Fiche de révision : Introduction aux réactions redox et équilibres chimiques

📋 Plan du Cours

1. Réactions acido-basiques
2. Calculs logarithmiques
3. Équilibres redox
4. Couples redox
5. Nombres d’oxydation
6. Relation de Nernst
7. Piles électrochimiques
8. Espèces oxydantes et réductrices
9. Calcul du nombre d’oxydation
10. Propriétés des nombres d’oxydation

📖 1. Réactions acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Réactions acido-basiques : réactions au cours desquelles un acide cède un proton (H+) à une base, selon la théorie de BRØNSTED-LOWRY (1923). Ces réactions impliquent le transfert de ions H3O+ ou OH- entre les espèces.

• pH : indicateur de l’acidité ou de la basicité d’une solution, défini par l’équation $pH = -\log [H_3O^+]$. Il mesure la concentration en ions H3O+ en mol/L.

• pOH : indicateur de la basicité, défini par $pOH = -\log [OH^-]$. Relation fondamentale : $pH + pOH = 14$ à 25°C.

• Constante d’auto-ionisation de l’eau (Kw) : constante d’équilibre pour la réaction d’auto-ionisation de l’eau, donnée par Kw = 10^{-14} à 25°C, exprimant la productivité des ions H3O+ et OH- dans l’eau pure.

• Relations logarithmiques liées au pH : la définition du pH et du pOH repose sur la propriété logarithmique, permettant de relier la concentration ionique à une valeur de pH ou pOH : $[H_3O^+] = 10^{-pH}$, $[OH^-] = 10^{-pOH}$.

• Rôle des ions H3O+ et OH- : dans les réactions acido-basiques, H3O+ est l’ion protoné (acide), et OH- est l’ion hydroxyde (base). Leur concentration détermine le caractère acide ou basique de la solution, et leur équilibre régule la réaction.

📝 Points essentiels

• La réaction acido-basique implique un transfert de protons, souvent représenté par la formule $HA + H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + A^-$ pour un acide, ou $B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-$ pour une base, selon la théorie de BRØNSTED-LOWRY (1923).

• La valeur du pH indique si une solution est acide (pH < 7), neutre (pH = 7), ou basique (pH > 7). La neutralité de l’eau pure est caractérisée par $[H_3O^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ mol/L.

• La constante Kw est liée à la concentration ionique de l’eau pure : $Kw = [H_3O^+][OH^-] = 10^{-14}$. Elle permet de calculer la concentration en ions H3O+ ou OH- à partir de l’autre.

• La relation $pH + pOH = 14$ (à 25°C) permet de passer d’un indicateur à l’autre, facilitant le calcul des concentrations ioniques.

• La variation du pH ou du pOH influence directement la direction des réactions acido-basiques, favorisant la formation d’acides ou de bases conjuguées.

💡 À retenir

Les réactions acido-basiques sont régulées par le transfert de protons, et le pH, lié à la concentration en ions H3O+, permet de caractériser le caractère acide ou basique d’une solution. La constante Kw fixe l’équilibre ionique de l’eau, et la relation $pH + pOH = 14$ facilite les calculs liés à ces réactions.

📖 2. Calculs logarithmiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Logarithme décimal (log base 10) : La fonction logarithme en base 10, notée log, est la fonction qui associe à un nombre positif x (différent de 1) l’exponente a telle que 10^a = x. (Rappels)

• Propriétés des logarithmes : Ce sont des relations fondamentales permettant de simplifier et de transformer des expressions logarithmiques.

  • log(ab) = log a + log b : Le logarithme d’un produit est égal à la somme des logarithmes.
  • log(a/b) = log a – log b : Le logarithme d’un quotient est égal à la différence des logarithmes.
  • log(a^x) = x log a : Le logarithme d’une puissance est égal à l’exposant multiplié par le logarithme de la base.

• Valeurs particulières des logarithmes : Certaines valeurs de logarithmes sont standards et utiles pour les calculs rapides.

  • log 1 = 0 : Parce que 10^0 = 1.
  • log 10 = 1 : Parce que 10^1 = 10.
  • log 100 = 2 : Parce que 10^2 = 100.
  • log 0,01 = -2 : Parce que 10^-2 = 0,01.

📝 Points essentiels

• La fonction logarithme est la fonction inverse de l’exponentielle en base 10, ce qui signifie que si log x = a, alors x = 10^a.
• Les propriétés log(ab) = log a + log b, log(a/b) = log a – log b, et log(a^x) = x log a sont essentielles pour la simplification des expressions logarithmiques, notamment dans les calculs liés aux réactions chimiques ou aux ordres de grandeur.
• La valeur de log 1 = 0 est une propriété fondamentale, car 10^0 = 1, ce qui sert de référence dans de nombreux calculs.
• La propriété log 10 = 1 permet de convertir facilement des ordres de grandeur en logarithmes.
• La propriété log 100 = 2 illustre que le logarithme d’un nombre en base 10 correspond à l’exposant de 10 qui donne ce nombre.
• La valeur log 0,01 = -2 montre que pour des nombres inférieurs à 1, le logarithme est négatif, correspondant à une puissance négative de 10.

💡 À retenir

Les logarithmes en base 10 transforment la multiplication en addition, la division en soustraction, et l’exponentiation en multiplication, facilitant ainsi le traitement des grands nombres ou des ordres de grandeur.

📖 3. Équilibres redox

🔑 Notions clés & Définitions

Équilibre redox : état dans une réaction où il y a un échange d’électrons entre un oxydant et un réducteur, et où la vitesse de l’oxydation est égale à celle de la réduction, ce qui maintient la composition du système stable (voir section 3).

Équilibre hétérogène : situation où les espèces oxydantes et réductrices ne sont pas dans la même phase, impliquant un échange d’électrons entre ces phases (voir section 3).

Équation générale Ox + ne- ⇌ Red : représentation simplifiée d’une réaction redox où un oxydant (Ox) capte ne- électrons pour devenir Red, illustrant le transfert d’électrons entre les deux espèces (voir section 3).

Conservation des électrons : principe selon lequel le nombre total d’électrons perdus par l’oxydant est égal au nombre d’électrons gagnés par le réducteur dans une réaction redox, assurant la balance électronique de la réaction (voir section 3).

Couple oxydant-réducteur : paire d’espèces liées par un échange d’électrons, où l’une peut s’oxyder (perdre des électrons) et l’autre se réduire (gagner des électrons), formant un ensemble cohérent dans une réaction redox (voir section 3).

Notations des couples redox : convention d’écriture où un couple est noté Ox/Red, par exemple Ag+/Ag, indiquant la forme oxydée et réduite de l’espèce, essentielle pour identifier le rôle dans la réaction (voir section 3).

📝 Points essentiels

• La réaction redox implique un échange d’électrons entre un oxydant et un réducteur, formant un équilibre hétérogène lorsque ces espèces ne sont pas dans la même phase (voir section 3).
• L’équation générale Ox + ne- ⇌ Red synthétise le transfert d’électrons, où Ox capte ne- électrons pour devenir Red, respectant la conservation des électrons (voir section 3).
• La conservation des électrons est un principe fondamental : dans toute réaction redox, la somme des électrons perdus par l’oxydant est égale à ceux gagnés par le réducteur, ce qui permet de balancer les réactions (voir section 3).
• La notation des couples redox Ox/Red, comme Ag+/Ag ou MnO4-/Mn2+, est une convention qui facilite l’identification du rôle de chaque espèce dans la réaction (voir section 3).
• La réaction d’oxydoréduction est caractérisée par un équilibre où le flux d’électrons est constant, et où la vitesse d’oxydation et de réduction est identique, assurant la stabilité du système (voir section 3).

💡 À retenir

L’équilibre redox est un état stable résultant d’un échange d’électrons entre un oxydant et un réducteur, respectant la conservation des électrons, et représenté par une équation générale illustrant ce transfert.

📖 4. Couples redox

🔑 Notions clés & Définitions

• Couple redox (Ox/Red) : Ensemble formé par une espèce oxydée (Oxydant) et sa forme réduite (Réducteur), liées par un échange d’électrons, permettant de décrire une réaction d’oxydoréduction.
• Notation conventionnelle des couples redox : La notation standard indique la forme oxydée en haut et la forme réduite en bas, séparées par un slash, par exemple Ag+/Ag ou MnO4-/Mn2+.
• Relation entre oxydant et réducteur dans un couple : L’oxydant est l’espèce susceptible de capter des électrons, tandis que le réducteur est celui qui perd des électrons. Ces deux formes sont liées par un échange d’électrons dans une réaction redox.
• Exemples de couples redox : MnO4-/Mn2+, où MnO4- est l’oxydant puissant en milieu acide, et Cu2+/Cu, où Cu2+ est l’oxydant et Cu est la forme réduite.

📝 Points essentiels

• Un couple redox est défini par la paire Ox/Red, où l’oxydant (Ox) capte des électrons et le réducteur (Red) en perd. La relation entre eux est illustrée par une réaction d’échange d’électrons, par exemple : Ox + ne- ⇌ Red.
• La notation Ox/Red est une convention universelle, permettant d’identifier facilement la forme oxydée et la forme réduite d’un même couple. Par exemple, dans Ag+/Ag, Ag+ est l’oxydant, et Ag la forme réduite.
• La relation entre oxydant et réducteur dans un couple est intrinsèque : l’oxydant est toujours la forme qui peut capter des électrons, et le réducteur la forme qui peut en donner. La réaction d’oxydoréduction implique un transfert d’électrons entre ces deux formes.
• Parmi les couples redox courants, on trouve MnO4-/Mn2+ (permettant la réduction du permanganate en milieu acide) et Cu2+/Cu (réduction du cuivre II en cuivre métallique).

💡 À retenir

Un couple redox est constitué de deux formes liées par un échange d’électrons, où l’oxydant capte et le réducteur perd des électrons, illustrant une réaction d’oxydoréduction. La notation Ox/Red facilite leur identification et leur étude.

📖 5. Nombres d’oxydation

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre d’oxydation (n.o.) : Nombre algébrique, entier, qui indique l’état d’oxydation d’un atome dans une molécule ou un ion, permettant de suivre le transfert d’électrons lors des réactions redox. (source : contenu source)

• Règle 1 : Dans une espèce monoatomique, le n.o. est égal à la charge électrique de cette espèce. Par exemple, Na : n.o. = 0 ; Fe3+ : n.o. = +III. (source : contenu source)

• Règle 2 : Lorsqu’il y a une liaison covalente, les électrons de la liaison sont attribués à l’atome le plus électronégatif, ce qui permet de déterminer le n.o. de chaque élément dans un composé. La différence d’électronégativité influence cette attribution. (source : contenu source)

• Règle 3 : Dans un édifice polyatomique, la somme algébrique des n.o. de tous les atomes, multipliés par leur nombre dans la formule, doit être égale à la charge globale de l’édifice. (source : contenu source)

📝 Points essentiels

• Le n.o. permet de déterminer si un atome est oxydé ou réduit : il augmente lors de l’oxydation, diminue lors de la réduction. (source : contenu source)

• La détermination du n.o. dans un composé repose sur trois règles principales. La première concerne les espèces monoatomiques où le n.o. est égal à la charge. La seconde attribue les électrons de la liaison covalente à l’atome le plus électronégatif, en tenant compte de l’électronégativité. La troisième impose la conservation de la charge dans un édifice polyatomique, en utilisant la formule chimique pour établir une équation. (source : contenu source)

• Pour les composés oxygénés, le n.o. de l’O est généralement –II, sauf dans les peroxydes où il vaut –I. Le n.o. de l’H est généralement +I, sauf dans certains hydrures métalliques où il peut être –I. (source : contenu source)

• La variation du n.o. lors d’une réaction indique le transfert d’électrons : augmentation (oxydation), diminution (réduction). La différence absolue entre le n.o. initial et final d’un atome correspond au nombre d’électrons échangés. (source : contenu source)

💡 À retenir

Le nombre d’oxydation est un outil essentiel pour suivre et équilibrer les réactions d’oxydoréduction, en indiquant l’état d’oxydation d’un atome et en permettant de déterminer le sens du transfert d’électrons.

📖 6. Relation de Nernst

🔑 Notions clés & Définitions

Formule de la relation de Nernst :
Nernst (1889) a formulé une équation permettant de calculer le potentiel d’un couple redox en fonction des concentrations des espèces oxydées et réduites, ainsi que du pH. La formule générale est :
$E = E^\circ - \frac{RT}{nF} \ln \frac{[Red]}{[Ox]}$
où $E^\circ$ est le potentiel standard, $R$ la constante des gaz parfaits, $T$ la température, $n$ le nombre d’électrons échangés, et $F$ la constante de Faraday.

Utilisation de la relation de Nernst :
Elle permet de prédire le potentiel d’un couple redox en tenant compte des concentrations relatives des espèces oxydées et réduites, ainsi que du pH. En pratique, cette équation est simplifiée en utilisant le logarithme décimal :
$E = E^\circ - \frac{0,0592}{n} \log \frac{[Red]}{[Ox]}$
pour une température de 25°C.

Influence du pH sur le potentiel redox :
Le pH modifie le potentiel redox en intégrant la concentration en ions H$^+$. La relation de Nernst adaptée pour le pH devient :
$E = E^\circ - \frac{0,0592}{n} \log \frac{[Red]}{[Ox]} - \frac{0,0592 \times m}{n} \times \text{pH}$
où $m$ est le nombre de protons impliqués dans la réaction.

📝 Points essentiels

• La formule de Nernst relie le potentiel électrique d’un couple redox à ses concentrations et au pH, permettant d’évaluer la tendance d’une réaction à se produire dans un sens ou dans l’autre.
• La variation du potentiel en fonction des concentrations suit la loi logarithmique : une concentration plus élevée de l’espèce réductrice diminue le potentiel, tandis qu’une concentration plus élevée de l’oxydant l’augmente.
• La relation de Nernst montre que le potentiel standard $E^\circ$ ne suffit pas pour connaître le potentiel réel en conditions concrètes, d’où l’intérêt de cette formule pour la prédiction précise.
• La dépendance du potentiel au pH est cruciale dans les réactions impliquant des ions H$^+$, notamment dans les réactions acido-basiques et redox en milieu acide ou basique.

💡 À retenir

La relation de Nernst permet de calculer le potentiel redox en fonction des concentrations et du pH, rendant possible la prédiction du sens et de la spontanéité des réactions électrochimiques dans des conditions variées.

📖 7. Piles électrochimiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Pile électrochimique : Dispositif constitué de deux électrodes immergées dans des électrolytes, permettant de convertir l’énergie chimique en énergie électrique par des réactions d’oxydoréduction (source : contenu source).
• Fonctionnement d’une pile : La pile fonctionne grâce à des réactions d’oxydation et de réduction séparées aux électrodes, où les électrons circulent via un circuit externe, générant un courant électrique (voir réaction aux électrodes).
• Convention de notation des piles : La notation standard d’une pile indique l’électrode d’oxydation à gauche et celle de réduction à droite, séparées par deux lignes : par exemple, Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s).
• Réactions aux électrodes : Lorsqu’une réaction d’oxydation se produit à l’anode, l’espèce perd des électrons ; à la cathode, l’espèce gagne des électrons lors de la réduction (voir réactions d’oxydation et réduction).
• Exemple d’étude d’une pile : Consiste à analyser les réactions d’oxydation et de réduction impliquées, en utilisant la convention de notation pour déterminer le potentiel électrique global de la pile.

📝 Points essentiels

• La pile électrochimique repose sur des couples oxydant-réducteur, où l’oxydant capte des électrons et le réducteur en perd (voir couples redox).
• La réaction globale de la pile est la somme des réactions d’oxydation à l’anode et de réduction à la cathode, avec conservation du nombre d’électrons échangés.
• La convention de notation facilite la lecture et l’analyse des réactions : l’électrode d’oxydation est toujours à gauche, celle de réduction à droite, séparées par deux lignes.
• Lors de l’étude, il faut identifier les réactions aux électrodes, écrire les demi-équations, et calculer le potentiel électrique de la pile à partir des potentiels standard des couples redox.

💡 À retenir

Une pile électrochimique convertit l’énergie chimique en énergie électrique grâce à des réactions d’oxydoréduction aux électrodes, en suivant une convention de notation standard pour analyser ses réactions.

📖 8. Espèces oxydantes et réductrices

🔑 Notions clés & Définitions

• Espèce oxydante : Selon PERROUX (date), c’est une espèce susceptible de capter des électrons lors d’une réaction redox, elle est donc réduite dans le processus.
• Espèce réductrice : Toujours selon PERROUX (date), c’est une espèce susceptible de perdre des électrons, elle est donc oxydée dans la réaction redox.
• Rôle des oxydants et réducteurs : Dans une réaction redox, l’oxydant accepte des électrons (il est réduit), tandis que le réducteur donne des électrons (il est oxydé). Ces deux espèces forment un couple redox lié par un échange d’électrons.
• Relation entre oxydant, réducteur et couple redox : Un couple redox, noté Ox/Red, associe un oxydant (espèce susceptible de capter des électrons) et un réducteur (espèce susceptible de perdre des électrons), liés par un échange d’électrons selon PERROUX (date).

📝 Points essentiels

• La définition d’un oxydant repose sur sa capacité à capter des électrons, ce qui entraîne sa réduction. À l’inverse, une espèce réductrice perd des électrons, ce qui entraîne son oxydation.
• La relation entre oxydant et réducteur est formalisée par la notion de couple redox, qui est toujours noté Ox/Red, peu importe la réaction dans laquelle il intervient, conformément à la convention mentionnée par PERROUX (date).
• Lors d’une réaction redox, l’échange d’électrons entre l’oxydant et le réducteur est au cœur du processus, et la compréhension de leur rôle permet de prévoir le sens de la réaction.
• La capacité d’un espèce à jouer le rôle d’oxydant ou de réducteur dépend de son état d’oxydation, qui est calculé selon les règles de PERROUX (date).

💡 À retenir

Les espèces oxydantes captent des électrons et sont réduites, tandis que les espèces réductrices perdent des électrons et sont oxydées ; elles forment des couples redox liés par un échange d’électrons, essentiel pour comprendre les réactions d’oxydoréduction.

📖 9. Calcul du nombre d’oxydation

🔑 Notions clés & Définitions

• Méthode de calcul du n.o. dans un composé simple ou complexe : consiste à appliquer des règles pour attribuer un nombre d’oxydation à chaque élément, en utilisant la conservation de la charge et les règles d’électronégativité.
• Règle 1 (charge dans une espèce monoatomique) : le nombre d’oxydation est égal à la charge électrique de l’espèce (ex : Na : 0, Cl- : -I).
• Règle 2 (liaisons covalentes) : dans une liaison covalente, les électrons sont attribués à l’atome le plus électronégatif, permettant de déterminer le n.o. de chaque élément dans un composé.
• Règle 3 (conservation de la charge dans un édifice polyatomique) : la somme des n.o. multipliés par le nombre d’atomes doit être égale à la charge globale de la molécule ou de l’ion (ex : CO, MnO₄⁻).
• Exceptions (peroxydes, hydrures métalliques) : dans les peroxydes, le n.o. de l’oxygène est -I, contrairement à la règle générale de -II ; dans les hydrures métalliques, l’hydrogène peut avoir un n.o. de -I.

📝 Points essentiels

• La méthode repose sur l’application systématique des trois règles principales : pour les espèces monoatomiques, covalentes, et polyatomiques, en respectant la conservation de la charge.
• Pour les composés oxygénés, le n.o. de l’oxygène est généralement -II, sauf dans les peroxydes où il est -I (ex : H₂O₂).
• Dans les composés hydrogénés, le n.o. de l’hydrogène est habituellement +I, sauf dans les hydrures métalliques où il peut être -I (ex : LiH).
• La conservation de la charge dans un édifice polyatomique permet de déterminer le n.o. d’un élément inconnu en utilisant la formule de la molécule ou de l’ion.
• Le calcul du n.o. est essentiel pour identifier le rôle d’un élément dans une réaction redox, notamment pour déterminer si un élément est oxydé ou réduit.

💡 À retenir

Le nombre d’oxydation se calcule en appliquant des règles précises et en respectant la conservation de la charge, ce qui permet d’analyser et de prévoir le comportement redox des éléments dans les composés.

📖 10. Propriétés des nombres d’oxydation

🔑 Notions clés & Définitions

• Propriétés générales des n.o. : Les nombres d’oxydation (n.o.) sont des nombres entiers ou algébriques attribués aux éléments dans une espèce chimique, permettant de suivre la perte ou le gain d’électrons lors des réactions redox (voir section 5).
• Variation du n.o. lors d’oxydation et réduction : Lorsqu’un élément est oxydé, son n.o. augmente ; lorsqu’il est réduit, son n.o. diminue (voir "On retient" ci-dessous). La variation du n.o. est directement liée au nombre d’électrons échangés dans la réaction.
• Lien entre variation du n.o. et nombre d’électrons échangés : La variation absolue du n.o. d’un élément dans une réaction redox est égale au nombre d’électrons transférés, c’est-à-dire |Δn.o.| = n(e-). Par exemple, dans la combustion du sodium, Δn.o. de Na est +I, correspondant à 1 électron échangé (voir "Na → Na+ + e-").
• Utilisation des n.o. pour écrire les demi-équations redox : Les n.o. permettent de rédiger les demi-équations d’oxydation et de réduction en identifiant précisément le nombre d’électrons échangés, facilitant ainsi la construction de l’équation globale (voir "½ équations" dans le contenu).
• Règles pour calculer le n.o. : Le n.o. d’un atome dans une espèce monoatomique est égal à sa charge (ex : Na : 0, Cl- : -I). Dans une liaison covalente, il est attribué selon l’électronégativité, en attribuant les électrons de la liaison à l’élément le plus électronégatif (voir section 6). La somme des n.o. dans un édifice polyatomique doit respecter la charge globale de la molécule ou de l’ion (voir "conservation de la charge").

📝 Points essentiels

• La variation du n.o. d’un élément lors d’une réaction redox indique s’il est oxydé (n.o. augmente) ou réduit (n.o. diminue).
• La différence entre le n.o. initial et final d’un élément dans une réaction correspond au nombre d’électrons échangés, ce qui permet de déterminer le nombre d’électrons transférés dans un couple redox (ex : Na / Na+).
• La conservation de la somme des variations du n.o. dans une réaction d’oxydoréduction est une propriété fondamentale : la somme des Δn.o. multipliés par leurs coefficients stœchiométriques est nulle (exemple : Na + ½ O2 → Na+ + O2-).
• La détermination du n.o. dans des composés complexes repose sur des règles précises, notamment la conservation de la charge et l’attribution des électrons selon l’électronégativité (voir "Règles pour calculer les n.o.").
• La variation du n.o. est un outil clé pour écrire et équilibrer les demi-équations redox, en identifiant le nombre d’électrons échangés dans chaque étape.

💡 À retenir

Lorsqu’un élément est oxydé, son n.o. augmente, et lorsqu’il est réduit, son n.o. diminue ; la variation du n.o. est directement liée au nombre d’électrons échangés dans la réaction redox.

📊 Tableaux de Synthèse

⚠️ Pièges & Confusions Fréquentes

1. Confondre pH et pOH, en oubliant la relation $pH + pOH = 14$ à 25°C.
2. Utiliser $Kw \neq 10^{-14}$ pour des températures autres que 25°C.
3. Confondre la notation des couples redox (Ox/Red) avec d’autres notations ou formules.
4. Oublier que le logarithme de 1 est 0, ce qui peut fausser les calculs.
5. Mal appliquer les propriétés des logarithmes lors de la simplification d’équations.
6. Confondre réaction acido-basique et réaction redox, notamment dans le transfert de protons vs électrons.
7. Négliger la conservation des électrons dans l’équilibrage des réactions redox.
8. Confondre la forme oxydée et la forme réduite dans la notation des couples.
9. Mal interpréter la neutralité de l’eau pure en termes de concentrations en ions.
10. Oublier que la constante d’auto-ionisation Kw dépend de la température.

✅ Checklist Examen

1. Connaître la définition de la réaction acido-basique selon Brønsted-Lowry.
2. Savoir calculer le pH et le pOH à partir des concentrations en ions H₃O⁺ et OH⁻.
3. Maîtriser la relation $pH + pOH = 14$ à 25°C.
4. Savoir exprimer la constante Kw et ses implications pour l’eau pure.
5. Appliquer les propriétés des logarithmes pour simplifier des expressions.
6. Définir un équilibre redox et identifier les espèces oxydantes et réductrices.
7. Équilibrer une réaction redox en respectant la conservation des électrons.
8. Reconnaître et écrire la notation des couples redox (Ox/Red).
9. Comprendre la relation entre un oxydant et son réducteur dans un couple.
10. Maîtriser la relation entre la concentration en ions et le pH ou pOH.
11. Savoir utiliser la formule $[H_3O^+] = 10^{-pH}$ ou $[OH^-] = 10^{-pOH}$.
12. Connaître la définition et l’utilisation de la constante d’auto-ionisation de l’eau, Kw.