Fiche de révision : Réactions d’oxydo-réduction et piles

📋 Plan du Cours

1. Couples oxydant-réducteur et électrons
2. Équilibrage des demi-équations électroniques
3. Règles des nombres d’oxydation
4. Réactions et bilans d’oxydo-réduction
5. Piles et force électromotrice
6. Potentiel d’électrode et loi de Nernst
7. Échelle des potentiels et prévision

📖 1. Couples oxydant-réducteur et électrons

🔑 Notions clés & Définitions

• Réaction d’oxydo-réduction : Réaction chimique au cours de laquelle des électrons sont échangés entre les réactifs.
• Réducteur : Espèce qui donne des électrons et qui s’oxyde en donnant un oxydant.
• Oxydant : Espèce qui accepte des électrons et qui se réduit en donnant un réducteur.
• Couple oxydant-réducteur : Un couple oxydant-réducteur associe un oxydant à son réducteur correspondant et se note Ox/Red.

📝 Points essentiels

📌 L’oxydation correspond à une perte d’électrons, tandis que la réduction correspond à un gain d’électrons.

💡 Astuce mémo

L’oxydant capte les électrons ; le réducteur les cède.

📖 2. Équilibrage des demi-équations électroniques

★ À maîtriser

• Pour équilibrer une demi-équation en milieu acide, on conserve l’élément commun, puis l’oxygène avec H₂O, l’hydrogène avec H⁺ et enfin la charge avec des électrons.

Compléments

• La demi-équation du couple MnO₄⁻/Mn²⁺ en milieu acide est $\mathrm{MnO_4^- + 8\ H_3O^+ + 5\ e^- \rightarrow Mn^{2+} + 12\ H_2O}$.

• Pour obtenir une demi-équation en milieu basique à partir de sa forme acide, on ajoute de part et d’autre autant d’ions HO⁻ que d’ions H⁺, puis on simplifie les espèces présentes des deux côtés.

• Pour le couple ClO⁻/Cl⁻, la demi-équation en milieu basique est $\mathrm{ClO^- + H_2O + 2\ e^- \rightarrow Cl^- + 2\ HO^-}$.

💡 Astuce mémo

Atomes communs, O avec H₂O, H avec H⁺, puis charge avec e⁻.

📖 3. Règles des nombres d’oxydation

🔑 Notions clés & Définitions

• Nombre d’oxydation : Nombre algébrique, réel ou fictif, de charges élémentaires attribué à un atome dans une espèce chimique pour caractériser son état électronique.

★ À maîtriser

• Le nombre d’oxydation d’un élément dans un corps simple est nul.

• Le nombre d’oxydation d’un ion monoatomique est égal à sa charge électrique.

• L’oxygène a généralement le nombre d’oxydation −II, sauf dans O₂ où il vaut 0, dans OF₂ où il vaut +II et dans H₂O₂ où il vaut −I.

• L’hydrogène a le nombre d’oxydation +I lorsqu’il est lié à un non-métal, mais −I dans un hydrure MH où M est un métal moins électronégatif que H.

• La somme algébrique des nombres d’oxydation des éléments d’une espèce est égale à la charge de cette espèce, soit 0 pour une molécule neutre.

Compléments

• Dans MnO₄⁻, le manganèse a le nombre d’oxydation +VII, car $x + 4(-2) = -1$.

📖 4. Réactions et bilans d’oxydo-réduction

🔑 Notions clés & Définitions

• Dismutation : Réaction dans laquelle un même composé joue à la fois le rôle d’oxydant et de réducteur.

★ À maîtriser

• Dans un couple Ox/Red, l’oxydant est l’espèce dont le nombre d’oxydation de l’élément commun est le plus élevé.

• Au cours d’une oxydation, le nombre d’oxydation augmente ; au cours d’une réduction, il diminue.

• Une réaction est une réaction d’oxydo-réduction si au moins un élément change de nombre d’oxydation au cours de la réaction.

• Pour établir le bilan d’une réaction d’oxydo-réduction, on équilibre les deux demi-équations, on multiplie celles-ci pour égaliser les électrons échangés, puis on additionne les demi-équations en éliminant les électrons.

Compléments

📌 Le nombre de moles d’électrons échangés dans le bilan est le plus petit commun multiple des nombres d’électrons des deux demi-équations.

💡 Astuce mémo

Transfert d’électrons → variation des nombres d’oxydation.

📖 5. Piles et force électromotrice

🔑 Notions clés & Définitions

• Force électromotrice : Valeur absolue de la tension mesurée aux bornes d’une pile, toujours positive.

★ À maîtriser

• Dans la pile de Volta, le zinc s’oxyde à l’anode et le cuivre(II) se réduit à la cathode, selon le bilan $\mathrm{Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}}$.

• Le pont salin contient un électrolyte qui assure l’électroneutralité des solutions et la circulation du courant.

📌 La mise en contact de deux demi-piles correspondant à deux couples oxydant-réducteur différents constitue une pile qui convertit l’énergie chimique en énergie électrique.

Compléments

• La pile de Volta, construite avec des rondelles de cuivre et de zinc séparées par un feutre imprégné de saumure, date de 1799.

📐 Formule - La force électromotrice vérifie $\mathrm{f.e.m. = E_+ - E_- = E_C - E_A}$.

💡 Astuce mémo

Anode : oxydation ; cathode : réduction.

📖 6. Potentiel d’électrode et loi de Nernst

🔑 Notions clés & Définitions

• Potentiel d’électrode : Tension mesurée en branchant l’entrée COM négative du voltmètre du côté de l’électrode standard à hydrogène, dont le potentiel est défini égal à 0 V.

★ À maîtriser

📐 Formule - Pour la demi-équation $\mathrm{a\ Ox + n\ e^- + b\ H_3O^+ \rightleftharpoons c\ Red + d\ H_2O}$, la loi de Nernst s’écrit $\mathrm{E = E^\circ + \frac{RT}{nF}\ln\left(\frac{a(Ox)^a\,a(H_3O^+)^b}{a(Red)^c}\right)}$.

Compléments

• L’électrode standard à hydrogène est constituée d’une électrode de platine au contact de H₂ à 1 bar et d’une solution contenant H₃O⁺ à 1 mol·L⁻¹, soit pH = 0.

• Le Faraday est la charge d’une mole d’électrons et vaut environ 96 500 C·mol⁻¹.

• À pH = 0, le potentiel standard apparent E°’ est égal au potentiel standard E° ; E°’ dépend de la température et du pH lorsque la demi-équation fait intervenir H₃O⁺ ou HO⁻.

📖 7. Échelle des potentiels et prévision

★ À maîtriser

📌 Dans l’échelle des potentiels standard, la force oxydante augmente avec E° et la force réductrice augmente dans le sens opposé.

📌 Pour prévoir le sens général d’une réaction redox à partir de l’échelle des potentiels, l’oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort.

Compléments

• La réaction entre les ions nitrate et le cuivre métallique s’écrit $\mathrm{2\ NO_3^- + 8\ H_3O^+ + 3\ Cu \rightarrow 2\ NO + 12\ H_2O + 3\ Cu^{2+}}$.

📌 Une différence de potentiel standard ΔE° d’au moins 0,24 V correspond à une réaction totale, avec K > 10⁴.

• La prévision rigoureuse du sens d’une réaction d’oxydo-réduction repose sur la comparaison des potentiels E, même si les potentiels standard E° servent généralement à l’estimer.

📊 Tableaux de synthèse

Rôle des espèces dans une réaction redox