QCM : Réactions d’oxydoréduction et piles — 33 questions

Questions et réponses du QCM

1. Quel effet produit la complexation de l’oxydant d’un couple redox sur son potentiel standard et son pouvoir oxydant ?

Elle augmente le potentiel du couple et diminue le pouvoir oxydant.
Elle abaisse le potentiel du couple et augmente le pouvoir oxydant.
Elle abaisse le potentiel du couple et diminue le pouvoir oxydant.
Elle augmente le potentiel du couple et conserve le pouvoir oxydant.

Elle abaisse le potentiel du couple et diminue le pouvoir oxydant.

Explication

La complexation stabilise l’oxydant, ce qui abaisse le potentiel du couple et réduit son aptitude à capter des électrons. La stabilisation du réducteur aurait au contraire tendance à augmenter le potentiel.

2. Que représente un diagramme de prédominance pour un couple oxydoréducteur ?

La forme majoritaire du couple parmi les espèces dissoutes selon la valeur du potentiel
Le domaine d’existence d’une forme solide selon la valeur du potentiel
La variation de la température d’équilibre du couple selon la pression du gaz
La vitesse de transformation du couple selon la concentration de l’électrolyte

La forme majoritaire du couple parmi les espèces dissoutes selon la valeur du potentiel

Explication

Un diagramme de prédominance indique quelle forme dissoute, oxydée ou réduite, est majoritaire pour un potentiel donné. Pour une forme solide, on parle plutôt de domaine d’existence, ce qui correspond à une notion différente.

3. Quelle propriété caractérise un oxydant dans une réaction d’oxydoréduction ?

Il capte un ou plusieurs électrons et subit une réduction.
Il cède un ou plusieurs électrons et subit une oxydation.
Il transfère un proton et subit une réaction acide-base.
Il conserve ses électrons et change seulement d’état physique.

Il capte un ou plusieurs électrons et subit une réduction.

Explication

Un oxydant accepte des électrons, ce qui entraîne sa réduction. Le transfert d’un proton caractérise une réaction acide-base, et non l’action d’un oxydant.

4. Quels éléments constituent une demi-pile associée à un couple oxydant-réducteur ?

Un oxydant, un réducteur, une électrode conductrice électronique et un électrolyte conducteur ionique
Un électrolyte conducteur électronique, une membrane isolante et deux oxydants appartenant au même couple
Deux électrodes métalliques, un isolant ionique et une source extérieure imposant le déplacement des électrons
Un oxydant gazeux, un réducteur solide et un fil métallique sans électrolyte conducteur ionique

Un oxydant, un réducteur, une électrode conductrice électronique et un électrolyte conducteur ionique

Explication

Une demi-pile associe les deux formes d’un couple redox à une électrode conductrice des électrons et à un électrolyte conducteur des ions. Une source extérieure n’est pas un constituant nécessaire de la définition d’une demi-pile galvanique.

5. Dans quel ordre équilibre-t-on une demi-équation d’oxydoréduction en milieu acide par la méthode classique ?

Charges avec des électrons, puis H avec H+\mathrm{H^+}, O avec H2O\mathrm{H_2O}, et enfin les autres éléments.
Éléments autres qu'O et H, puis O avec H2O\mathrm{H_2O}, H avec H+\mathrm{H^+}, et enfin les charges avec des électrons.
Éléments autres qu'O et H, puis H avec H+\mathrm{H^+}, O avec H2O\mathrm{H_2O}, et enfin les charges avec des électrons.
O avec H2O\mathrm{H_2O}, puis les charges avec des électrons, H avec H+\mathrm{H^+}, et enfin les autres éléments.

Éléments autres qu'O et H, puis O avec $$\mathrm{H_2O}$$, H avec $$\mathrm{H^+}$$, et enfin les charges avec des électrons.

Explication

La méthode classique suit l’ordre des éléments autres qu'O et H, de l’oxygène avec H2O\mathrm{H_2O}, de l’hydrogène avec H+\mathrm{H^+}, puis des charges avec les électrons. Les électrons servent donc à équilibrer les charges, tandis que l’eau équilibre les atomes d’oxygène.

6. Une espèce passe d’un nombre d’oxydation +II+\mathrm{II} à +V+\mathrm{V} pour l’élément étudié : quelle transformation subit-elle ?

Une oxydation accompagnée d’une perte de trois électrons.
Une oxydation accompagnée d’un gain de trois électrons.
Une réduction accompagnée d’une perte de trois électrons.
Une réduction accompagnée d’un gain de trois électrons.

Une oxydation accompagnée d’une perte de trois électrons.

Explication

L’augmentation du nombre d’oxydation de +II+\mathrm{II} à +V+\mathrm{V} vaut trois unités et traduit une perte de trois électrons, donc une oxydation. Une réduction ferait diminuer le nombre d’oxydation et correspondrait à un gain d’électrons.

7. Dans quel sens se déplacent les charges dans une pile en fonctionnement ?

Les électrons restent dans la demi-pile négative, tandis que le courant conventionnel traverse la jonction ionique
Les électrons vont de la borne négative vers la borne positive, tandis que le courant conventionnel va en sens inverse
Les électrons vont de la borne négative vers la borne positive, tandis que le courant conventionnel ne circule dans aucun sens
Les électrons vont de la borne positive vers la borne négative, tandis que le courant conventionnel suit le même trajet

Les électrons vont de la borne négative vers la borne positive, tandis que le courant conventionnel va en sens inverse

Explication

Les électrons circulent dans le circuit extérieur depuis l’anode, qui est la borne négative, vers la cathode, qui est la borne positive. Le courant conventionnel est défini dans le sens opposé au déplacement des électrons.

8. Quel est le nombre d’oxydation du chlore dans l’ion monoatomique Cl−\mathrm{Cl^-} ?

−I-\mathrm{I}, car il est égal à la charge de l’ion.
00, car l’ion ne contient qu’un seul atome.
−II-\mathrm{II}, car la charge porte sur l’ensemble de l’ion.
+I+\mathrm{I}, car le chlore a gagné un électron.

$$-\mathrm{I}$$, car il est égal à la charge de l’ion.

Explication

Dans un ion monoatomique, le nombre d’oxydation de l’élément est égal à la charge de l’ion, donc le chlore vaut −I-\mathrm{I} dans Cl−\mathrm{Cl^-}. Le fait que l’ion soit monoatomique n’annule pas sa charge.

9. Quelle description caractérise une réaction d’oxydoréduction entre deux couples redox ?

Une formation d’électrons libres apparaissant dans l’équation-bilan de la réaction
Une transformation acido-basique fondée sur le transfert d’un proton entre deux espèces
Un transfert d’électrons entre le réducteur d’un couple et l’oxydant d’un autre couple
Un échange d’ions entre deux solvants sans intervention d’un oxydant ou d’un réducteur

Un transfert d’électrons entre le réducteur d’un couple et l’oxydant d’un autre couple

Explication

Une réaction d’oxydoréduction correspond au transfert d’électrons entre un réducteur et un oxydant appartenant à deux couples. Les électrons transférés ne figurent pas comme espèces dans l’équation-bilan finale.

10. Que mesure la potentiométrie entre ses deux électrodes ?

La différence de courant entre une électrode de travail et une électrode auxiliaire à potentiel constant
La masse de matière entre une électrode métallique et une électrode indicatrice à potentiel variable
La concentration directe entre une électrode indicatrice et une électrode de référence à potentiel variable
La différence de potentiel entre une électrode de travail et une électrode de référence à potentiel constant

La différence de potentiel entre une électrode de travail et une électrode de référence à potentiel constant

Explication

La potentiométrie mesure une différence de potentiel, avec une électrode de travail et une électrode de référence dont le potentiel reste constant. Une mesure de courant correspondrait à une autre méthode électrochimique, et non à la définition de la potentiométrie.

11. Dans l’ion polyatomique SO42−\mathrm{SO_4^{2-}}, que vaut la somme des nombres d’oxydation de tous les atomes ?

Elle vaut +II+\mathrm{II}, car quatre atomes d’oxygène sont présents.
Elle vaut −II-\mathrm{II}, car elle correspond à la charge globale de l’ion.
Elle vaut 00, car les atomes de l’ion forment un édifice électriquement stable.
Elle vaut −IV-\mathrm{IV}, car chaque atome d’oxygène apporte une charge négative.

Elle vaut $$-\mathrm{II}$$, car elle correspond à la charge globale de l’ion.

Explication

Dans un édifice polyatomique, la somme des nombres d’oxydation est égale à sa charge globale, ici −II-\mathrm{II}. La somme ne se déduit pas simplement du nombre d’atomes présents, mais de la charge totale de l’ion.

12. Pour un couple Ox/Red\mathrm{Ox/Red}, quelle espèce prédomine lorsque le potentiel est inférieur au potentiel frontière ?

Le réducteur, car un potentiel plus faible favorise la forme réduite du couple
Le solvant, car le potentiel frontière concerne une réaction entre deux solvants
Les deux formes en proportions égales, car le potentiel frontière est dépassé
L’oxydant, car un potentiel plus faible favorise la forme oxydée du couple

Le réducteur, car un potentiel plus faible favorise la forme réduite du couple

Explication

En dessous du potentiel frontière, la forme réduite est prédominante, tandis qu’au-dessus la forme oxydée devient majoritaire. L’égalité des proportions correspond à la frontière elle-même, et non à un potentiel inférieur à celle-ci.

13. Que représente le nombre d’oxydation d’un élément dans une espèce chimique ?

Une quantité d’électrons effectivement transférés pendant une réaction chimique donnée.
Une charge réelle mesurée directement sur l’atome après séparation complète de toutes les liaisons.
Une charge formelle calculée en répartissant également les électrons de liaison entre les atomes.
Une charge fictive conventionnelle attribuée en donnant les électrons de liaison à l’atome le plus électronégatif.

Une charge fictive conventionnelle attribuée en donnant les électrons de liaison à l’atome le plus électronégatif.

Explication

Le nombre d’oxydation est une charge fictive obtenue selon une convention d’attribution des électrons de liaison à l’atome le plus électronégatif. Il ne doit pas être confondu avec la charge formelle, qui repose sur une autre convention électronique.

14. Pour la demi-équation a Ox+ne−⇌b Reda\,\mathrm{Ox}+n e^-\rightleftharpoons b\,\mathrm{Red}, quelle relation exprime l’enthalpie libre standard redox en fonction du potentiel standard ?

ΔrGOx/Red∘=−nRTEOx/Red∘\Delta_rG^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}=-nRT E^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}
ΔrGOx/Red∘=−nFEOx/Red∘\Delta_rG^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}=-nFE^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}
ΔrGOx/Red∘=−FEOx/Red∘/n\Delta_rG^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}=-F E^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}/n
ΔrGOx/Red∘=nFEOx/Red∘\Delta_rG^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}=nFE^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}

$$\Delta_rG^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}=-nFE^\circ_{\mathrm{Ox/Red}}$$

Explication

La relation correcte associe l’enthalpie libre standard au potentiel standard via le nombre d’électrons et la constante de Faraday, avec un signe négatif. Diviser par nn ou remplacer FF par RTRT ne respecte pas cette relation thermodynamique.

15. Une réaction redox possède une constante d’équilibre standard K∘>1K^\circ>1. Quel signe l’enthalpie libre standard ΔrG∘\Delta_rG^\circ présente-t-elle à température donnée ?

Elle dépend du nombre d’électrons sans lien avec K∘K^\circ.
Elle est négative, car ln⁡K∘\ln K^\circ est positif.
Elle est positive, car K∘K^\circ dépasse l’unité.
Elle est nulle, car la réaction atteint l’équilibre.

Elle est négative, car $$\ln K^\circ$$ est positif.

Explication

La relation ΔrG∘=−RTln⁡K∘\Delta_rG^\circ=-RT\ln K^\circ donne une valeur négative lorsque K∘>1K^\circ>1, puisque ln⁡K∘\ln K^\circ est alors positif. Une constante supérieure à l’unité ne signifie donc pas que l’enthalpie libre standard est positive ou nulle.

16. Quelle succession d’opérations permet d’équilibrer correctement une équation d’oxydoréduction ?

Multiplier chaque demi-équation par la même valeur, puis équilibrer séparément les atomes
Équilibrer d’abord les charges globales, puis choisir les coefficients sans écrire les demi-équations
Additionner les demi-équations, puis ajuster les électrons après simplification des espèces communes
Équilibrer les demi-équations, égaliser les électrons échangés, puis les additionner

Équilibrer les demi-équations, égaliser les électrons échangés, puis les additionner

Explication

La méthode consiste à équilibrer séparément les deux demi-équations, à rendre identiques les nombres d’électrons échangés, puis à les additionner. Additionner avant d’égaliser les électrons ne garantit pas la conservation des charges.

17. Quelle différence distingue une réaction acide-base d’une réaction d’oxydoréduction ?

La première concerne des ions, tandis que la seconde concerne des molécules neutres.
La première modifie un nombre d’oxydation, tandis que la seconde conserve les charges.
La première transfère un proton, tandis que la seconde transfère des électrons.
La première transfère des électrons, tandis que la seconde transfère un proton.

La première transfère un proton, tandis que la seconde transfère des électrons.

Explication

Une réaction acide-base repose sur un transfert de proton, alors qu’une oxydoréduction repose sur un transfert d’électrons. La présence d’ions ou de molécules neutres ne suffit pas à distinguer ces deux types de réaction.

18. Quelle électrode sert de référence au couple H+/H2\mathrm{H^+/H_2} dans les conditions standard ?

L’électrode indicatrice de verre, de potentiel fixé par le pH
L’électrode à chlorure d’argent, de potentiel imposé par le métal
L’électrode standard à hydrogène, de potentiel nul par convention
L’électrode au calomel saturée, de potentiel nul par convention

L’électrode standard à hydrogène, de potentiel nul par convention

Explication

L’électrode standard à hydrogène est définie avec une activité unitaire, une pression de dihydrogène de 1 bar et un potentiel nul par convention. L’électrode au calomel est une électrode de référence pratique, mais elle ne définit pas le zéro de l’échelle des potentiels.

19. À 25 °C, comment les activités interviennent-elles dans le potentiel d’un couple Ox/Red\mathrm{Ox/Red} équilibré en milieu acide ?

Elles interviennent dans le terme n0,06log⁡(aOxaH3O+aRed)\frac{n}{0,06}\log\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}a_{\mathrm{H_3O^+}}}{a_{\mathrm{Red}}}\right) ajouté au potentiel standard.
Elles interviennent dans le terme 0,06n1log⁡(aOxaRedaH3O+)\frac{0,06n}{1}\log\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}a_{\mathrm{Red}}}{a_{\mathrm{H_3O^+}}}\right) ajouté au potentiel standard.
Elles interviennent dans le terme 0,06nlog⁡(aOxaH3O+aRed)\frac{0,06}{n}\log\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}a_{\mathrm{H_3O^+}}}{a_{\mathrm{Red}}}\right) ajouté au potentiel standard.
Elles interviennent dans le terme 0,06nlog⁡(aRedaOxaH3O+)\frac{0,06}{n}\log\left(\frac{a_{\mathrm{Red}}}{a_{\mathrm{Ox}}a_{\mathrm{H_3O^+}}}\right) ajouté au potentiel standard.

Elles interviennent dans le terme $$\frac{0,06}{n}\log\left(\frac{a_{\mathrm{Ox}}a_{\mathrm{H_3O^+}}}{a_{\mathrm{Red}}}\right)$$ ajouté au potentiel standard.

Explication

L’équation de Nernst ajoute à E∘E^\circ un terme logarithmique contenant le quotient aOxaH3O+/aReda_{\mathrm{Ox}}a_{\mathrm{H_3O^+}}/a_{\mathrm{Red}} et le facteur 0,06/n0,06/n. Inverser le quotient ou remplacer ce facteur modifierait le signe ou l’amplitude de la correction.

20. Un élément voit son nombre d’oxydation diminuer de +VI+\mathrm{VI} à +II+\mathrm{II} dans une demi-équation : combien d’électrons sont échangés pour chaque atome de cet élément ?

Deux électrons gagnés.
Quatre électrons perdus.
Deux électrons perdus.
Quatre électrons gagnés.

Quatre électrons gagnés.

Explication

La variation absolue du nombre d’oxydation est ∣+II−+VI∣=4|+\mathrm{II}-+\mathrm{VI}|=4, donc quatre électrons sont échangés. Comme le nombre d’oxydation diminue, l’élément gagne ces électrons et subit une réduction.

21. Quelle distinction décrit correctement le potentiel standard et le potentiel d’électrode d’un couple redox ?

Le potentiel d’électrode est défini avec l’électrode à hydrogène, tandis que le potentiel standard ne l’utilise pas.
Les deux potentiels sont identiques dès que la température est maintenue à 25 °C.
Le potentiel standard dépend des activités réelles, tandis que le potentiel d’électrode est fixé par les états standard.
Le potentiel standard correspond aux états standard, tandis que le potentiel d’électrode dépend aussi des activités réelles.

Le potentiel standard correspond aux états standard, tandis que le potentiel d’électrode dépend aussi des activités réelles.

Explication

Le potentiel standard est mesuré lorsque les constituants du couple sont dans leur état standard, alors que le potentiel d’électrode varie avec les activités effectives. La température de 25 °C ne suffit donc pas à rendre les deux grandeurs identiques.

22. Une pile possède des jonctions électrolytiques idéales et des potentiels d’électrode E(cathode)=0,80 VE(\mathrm{cathode})=0{,}80\ \mathrm{V} et E(anode)=−0,76 VE(\mathrm{anode})=-0{,}76\ \mathrm{V}. Quelle est sa tension à vide ?

e=1,56 Ve=1{,}56\ \mathrm{V}
e=0,04 Ve=0{,}04\ \mathrm{V}
e=−0,04 Ve=-0{,}04\ \mathrm{V}
e=−1,56 Ve=-1{,}56\ \mathrm{V}

$$e=1{,}56\ \mathrm{V}$$

Explication

La tension à vide se calcule par e=E(cathode)−E(anode)e=E(\mathrm{cathode})-E(\mathrm{anode}), soit 0,80−(−0,76)=1,56 V0{,}80-(-0{,}76)=1{,}56\ \mathrm{V}. Soustraire les valeurs dans l’ordre inverse donnerait un signe incorrect pour une pile fonctionnant spontanément.

23. Lors du dosage des ions Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} par les ions permanganate en milieu acide, quelle réaction et quelle constante d’équilibre sont associées au dosage ?

MnO4−+5Fe3++8H+→Mn2++5Fe2++4H2O\mathrm{MnO_4^-+5Fe^{3+}+8H^+\rightarrow Mn^{2+}+5Fe^{2+}+4H_2O}, avec K=4,6×10−61K=4,6\times10^{-61} à 25 °C
2MnO4−+5Fe2++8H+→2Mn2++5Fe3++4H2O\mathrm{2MnO_4^-+5Fe^{2+}+8H^+\rightarrow 2Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_2O}, avec K=4,6×1061K=4,6\times10^{61} à 25 °C
MnO4−+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O\mathrm{MnO_4^-+5Fe^{2+}+8H^+\rightarrow Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_2O}, avec K=4,6×1061K=4,6\times10^{61} à 25 °C
MnO4−+Fe2++4H+→Mn2++Fe3++2H2O\mathrm{MnO_4^-+Fe^{2+}+4H^+\rightarrow Mn^{2+}+Fe^{3+}+2H_2O}, avec K=4,6×106K=4,6\times10^{6} à 25 °C

$$\mathrm{MnO_4^-+5Fe^{2+}+8H^+\rightarrow Mn^{2+}+5Fe^{3+}+4H_2O}$$, avec $$K=4,6\times10^{61}$$ à 25 °C

Explication

En milieu acide, le permanganate est réduit en Mn2+\mathrm{Mn^{2+}} et cinq ions Fe2+\mathrm{Fe^{2+}} sont oxydés en Fe3+\mathrm{Fe^{3+}}, avec huit ions H+\mathrm{H^+} consommés. La constante très élevée, 4,6×10614,6\times10^{61}, traduit le caractère fortement favorable de cette réaction dans le sens écrit.

24. Pourquoi la réaction entre le zinc métallique et les ions cuivre(II) est-elle favorable dans les conditions standard ?

Les deux métaux ont la même aptitude redox, mais leurs ions réagissent grâce à leur charge opposée.
Le zinc est le meilleur oxydant et les ions cuivre(II) sont les meilleurs réducteurs parmi les deux couples considérés.
Le cuivre métallique est le meilleur réducteur et les ions zinc(II) sont les meilleurs oxydants parmi les deux couples considérés.
Le zinc est le meilleur réducteur et les ions cuivre(II) sont les meilleurs oxydants parmi les deux couples considérés.

Le zinc est le meilleur réducteur et les ions cuivre(II) sont les meilleurs oxydants parmi les deux couples considérés.

Explication

Le zinc cède plus facilement des électrons que le cuivre, tandis que les ions cuivre(II) les acceptent plus facilement que les ions zinc(II). La réaction favorable est donc la réduction de Cu2+\mathrm{Cu^{2+}} par Zn\mathrm{Zn}, et non l’inverse.

25. Quelle répartition des transformations et des polarités caractérise les électrodes d’une pile ?

L’anode est le siège de la réduction et constitue le pôle positif, tandis que la cathode est le siège de l’oxydation et constitue le pôle négatif
L’anode et la cathode sont toutes deux des pôles positifs, la réduction étant déterminée par le circuit extérieur
L’anode et la cathode sont toutes deux des pôles négatifs, l’oxydation dépendant de la concentration en ions
L’anode est le siège de l’oxydation et constitue le pôle négatif, tandis que la cathode est le siège de la réduction et constitue le pôle positif

L’anode est le siège de l’oxydation et constitue le pôle négatif, tandis que la cathode est le siège de la réduction et constitue le pôle positif

Explication

Dans une pile, l’oxydation se produit à l’anode négative et la réduction à la cathode positive. La confusion la plus fréquente consiste à inverser les polarités de l’anode et de la cathode, alors que les définitions oxydation-anode et réduction-cathode restent liées.

26. Lorsqu’une espèce chimique cède des électrons au cours d’une réaction, quel rôle joue-t-elle ?

Elle joue le rôle de base et capte un proton.
Elle joue le rôle d’oxydant et subit une réduction.
Elle joue le rôle de réducteur et subit une oxydation.
Elle joue le rôle d’acide et cède un proton.

Elle joue le rôle de réducteur et subit une oxydation.

Explication

Une espèce qui cède des électrons est un réducteur, et cette perte d’électrons correspond à une oxydation. Le caractère d’acide ou de base dépend d’un transfert de protons, pas d’électrons.

27. Comment note-t-on conventionnellement un couple formé par un oxydant et son réducteur conjugué ?

Ox−Red, en séparant les espèces par une liaison électronique.
Ox + Red, sans ordre conventionnel entre les espèces.
Red/Ox, avec le réducteur écrit avant l’oxydant.
Ox/Red, avec l’oxydant écrit avant le réducteur.

Ox/Red, avec l’oxydant écrit avant le réducteur.

Explication

Un couple oxydant-réducteur se note Ox/Red, l’oxydant précédant son réducteur conjugué. L’écriture Red/Ox inverse la convention demandée pour représenter le couple.

28. Que se passe-t-il lorsque deux espèces oxydante et réductrice ne possèdent aucun domaine de stabilité commun ?

Elles atteignent une égalité de potentiel sans modifier leurs compositions chimiques.
Elles forment nécessairement un précipité avant toute transformation redox.
Elles réagissent selon une transformation thermodynamiquement favorisée.
Elles restent dans leurs formes initiales selon une transformation thermodynamiquement défavorisée.

Elles réagissent selon une transformation thermodynamiquement favorisée.

Explication

L’absence de domaine de stabilité commun signifie que les deux espèces ne peuvent pas coexister durablement dans ces conditions et qu’une réaction redox est thermodynamiquement favorisée. Une égalité de potentiel caractérise plutôt une situation d’équilibre, pas l’absence de stabilité commune.

29. Comment choisit-on une électrode indicatrice lors d’une mesure potentiométrique ?

En fonction de la pression gazeuse imposée dans le compartiment de référence
En fonction de la réaction de l’électrode de référence avec le solvant utilisé
En fonction de l’espèce chimique dont le potentiel doit être mesuré ou suivi
En fonction du besoin de maintenir un potentiel indépendant de l’espèce étudiée

En fonction de l’espèce chimique dont le potentiel doit être mesuré ou suivi

Explication

L’électrode indicatrice est sélectionnée pour répondre au potentiel de l’espèce chimique suivie. Le maintien d’un potentiel indépendant relève plutôt du rôle de l’électrode de référence.

30. Quelle fonction définit une pile électrochimique ?

Convertir l’énergie chimique d’une réaction redox spontanée en énergie électrique fournie à un circuit extérieur
Stocker des électrons dans une solution sans faire intervenir de transformation chimique spontanée
Convertir l’énergie électrique reçue d’un générateur en énergie chimique grâce à une réaction redox imposée
Produire une tension par déplacement d’ions dans un électrolyte dépourvu de réaction d’oxydoréduction

Convertir l’énergie chimique d’une réaction redox spontanée en énergie électrique fournie à un circuit extérieur

Explication

Une pile exploite une réaction d’oxydoréduction spontanée pour fournir de l’énergie électrique au circuit extérieur. Un dispositif qui impose une réaction chimique grâce à une source électrique correspond plutôt à une cellule électrolytique.

31. Dans la pile Daniell, quelle association entre électrode, transformation et polarité est correcte ?

Le cuivre s’oxyde à l’électrode négative et les ions zinc(II) se réduisent à l’électrode positive
Le zinc s’oxyde à l’électrode négative et les ions cuivre(II) se réduisent à l’électrode positive
Le zinc se réduit à l’électrode positive et les ions cuivre(II) s’oxydent à l’électrode négative
Les ions zinc(II) se réduisent à l’électrode négative tandis que le cuivre métallique s’oxyde à l’électrode positive

Le zinc s’oxyde à l’électrode négative et les ions cuivre(II) se réduisent à l’électrode positive

Explication

Dans la pile Daniell, le zinc métallique s’oxyde en ions zinc(II) à l’électrode négative, tandis que les ions cuivre(II) se réduisent en cuivre à l’électrode positive. La confusion vient souvent de l’association erronée entre le métal cuivre et le siège de l’oxydation.

32. Quel est le rôle principal d’une jonction électrolytique dans une pile ?

Séparer les électrodes afin d’empêcher toute circulation de charges entre les deux compartiments
Conduire les ions entre les demi-piles sans les mélanger et maintenir la neutralité électrique des solutions
Conduire les électrons entre les électrodes tout en empêchant le passage des ions dans les solutions
Déclencher directement l’oxydation à l’anode en fournissant l’énergie nécessaire à la réaction redox

Conduire les ions entre les demi-piles sans les mélanger et maintenir la neutralité électrique des solutions

Explication

La jonction électrolytique permet le déplacement des ions entre les demi-piles, limite leur mélange direct et préserve l’électroneutralité des solutions. Le circuit extérieur, et non la jonction, assure la conduction des électrons.

33. Quelle situation correspond à une dismutation d’un ampholyte redox ?

Deux espèces portant des nombres d’oxydation différents forment une seule espèce d’oxydation intermédiaire
Une espèce échange des protons avec une autre sans modification de son nombre d’oxydation
Une même espèce réagit avec elle-même et un même élément est à la fois oxydé et réduit
Un réducteur cède des électrons à l’oxydant d’un couple redox distinct

Une même espèce réagit avec elle-même et un même élément est à la fois oxydé et réduit

Explication

Dans une dismutation, une seule espèce initiale réagit avec elle-même : le nombre d’oxydation d’un élément augmente dans une partie de la réaction et diminue dans l’autre. La formation d’un nombre d’oxydation intermédiaire à partir de deux états distincts décrit une médiamutation.

Révisez avec les flashcards

Mémorisez les réponses avec 67 flashcards sur Réactions d’oxydoréduction et piles.

Qu'est-ce qu'un oxydant en chimie?

Une espèce capable de capter des électrons et subissant une réduction.

Qu'est-ce qu'un réducteur en chimie?

Une espèce capable de céder des électrons et subissant une oxydation.

Comment s'écrit un couple oxydant-réducteur?

Il s'écrit Ox/Red.

Voir les flashcards →

Approfondir avec la fiche

Consultez la fiche de révision complète sur Réactions d’oxydoréduction et piles.

Voir la fiche →

Cours similaires

Corrélation et régression linéaire

Mathématiques

Analyse physique des systèmes chimiques

Chimie

Conception d’un objet technique

Nombres et intervalles

Mathématiques

Mesure et analyse des circuits électriques

Physique

Chemical Kinetics

Chimie

Crée tes propres QCM

Importe ton cours et l'IA génère des QCM avec corrections en 30 secondes.

Générateur de QCM