après l’équivalence (x>1), tout Fe+2 est oxydé et il reste un excès de Ce+4 en plus des espèces Ce+3 et Fe+3 formées.
• Pour x>1, le potentiel s’écrit E=1,70+0,059·log(x−1) (V/ENH) à partir du couple Ce4+/Ce3+.
• Au double de l’équivalence (x=2), on obtient E=E°(Ce+4/Ce+3)=1,70 V/ENH, ce qui ancre la courbe E=f(x).

💡 Astuce mémo

x=1 (équivalence) → saut de potentiel ; x=2 → E=E°(Ce4+/Ce3+) ; pour x>1 : E=1,70+0,059·log(x−1).

📖 10. Dosage redox au permanganate et rôle du pH

🔑 Notions clés & Définitions

• Permanganate MnO4− : Le permanganate est un oxydant dont la forme réduite dépend fortement du pH du milieu.
• Milieu acide : Un milieu acide favorise une réduction du permanganate vers Mn2+ avec une stœchiométrie bien définie.
• Milieu neutre ou alcalin : Un milieu neutre ou alcalin rend la réduction du permanganate moins régulière, avec des étapes intermédiaires variables.
• Manganimétrie en milieu acide : La manganimétrie regroupe les dosages redox du permanganate réalisés en milieu acide pour obtenir une réaction exploitable.
• Solutions titrées de KMnO4 : Les solutions titrées de KMnO4 sont préparées à une normalité donnée et utilisées pour les dosages manganimétriques.

📝 Points essentiels

• En milieu acide, MnO4− se réduit en Mn2+ via MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O.
• Le potentiel redox du couple MnO4−/Mn2+ dépend du pH : E°′ = E° − (0,059/5)·8·pH, donc E°′ augmente quand pH diminue.
• Quand le pH diminue, MnO4− devient plus oxydant (le potentiel augmente).
• En milieu neutre ou faiblement alcalin, la réduction passe par Mn7+ → Mn4+ avec une réaction moins régulière.
• En milieu très alcalin, la réduction peut aller vers Mn7+ → Mn6+ avec des stades variables.
• En milieu neutre ou alcalin, la réaction s’arrête à des stades différents : un dosage expérimental (technique de titrage) est nécessaire pour exploiter le résultat.

💡 Astuce mémo

pH bas → E°′ haut → MnO4− plus oxydant (MnO4− → Mn2+ en acide).

📖 11. Manganimétrie en milieu acide et choix des acides

🔑 Notions clés & Définitions

• Chlorométrie : La chlorométrie regroupe les dosages basés sur la libération et la mesure du chlore provenant d’espèces chlorées.
• Eau de javel : L’eau de javel est un mélange industriel d’espèces chlorées, obtenu par action du chlore sur une base, utilisé comme oxydant.
• Hypochlorite alcalin : Un hypochlorite alcalin est une espèce $ClO^-$ en milieu basique, utilisée comme oxydant puissant pour libérer du chlore.
• Bromate-bromure : La solution bromate-bromure est un mélange préparé à partir de $KBrO_3$ et d’un excès de $KBr$, libérant du brome en milieu acide.
• Iodométrie : L’iodométrie est une méthode de dosage fondée sur le pouvoir oxydant de l’iode $I_2$ en présence d’iodure.

📝 Points essentiels

• En milieu acide, les hypochlorites peuvent conduire à la formation de chlore, qui réagit ensuite avec l’iodure pour libérer de l’iode.
• Il n’existe pas de technique analytique usuelle utilisant directement le pouvoir oxydant de l’eau de chlore, car le titre est instable et la concentration exploitable est insuffisante.
• Les hypochlorites en milieu alcalin sont des oxydants puissants, avec réduction de $ClO^-$ en $Cl^-$ en présence d’eau et d’électrons.
• Le degré chlorométrique français correspond au volume de $Cl_2$ (en L) libérable par 1000 g de substance dans des conditions normales.
• Méthode de Bunsen : en milieu acétique, $Cl_2$ formé réagit avec un excès de $KI$ pour libérer $I_2$, puis $I_2$ est dosé par thiosulfate de sodium titré.
• En bromométrie, l’eau de brome n’est pas utilisée à cause de la faible solubilité du brome dans l’eau.

💡 Astuce mémo

Chlore→Iode (Bunsen) : $Cl_2$ + $2I^-$ → $I_2$ : on dose ensuite $I_2$ au thiosulfate.

📖 12. Halogénométrie et chlorométrie en milieu acide et alcalin

🔑 Notions clés & Définitions

• Iodométrie : L’iodométrie est une titrimétrie fondée sur le pouvoir oxydant de l’iode $I_2$ et de ses espèces iodées en solution.
• Ion périodure : L’ion périodure \[I_3^-\] est un anion complexe formé quand $I_2$ réagit avec un excès d’iodure $I^-$.
• Cérimétrie : La cérimétrie est une titrimétrie basée sur l’oxydant $Ce^{4+}$, dont le couple $Ce^{4+}/Ce^{3+}$ a un potentiel normal élevé en milieu acide.
• Chromimétrie : La chromimétrie est une titrimétrie fondée sur le pouvoir oxydant du dichromate $Cr_2O_7^{2-}$ en milieu acide.
• Périodimétrie : La périodimétrie regroupe des titrages utilisant les acides périodiques $HIO_4$, $H_5IO_6$, où l’iode est à l’état d’oxydation $+VII$.

📝 Points essentiels

• Le couple $I_2/2I^-$ a un potentiel normal $E^b0=+0{,}5345,V$ et intervient dans les équations rédox de l’iodométrie.
• En présence d’un excès de $I^-$, $I_2$ forme l’ion complexe \[I_3^-\] via I_2+I^-\\rightleftharpoons \[I_3^-\] et l’oxydant devient \[I_3^-\].
• Le potentiel normal du couple \[I_3^-\]/3I^- est voisin de celui de $I_2/2I^-$, ce qui permet d’assimiler les équations utilisant \[I_3^-\] à celles avec $I_2$.
• Dans tous les cas, l’équivalent correspond à l’atome-gramme d’iode (même logique stœchiométrique pour $I_2$ et \[I_3^-\]).
• Influence du pH : en milieu acide, $E^b0(I_2/I^-)=0{,}534,V$ donc le système $I_2/I^-$ est peu oxydant.
• Influence du pH : en milieu alcalin, $I_2$ subit une dismutation $I_2+2OH^-\\rightleftharpoons IO^-+I^-+H_2O$.

💡 Astuce mémo

Acide = $I_2$ peu oxydant ; Alcalin = dismutation (ça “se partage” en $IO^-$ et $I^-$).

📊 Tableaux de synthèse

Oxydation / réduction et rôle des espèces

⚠️ Pièges & confusions fréquents

1. Confondre oxydant et réducteur : l’oxydant capte des électrons (gain), le réducteur en cède (perte).
2. Croire qu’un seul couple rédox suffit : une réaction rédox implique toujours l’interaction de deux couples redox.
3. Se tromper sur le lien Δn.o. ↔ électrons : le nombre d’électrons échangés correspond à la variation du nombre d’oxydation (Δn.o.).
4. Oublier l’équilibrage de la charge et de la matière en demi-équations : on ajoute H+ pour la charge et H2O pour l’oxygène/hydrogène.
5. Inverser la polarité d’une pile : par convention, l’anode est le pôle négatif (oxydation) et la cathode le pôle positif (réduction).
6. Mal appliquer Nernst : E dépend du rapport [Ox]^a/[Red]^b et du signe de la forme oxydée/réduite, pas seulement de E°.
7. Confondre l’effet du pH sur MnO4− : en milieu acide, MnO4− est plus oxydant car E°′ augmente quand pH diminue.

✅ Checklist Examen

1. Définir une réaction d’oxydoréduction et préciser le transfert d’électrons du réducteur vers l’oxydant.
2. Expliquer pourquoi une réaction rédox implique simultanément oxydation et réduction, et pourquoi deux couples redox sont nécessaires.
3. Donner la définition du nombre d’oxydation et utiliser les règles : éléments libres n.o.=0, oxygène généralement −II (sauf fluor +II et peroxydes −I).
4. Écrire et équilibrer une réaction rédox par demi-équations : identifier les couples, calculer Δn.o., équilibrer e− puis charge (H+) et matière (H2O).
5. Expliquer la dismutation et la médiamutation : une seule espèce amphotère redox vs deux espèces du même couple pour la réaction inverse.
6. Définir l’équivalent-gramme et la normalité, et relier l’eqg à la masse molaire divisée par le nombre d’électrons échangés.
7. Définir le potentiel d’oxydoréduction Eox/Red à partir de l’électrode en contact avec Ox et Red, et rappeler la référence H+/H2 avec E°=0 V.
8. Écrire l’équation de Nernst à 25 °C et interpréter : plus E° est élevé, plus l’oxydant est fort (réducteur faible).
9. Prévoir le sens d’une réaction en comparant les potentiels standards : E°(Ox1/Red1) > E°(Ox2/Red2) implique réaction spontanée dans le sens attendu.
10. Relier K aux potentiels via la relation issue de Nernst et savoir interpréter K>1 et K≥10000 (réaction quasi totale / totalement déplacée).
11. En potentiométrie, décrire l’évolution du potentiel pendant le titrage, le saut à l’équivalence, et la zone de virage d’un indicateur rédox (E=E°±0,059/n).
12. Appliquer les dosages rédox : manganimétrie en milieu acide (MnO4−→Mn2+ avec H+), rôle du pH, et principe des halogénométries/iodométrie (formation de I3− en excès d’iodure).