Chimie · Prépa concours post-bac — CPGE (dossier & entretien)

Réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

Définition : Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un réducteur (donneur) et un oxydant (accepteur).
Couple Redox : Noté $Ox/Red$ , lié par la demi-équation : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$ .
Degré d'oxydation (d.o.) : Charge fictive d'un atome dans une molécule. La somme des d.o. dans une molécule neutre est nulle.
Équation de Nernst : Pour un couple $Ox/Red$ à 25°C : $E = E^0(Ox/Red) + \frac{0,059}{n} \log \frac{[Ox]}{[Red]}$ .
Condition de spontanéité : Une réaction est spontanée si $K > 1$ ou si $\Delta_r G < 0$ . On utilise la règle du "gamma" sur l'échelle des potentiels.

Méthodes à maîtriser

Équilibrer une demi-équation : 1. Équilibrer l'élément central ; 2. Équilibrer l'oxygène avec $H_2O$ ; 3. Équilibrer l'hydrogène avec $H^+$ ; 4. Équilibrer la charge avec $e^-$ .
Calcul de la constante d'équilibre : $K = 10^{\frac{n(E^0_1 - E^0_2)}{0,059}}$ .
Schéma d'une pile : Toujours écrire l'anode (oxydation) à gauche et la cathode (réduction) à droite.

Exemples corrigés

Exemple : Équilibrer $MnO_4^- / Mn^{2+}$ . $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ .
Calcul de $K$ : Pour $Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}$ , avec $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34V$ et $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76V$ . $E^0_{cat} - E^0_{an} = 0,34 - (-0,76) = 1,1V$ . $K = 10^{\frac{2 \times 1,1}{0,059}} \approx 10^{37}$ .

Erreurs fréquentes

Oublier de multiplier les demi-équations par les coefficients pour que le nombre d'électrons soit identique.
Inverser l'anode et la cathode dans le calcul de la f.é.m ( $E_{cathode} - E_{anode}$ ).
Oublier les ions $H^+$ en milieu acide.

L'essentiel du cours

Définition : Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un réducteur (donneur) et un oxydant (accepteur).
Couple Redox : Noté $Ox/Red$, lié par la demi-équation : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$.
Degré d'oxydation (d.o.) : Charge fictive d'un atome dans une molécule. La somme des d.o. dans une molécule neutre est nulle.
Équation de Nernst : Pour un couple $Ox/Red$ à 25°C : $E = E^0(Ox/Red) + \frac{0,059}{n} \log \frac{[Ox]}{[Red]}$.
Condition de spontanéité : Une réaction est spontanée si $K > 1$ ou si $\Delta_r G < 0$. On utilise la règle du "gamma" sur l'échelle des potentiels.

Méthodes à maîtriser

Équilibrer une demi-équation : 1. Équilibrer l'élément central ; 2. Équilibrer l'oxygène avec $H_2O$ ; 3. Équilibrer l'hydrogène avec $H^+$ ; 4. Équilibrer la charge avec $e^-$.
Calcul de la constante d'équilibre : $K = 10^{\frac{n(E^0_1 - E^0_2)}{0,059}}$.
Schéma d'une pile : Toujours écrire l'anode (oxydation) à gauche et la cathode (réduction) à droite.

Exemples corrigés

Exemple : Équilibrer $MnO_4^- / Mn^{2+}$. $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$.
Calcul de $K$ : Pour $Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}$, avec $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34V$ et $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76V$. $E^0_{cat} - E^0_{an} = 0,34 - (-0,76) = 1,1V$. $K = 10^{\frac{2 \times 1,1}{0,059}} \approx 10^{37}$.

Erreurs fréquentes

Oublier de multiplier les demi-équations par les coefficients pour que le nombre d'électrons soit identique.
Inverser l'anode et la cathode dans le calcul de la f.é.m ($E_{cathode} - E_{anode}$).
Oublier les ions $H^+$ en milieu acide.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse

1/4

Quel est le d.o. du chlore dans $HClO_4$ ?

❓ Questions fréquentes

Comment savoir si une réaction est spontanée ?

Calcule la constante d'équilibre $K$ de la réaction.
Si $K > 10^4$ , la réaction est considérée comme totale et spontanée.
Sinon, compare les potentiels standards : l'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort (règle du gamma).

💡 À retenir : La réaction spontanée est celle qui fait réagir l'oxydant du couple de potentiel le plus élevé avec le réducteur du couple de potentiel le plus bas.

Calcule la constante d'équilibre $K$ de la réaction.
Si $K > 10^4$, la réaction est considérée comme totale et spontanée.
Sinon, compare les potentiels standards : l'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort (règle du gamma).

💡 À retenir : La réaction spontanée est celle qui fait réagir l'oxydant du couple de potentiel le plus élevé avec le réducteur du couple de potentiel le plus bas.

Kifach n7seb le degré d'oxydation dyal chi atome f chi molecule ?

La somme des d.o. dans une molécule neutre est 0.
L'oxygène est généralement -II, l'hydrogène +I.
Pose l'équation : $\sum (d.o.) = 0$ .
Exemple pour $MnO_4^-$ : $x + 4(-2) = -1 \Rightarrow x = +7$ .

💡 À retenir : Le d.o. est une valeur algébrique, n'oublie jamais le signe + ou -.

La somme des d.o. dans une molécule neutre est 0.
L'oxygène est généralement -II, l'hydrogène +I.
Pose l'équation : $\sum (d.o.) = 0$.
Exemple pour $MnO_4^-$ : $x + 4(-2) = -1 \Rightarrow x = +7$.

💡 À retenir : Le d.o. est une valeur algébrique, n'oublie jamais le signe + ou -.

Est-ce que le potentiel standard dépend de la concentration ?

Non, le potentiel standard ( $E^0$ ) est une constante caractéristique du couple à une température donnée. Par contre, le potentiel réel ( $E$ ) dépend des concentrations via la relation de Nernst.

💡 À retenir : $E^0$ est fixe, $E$ varie.

Non, le potentiel standard ($E^0$) est une constante caractéristique du couple à une température donnée. Par contre, le potentiel réel ($E$) dépend des concentrations via la relation de Nernst.

💡 À retenir : $E^0$ est fixe, $E$ varie.

Chno hiya l'utilité dyal l'pont salin f l'pile ?

Le pont salin sert à assurer la neutralité électrique des deux demi-piles en permettant le passage des ions, tout en évitant le mélange direct des solutions.

💡 À retenir : Sans pont salin, le courant ne circule pas.

Pourquoi on utilise H^+ dans les demi-équations ?

Les réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse se font souvent en milieu acide. Les ions $H^+$ participent à l'équilibre chimique pour conserver la matière et la charge.

💡 À retenir : Si le milieu est basique, on ajoute $OH^-$ pour neutraliser les $H^+$ .

Les réactions d'oxydoréduction en solution aqueuse se font souvent en milieu acide. Les ions $H^+$ participent à l'équilibre chimique pour conserver la matière et la charge.

💡 À retenir : Si le milieu est basique, on ajoute $OH^-$ pour neutraliser les $H^+$.

Kifach n3ref chkoun li anode w chkoun li cathode ?

L'anode est le siège de l'oxydation (perte d'électrons).
La cathode est le siège de la réduction (gain d'électrons).
Dans une pile, l'anode est le pôle négatif et la cathode le pôle positif.

💡 À retenir : "Anode-Oxydation" (les deux commencent par une voyelle) et "Cathode-Réduction" (les deux commencent par une consonne).

Quelle est la différence entre une pile et une électrolyse ?

La pile transforme l'énergie chimique en énergie électrique (spontanée). L'électrolyse utilise l'énergie électrique pour forcer une réaction chimique non spontanée.

💡 À retenir : Pile = générateur, Électrolyse = récepteur.

Le d.o. peut-il être une fraction ?

Oui, dans certains cas comme dans la magnétite $Fe_3O_4$ , le d.o. moyen du fer est de $8/3$ . C'est une valeur statistique.

💡 À retenir : Le d.o. est souvent entier, mais pas toujours.

Oui, dans certains cas comme dans la magnétite $Fe_3O_4$, le d.o. moyen du fer est de $8/3$. C'est une valeur statistique.

💡 À retenir : Le d.o. est souvent entier, mais pas toujours.

Est-ce que l'eau peut être un oxydant ?

Oui, l'eau peut être un oxydant dans le couple $H_2O/H_2$ ou un réducteur dans le couple $O_2/H_2O$ .

💡 À retenir : L'eau est une espèce amphotère en oxydoréduction.

Oui, l'eau peut être un oxydant dans le couple $H_2O/H_2$ ou un réducteur dans le couple $O_2/H_2O$.

💡 À retenir : L'eau est une espèce amphotère en oxydoréduction.

Comment équilibrer une réaction en milieu basique ?

Équilibre comme en milieu acide avec $H^+$ .
Ajoute autant de $OH^-$ que de $H^+$ des deux côtés.
Transforme $H^+ + OH^-$ en $H_2O$ et simplifie.

💡 À retenir : Le résultat final ne doit plus contenir de $H^+$ .

Équilibre comme en milieu acide avec $H^+$.
Ajoute autant de $OH^-$ que de $H^+$ des deux côtés.
Transforme $H^+ + OH^-$ en $H_2O$ et simplifie.

💡 À retenir : Le résultat final ne doit plus contenir de $H^+$.

Pourquoi on utilise des électrodes de platine ?

On utilise le platine car c'est un métal inerte qui conduit le courant sans participer à la réaction chimique. Il sert de support pour les couples où les deux espèces sont en solution.

💡 À retenir : Le platine est un conducteur inerte.

Est-ce que la température influence la constante d'équilibre ?

Oui, car le terme $0,059$ dans la formule de Nernst est en réalité $\frac{RT \ln 10}{F}$ . Si la température change, $K$ change.

💡 À retenir : $K$ dépend de la température.

Oui, car le terme $0,059$ dans la formule de Nernst est en réalité $\frac{RT \ln 10}{F}$. Si la température change, $K$ change.

💡 À retenir : $K$ dépend de la température.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère la pile constituée des couples $Ag^+/Ag$ et $Cu^{2+}/Cu$ .

Écrire l'équation de la réaction de fonctionnement.
Calculer la constante d'équilibre $K$ à 25°C. Données : $E^0(Ag^+/Ag) = 0,80V$ ; $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34V$ .

Exercice 1

On considère la pile constituée des couples $Ag^+/Ag$ et $Cu^{2+}/Cu$.

Écrire l'équation de la réaction de fonctionnement.
Calculer la constante d'équilibre $K$ à 25°C. Données : $E^0(Ag^+/Ag) = 0,80V$ ; $E^0(Cu^{2+}/Cu) = 0,34V$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 2

Équilibrer l'équation suivante en milieu acide : $Cr_2O_7^{2-} + Fe^{2+} \rightarrow Cr^{3+} + Fe^{3+}$ .

Exercice 2

Équilibrer l'équation suivante en milieu acide : $Cr_2O_7^{2-} + Fe^{2+} \rightarrow Cr^{3+} + Fe^{3+}$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

Exercice 3

Déterminer le d.o. du soufre dans $SO_4^{2-}$ et $H_2S$ .

Exercice 3

Déterminer le d.o. du soufre dans $SO_4^{2-}$ et $H_2S$.

Voir la correction détaillée : inscription gratuite

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