QCM : Réactions d’oxydo-réduction et piles (11 questions)

Questions et réponses du QCM

1. Quelle différence distingue l’oxydation de la réduction lors d’un échange électronique ?

L’oxydation et la réduction correspondent toutes deux à un gain d’électrons.
L’oxydation est un gain d’électrons, tandis que la réduction est une perte d’électrons.
L’oxydation est une perte d’électrons, tandis que la réduction est un gain d’électrons.
L’oxydation et la réduction correspondent toutes deux à une perte d’électrons.

L’oxydation est une perte d’électrons, tandis que la réduction est un gain d’électrons.

Explication

Lors d’une oxydation, une espèce cède des électrons, alors qu’une espèce en gagne lors d’une réduction. Confondre ces deux processus inverse le sens de l’échange électronique.

2. Dans une réaction d’oxydo-réduction, quel rôle joue une espèce qui cède des électrons et s’oxyde ?

Elle agit comme réducteur et donne naissance à un autre réducteur.
Elle agit comme oxydant et donne naissance à un autre oxydant.
Elle agit comme oxydant et donne naissance à un réducteur.
Elle agit comme réducteur et donne naissance à un oxydant.

Elle agit comme réducteur et donne naissance à un oxydant.

Explication

Une espèce qui cède des électrons est un réducteur; après cette perte, elle s’oxyde et devient son oxydant conjugué. La confusion la plus plausible consiste à attribuer le don d’électrons à l’oxydant, qui les accepte.

3. Lors de l’équilibrage d’une demi-équation en milieu acide, dans quel ordre ajuste-t-on les éléments et la charge ?

On équilibre l’élément commun, puis l’hydrogène avec H⁺, l’oxygène avec H₂O et enfin la charge avec des électrons.
On équilibre l’élément commun, puis l’oxygène avec H₂O, l’hydrogène avec H⁺ et enfin la charge avec des électrons.
On équilibre l’oxygène avec H₂O, puis l’élément commun, l’hydrogène avec H⁺ et enfin la charge avec des électrons.
On équilibre l’élément commun, puis l’oxygène avec H₂O, la charge avec des électrons et enfin l’hydrogène avec H⁺.

On équilibre l’élément commun, puis l’oxygène avec H₂O, l’hydrogène avec H⁺ et enfin la charge avec des électrons.

Explication

La méthode commence par l’élément commun, puis équilibre l’oxygène avec l’eau, l’hydrogène avec H⁺ et la charge avec des électrons. Inverser l’ordre de l’eau et de H⁺ ne suit pas cette procédure d’équilibrage en milieu acide.

4. Comment transforme-t-on une demi-équation équilibrée en milieu acide en une demi-équation en milieu basique ?

On ajoute des molécules H₂O des deux côtés en quantité égale aux ions H⁺, puis on simplifie les espèces communes.
On ajoute des ions HO⁻ des deux côtés en quantité égale aux ions H⁺, puis on simplifie les espèces communes.
On ajoute des ions H⁺ des deux côtés en quantité égale aux ions HO⁻, puis on simplifie les espèces communes.
On ajoute des ions HO⁻ des deux côtés en quantité égale aux molécules H₂O, puis on simplifie les espèces communes.

On ajoute des ions HO⁻ des deux côtés en quantité égale aux ions H⁺, puis on simplifie les espèces communes.

Explication

La conversion vers le milieu basique consiste à ajouter autant d’ions HO⁻ de chaque côté qu’il y a d’ions H⁺, puis à simplifier les espèces communes. Ajouter H⁺ en fonction des ions HO⁻ inverse les espèces utilisées dans cette étape.

5. Que représente le nombre d’oxydation attribué à un atome dans une espèce chimique ?

Un nombre algébrique, réel ou fictif, qui caractérise l’état électronique de l’atome
La charge électrique nette de l’espèce chimique contenant l’atome
Le nombre de liaisons covalentes formées par l’atome dans l’espèce chimique
Le nombre d’électrons de valence réellement transférés par l’atome lors de sa formation

Un nombre algébrique, réel ou fictif, qui caractérise l’état électronique de l’atome

Explication

Le nombre d’oxydation est une charge élémentaire algébrique attribuée à un atome, qui sert à caractériser son état électronique. Il ne correspond pas nécessairement à une charge réelle ni au nombre d’électrons effectivement transférés.

6. Dans le bilan d’une réaction d’oxydo-réduction, à quoi correspond le nombre de moles d’électrons échangés ?

Au plus grand des nombres d’électrons des deux demi-équations
À la somme des nombres d’électrons des deux demi-équations
Au plus petit commun multiple des nombres d’électrons des deux demi-équations
À la différence entre les nombres d’électrons des deux demi-équations

Au plus petit commun multiple des nombres d’électrons des deux demi-équations

Explication

Pour établir le bilan, on multiplie les demi-équations afin d’égaliser les électrons, et leur nombre échangé correspond au plus petit commun multiple des deux nombres initiaux. La somme des nombres d’électrons ne garantit pas leur égalisation.

7. Quelle fonction le pont salin remplit-il dans une pile électrochimique ?

Il fournit les électrons nécessaires à la réduction qui se produit à la cathode.
Il sépare les électrodes afin d’empêcher tout transfert de charges entre elles.
Il augmente la tension de la pile en consommant l’électrolyte des demi-piles.
Il maintient l’électroneutralité des solutions et permet la circulation du courant.

Il maintient l’électroneutralité des solutions et permet la circulation du courant.

Explication

L’électrolyte du pont salin assure l’électroneutralité des solutions et permet la circulation du courant dans la pile. Les électrons circulent dans le circuit extérieur, et non à travers le pont salin.

8. Quel potentiel est attribué par convention à l’électrode standard à hydrogène afin de définir les potentiels d’électrode ?

Un potentiel de 1 V
Un potentiel dépendant de la concentration en ions hydronium
Un potentiel de 0 V
Un potentiel égal à celui du couple étudié

Un potentiel de 0 V

Explication

L’électrode standard à hydrogène sert de référence et son potentiel est défini égal à 0 V. La concentration en ions hydronium intervient dans certaines conditions de mesure, mais ne change pas la valeur de référence fixée par convention.

9. Quelle comparaison entre les potentiels standard et les potentiels réels est correcte pour prévoir le sens d’une réaction d’oxydo-réduction ?

Les potentiels standard et réels sont interchangeables, car ils indiquent toujours le même sens de réaction.
Les potentiels standard décrivent la force réductrice, tandis que les potentiels réels décrivent la force oxydante.
Les potentiels standard donnent une estimation générale, tandis que la comparaison des potentiels réels permet une prévision rigoureuse.
Les potentiels réels servent d’estimation générale, tandis que les potentiels standard déterminent rigoureusement le sens de la réaction.

Les potentiels standard donnent une estimation générale, tandis que la comparaison des potentiels réels permet une prévision rigoureuse.

Explication

Les potentiels standard permettent généralement d’estimer le sens, mais une prévision rigoureuse repose sur la comparaison des potentiels E dans les conditions considérées. Les potentiels standard ne déterminent donc pas à eux seuls le sens avec la même rigueur que les potentiels réels.

10. Lorsqu’un oxydant capte des électrons au cours d’une réaction, quelle transformation en résulte pour cette espèce ?

Elle s’oxyde et donne son oxydant correspondant.
Elle se réduit et donne son oxydant correspondant.
Elle se réduit et donne son réducteur correspondant.
Elle s’oxyde et donne son réducteur correspondant.

Elle se réduit et donne son réducteur correspondant.

Explication

Le gain d’électrons entraîne une réduction de l’oxydant, qui se transforme en son réducteur correspondant. À l’inverse, une perte d’électrons correspond à une oxydation.

11. En milieu acide, quelle méthode permet d’équilibrer la demi-équation MnO4−→Mn2+\mathrm{MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}} ?

Équilibrer le manganèse et l’hydrogène avec H+\mathrm{H^+}, puis l’oxygène avec des électrons et la charge avec H2O\mathrm{H_2O}.
Équilibrer d’abord le manganèse, puis l’oxygène avec H2O\mathrm{H_2O}, l’hydrogène avec H+\mathrm{H^+} et enfin la charge avec des électrons.
Équilibrer d’abord la charge avec des électrons, puis l’oxygène avec H2O\mathrm{H_2O} et l’hydrogène avec H+\mathrm{H^+}.
Équilibrer le manganèse, puis l’oxygène avec H+\mathrm{H^+}, l’hydrogène avec H2O\mathrm{H_2O} et la charge avec des électrons.

Équilibrer d’abord le manganèse, puis l’oxygène avec $$\mathrm{H_2O}$$, l’hydrogène avec $$\mathrm{H^+}$$ et enfin la charge avec des électrons.

Explication

La méthode en milieu acide conserve d’abord l’élément commun, puis ajuste l’oxygène avec l’eau, l’hydrogène avec les ions hydrogène et la charge avec des électrons. L’ajustement de la charge en premier ne respecte pas cet ordre opératoire et peut nécessiter de reprendre les coefficients ensuite.

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Mémorisez les réponses avec 10 flashcards sur Réactions d’oxydo-réduction et piles.

Qu’échangent les réactifs lors d’une réaction d’oxydo-réduction ?

Des électrons.

Que perd une espèce lors d’une oxydation ?

Des électrons.

Comment équilibre-t-on une demi-équation en milieu acide ?

On équilibre l’élément commun, puis l’oxygène avec H₂O, l’hydrogène avec H⁺ et la charge avec des électrons.

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