QCM : Réactions d’oxydoréduction et électrochimie (23 questions)

Explication

Un oxydant se réduit en captant des électrons. Céder ou perdre des électrons correspond au comportement d’un réducteur qui s’oxyde, tandis que le transfert de protons ne définit pas cette transformation.

Explication

Un réducteur cède des électrons et, lorsqu’il est oxydé, il les perd. Gagner des électrons caractérise la réduction d’un oxydant, alors que les transferts de protons ne décrivent pas la définition du réducteur.

Explication

Un couple associe un oxydant à sa forme réduite et se note Ox/Red. L’écriture Red/Ox inverse l’ordre, tandis qu'Ox/Ox et Red/Red ne réunissent pas les deux formes d’un même couple.

Explication

Un gain d’électrons correspond à une réduction. L’oxydation et la perte d’électrons impliquent au contraire une perte, tandis qu’une cession d’électrons décrit également une perte.

Explication

Le nombre d’oxydation est une grandeur algébrique qui traduit la répartition des électrons autour d’un élément dans une espèce chimique. La charge totale de l’espèce, son nombre d’atomes et les électrons échangés sont des notions distinctes.

Explication

Dans une espèce neutre, la somme pondérée des nombres d’oxydation vaut zéro : $2\times(+1)+x=0$, donc $x=-2$. Prendre la charge d’un ion ne convient pas ici, et oublier le facteur deux ou imposer une somme de deux conduit à une valeur incorrecte.

Explication

Dans un ion, la somme pondérée des nombres d’oxydation égale sa charge : $2\times(+1)+x=-1$, d’où $x=-3$. Une somme nulle convient à une espèce neutre, tandis qu’omettre un atome ou inverser le signe de la charge donne un résultat erroné.

Explication

Une réaction d’oxydoréduction associe l’oxydation et la réduction de deux espèces par transfert d’électrons. Le transfert de protons confond le type d’échange, une demi-réaction isolée omet le couplage, et une seule espèce ne correspond pas aux deux couples mis en jeu.

Explication

Une équation équilibrée respecte à la fois la conservation de la matière et celle des charges électriques. La conservation des atomes seule est insuffisante, le nombre d’espèces n’est pas le critère, et l’ajout d’électrons aux réactifs ne remplace pas la vérification du bilan global.

Explication

Après avoir équilibré les deux demi-équations, on les multiplie pour égaliser le nombre d’électrons échangés, puis on les additionne. Les additionner avant cette égalisation laisse un bilan électronique incorrect, et les indices des formules ne servent pas à cette étape.

Explication

En milieu acide, on ajuste d’abord l’oxygène avec H₂O, ensuite l’hydrogène avec H⁺, puis les charges avec des électrons. Intervertir H₂O et H⁺ attribue les mauvais rôles, ajuster les charges en premier ne suit pas la méthode, et OH⁻ correspond à l’adaptation en milieu basique.

Explication

En milieu basique, on ajoute OH⁻ des deux côtés pour éliminer H⁺, on forme H₂O à partir de H⁺ et OH⁻, puis on simplifie les molécules d’eau présentes des deux côtés. Ajouter H⁺ renforce le caractère acide, tandis que supprimer l’eau avant les ajustements ou remplacer les électrons ne suit pas la méthode.

Explication

Un potentiel standard plus élevé correspond à un pouvoir oxydant plus important. Le pouvoir réducteur accru correspond au potentiel plus faible, tandis que l’avancement dépend de la constante d’équilibre.

Explication

L’oxydant d’un couple de potentiel standard plus élevé peut réagir avec le réducteur d’un couple de potentiel plus faible. Choisir l’oxydant de B confond les formes réactives, et choisir un réducteur de potentiel élevé inverse la règle.

Explication

Le potentiel standard est le potentiel d’électrode d’un couple défini dans des conditions standard. Une mesure à des concentrations quelconques n’est pas, par définition, le potentiel standard; la constante d’équilibre et la force électromotrice sont des grandeurs distinctes.

Explication

Une électrode associe un conducteur et un couple redox; la forme conductrice échange des électrons avec la solution. Le conducteur seul, la solution seule et le pont salin ne constituent pas cette association.

Explication

L’anode est le siège de l’oxydation, qui produit les électrons circulant dans le conducteur extérieur vers la cathode. La réduction a lieu à la cathode et consomme ces électrons; les déplacements ioniques concernent les solutions et le pont salin.

Explication

Une pile électrochimique sépare l’oxydation et la réduction dans deux compartiments afin de faire circuler les électrons dans un circuit extérieur. Une électrode seule ou un pont salin ne réalise pas cette séparation, tandis que le mélange des demi-réactions ne correspond pas au fonctionnement décrit.

Explication

Dans une pile, les électrons circulent dans le conducteur extérieur de l’anode vers la cathode, donc de M vers N. Le sens inverse confond départ et arrivée; le pont salin assure le déplacement des ions, et non le trajet extérieur des électrons.

Explication

La force électromotrice correspond à la différence entre les potentiels des deux électrodes. La somme des potentiels les additionne, tandis que le potentiel d’une seule électrode ne représente pas cette différence.

Explication

La relation de Nernst donne le potentiel à partir du potentiel standard et du terme $\frac{RT}{nF}\ln Q$, où $Q$ dépend des activités des espèces du couple. Supprimer le logarithme, inverser $Q$ ou omettre le facteur $RT/nF$ modifie la relation.

Explication

Les concentrations évoluent pendant le fonctionnement et modifient les potentiels des électrodes, ce qui réduit progressivement la force électromotrice. Une augmentation inverse le sens de cette évolution, tandis que l’indépendance des concentrations et la disparition d’une électrode ne décrivent pas le mécanisme.

Explication

Lorsque les potentiels des deux électrodes sont égaux, leur différence, donc la force électromotrice, est nulle et aucun courant ne circule. Une valeur maximale ou croissante contredit cette égalité; un courant ne persiste pas avec une force électromotrice nulle.