Fiche de révision : Les Réactions d'Oxydoréduction
Les réactions d'oxydoréduction sont omniprésentes en chimie et dans les applications technologiques. Couples redox, piles et électrolyse sont des notions fondamentales du bac Physique-Chimie Terminale.
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Un oxydant est une espèce qui capte des électrons (il est réduit). Un réducteur est une espèce qui cède des électrons (il est oxydé). Un couple redox (ox/red) est défini par la demi-équation : ox + n·e⁻ ⇌ red. Exemples : Cu+/Cu, Fe+/Fe+, MnO4−/Mn+, I₂/I⁻. Le sens de la réaction est déterminé par les potentiels standard.
Question probable
Écrire les demi-équations redox pour les couples Cu+/Cu et Zn+/Zn, puis équilibrer la réaction globale.
Réponse
→Réduction : Cu+ + 2e⁻ → Cu (oxydant capte 2e⁻). Oxydation : Zn → Zn+ + 2e⁻ (réducteur cède 2e⁻). Réaction globale : Cu+ + Zn → Cu + Zn+ (équilibre en charges et en atomes). Le zinc se dissout et le cuivre se dépose. C'est la réaction dans une pile zinc-cuivre (pile Daniell).
Mnémotechnique
Oxydant = capte e⁻ (réduit). Réducteur = cède e⁻ (oxydé). OIL RIG : Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (d'électrons). Couple : ox + ne⁻ ⇌ red.
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PHY
Le nombre d'oxydation
Définition
Le nombre d'oxydation (n.o.) est une charge fictive attribuée à chaque atome selon des règles conventionnelles. Règles clés : élément pur → n.o. = 0 ; O → n.o. = −2 (sauf peroxydes) ; H → n.o. = +1 (sauf hydrures) ; somme des n.o. = charge de l'espèce. Oxydation : n.o. augmente. Réduction : n.o. diminue.
Question probable
Déterminer le nombre d'oxydation du manganèse dans KMnO₄ et MnO₂.
Réponse
→KMnO₄ : K a n.o. = +1, O a n.o. = −2. Somme = 0 → +1 + n.o.(Mn) + 4×(−2) = 0 → n.o.(Mn) = +7. MnO₂ : n.o.(Mn) + 2×(−2) = 0 → n.o.(Mn) = +4. Dans la réduction MnO₄⁻ → Mn+, le n.o. passe de +7 à +2 : gain de 5 électrons. Le permanganate est un oxydant puissant.
Mnémotechnique
n.o.(O) = −2, n.o.(H) = +1 en général. Somme des n.o. = charge totale. Oxydation → n.o. augmente. Réduction → n.o. diminue. "Ox = perd, Red = gagne" (électrons).
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PHY
Les piles électrochimiques
Définition
Une pile convertit l'énergie chimique en énergie électrique. Elle est composée de deux demi-piles (électrodes) reliées par un pont salin. Anode (électrode négative) : oxydation (perte d'e⁻). Cathode (électrode positive) : réduction (gain d'e⁻). La f.e.m. (force électromotrice) E_pile = E_cathode − E_anode = E°(ox) − E°(red) (en convention).
Question probable
Décrire le fonctionnement de la pile Daniell (Zn/Zn+ || Cu+/Cu) et calculer sa f.e.m. (E°(Cu+/Cu) = +0,34 V, E°(Zn+/Zn) = −0,76 V).
Réponse
→Anode (Zn) : Zn → Zn+ + 2e⁻ (oxydation, électrode négative). Cathode (Cu) : Cu+ + 2e⁻ → Cu (réduction, électrode positive). Les électrons circulent de l'anode vers la cathode dans le circuit externe. Le pont salin assure la neutralité électrique des solutions. f.e.m. : E_pile = E°(cathode) − E°(anode) = E°(Cu+/Cu) − E°(Zn+/Zn) = 0,34 − (−0,76) = +1,10 V.
Mnémotechnique
Pile : Anode (−) = oxydation. Cathode (+) = réduction. e⁻ vont de − vers + (externe). f.e.m. = E°(cathode) − E°(anode). "RED CAT, AN OX" : réduction à la cathode, oxydation à l'anode.
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PHY
L'électrolyse
Définition
L'électrolyse utilise l'énergie électrique pour forcer une réaction chimique non spontanée. Un générateur impose un courant : à la cathode (reliée au pôle −), réduction forcée ; à l'anode (reliée au pôle +), oxydation forcée. La loi de Faraday relie la masse déposée m à la charge électrique Q : m = (M·Q)/(n·F), où F = 96 485 C·mol⁻^1.
Question probable
On électrolyse une solution de CuSO₄ pendant 30 min avec un courant I = 2 A. Calculer la masse de cuivre déposée à la cathode (M(Cu) = 64 g·mol⁻^1, n = 2).
Réponse
→Charge électrique : Q = I·t = 2 × (30 × 60) = 3 600 C. Demi-équation cathodique : Cu+ + 2e⁻ → Cu (n = 2 e⁻ par atome). Loi de Faraday : m = (M·Q)/(n·F) = (64 × 3 600)/(2 × 96 485) = 230 400/192 970 ≈ 1,19 g de Cu déposé.
Mnémotechnique
Électrolyse : courant forcé → réaction non spontanée. Cathode (−) → réduction. Anode (+) → oxydation. Faraday : m = MQ/(nF). Q = I·t. F ≈ 96 500 C·mol⁻^1.
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PHY
Le potentiel standard et la spontanéité
Définition
Le potentiel standard de réduction E° (en volts) classe les couples redox selon leur pouvoir oxydant. Plus E° est élevé, plus l'oxydant est fort. Une réaction redox est spontanée si \DeltaE° = E°(oxydant) − E°(réducteur) > 0. On utilise la règle du gamma (γ) : l'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort.
Question probable
Déterminer si la réaction entre Fe+ et I⁻ est spontanée. E°(Fe+/Fe+) = +0,77 V, E°(I₂/I⁻) = +0,54 V.
Réponse
→Oxydant le plus fort : Fe+ (E° = +0,77 V > +0,54 V). Réducteur le plus fort : I⁻ (couple I₂/I⁻, E° plus bas). Réaction spontanée : 2Fe+ + 2I⁻ → 2Fe+ + I₂. \DeltaE° = E°(Fe+/Fe+) − E°(I₂/I⁻) = 0,77 − 0,54 = +0,23 V > 0 → réaction spontanée. Vérification : oxydant fort + réducteur fort → spontané.
Mnémotechnique
E° élevé → oxydant fort. Spontané si \DeltaE° > 0. Règle γ : oxydant le plus fort réagit avec réducteur le plus fort. "Le plus fort gagne toujours."
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