Réactions d'oxydo-réduction

Vue d'ensemble

Les réactions d'oxydo-réduction (rédox) sont l'un des trois grands chapitres de réactivité chimique de MPSI, à côté de l'acido-basicité et de la précipitation / complexation. Le point clé : on suit non plus des protons H⁺ mais des électrons. Cette fiche regroupe les 6 définitions fondamentales, les 5 résultats incontournables (dont la formule de Nernst et la règle du gamma), les 3 démonstrations à savoir refaire et les pièges qui font perdre des points en DS et en khôlle.

Au programme MPSI (officiel) — Couple oxydant/réducteur, demi-équation électronique, nombre d'oxydation, équilibrage d'une équation rédox en milieu acide et en milieu basique, réactions de dismutation et de médiamutation, pile électrochimique (anode, cathode, pont salin, FEM), potentiel d'électrode, formule de Nernst, prévision du sens d'évolution thermodynamique (règle du gamma).

Prérequis

Configuration électronique d'un atome et structure de Lewis (chap 11)
Notion d'avancement $ξ$ , de quotient réactionnel $Q_{r}$ et de constante d'équilibre $K$
Loi d'action de masse et critère d'évolution spontanée $Q_r < K \Rightarrow$ réaction directe

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1. Définitions essentielles

Définition 1.1 — Oxydant, réducteur

Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons. C'est un accepteur d'électrons.
Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons. C'est un donneur d'électrons.

Mnémo culte : « OA » = Oxydant Accepte, « RD » = Réducteur Donne. Une oxydation est une perte d'électrons (le réducteur s'oxyde), une réduction est un gain d'électrons (l'oxydant se réduit).

Définition 1.2 — Couple oxydant/réducteur (Ox/Red)

Un couple rédox Ox/Red est l'association d'un oxydant Ox et de son réducteur conjugué Red, reliés par la demi-équation électronique :

Ox + n e^{-} ⇌ Red

où $n \in N^{*}$ est le nombre d'électrons échangés. Exemples canoniques à connaître par cœur : Cu²⁺/Cu ( $n = 2$ ), Zn²⁺/Zn ( $n = 2$ ), Fe³⁺/Fe²⁺ ( $n = 1$ ), H⁺/H₂ ( $n = 2$ , couple de référence), MnO₄⁻/Mn²⁺ ( $n = 5$ , milieu acide).

Définition 1.3 — Nombre d'oxydation (n.o.)

Le nombre d'oxydation (noté n.o. ou $n.o.$ , parfois en chiffres romains) d'un élément dans une espèce chimique est la charge fictive qu'aurait l'atome si toutes les liaisons étaient ioniques et que les électrons de chaque liaison étaient attribués à l'atome le plus électronégatif.

Règles de calcul (par ordre de priorité décroissante) :

Corps simple (Cu, O₂, H₂…) : n.o. = 0.
Ion monoatomique : n.o. = charge de l'ion (n.o.(Na⁺) = +I, n.o.(Cl⁻) = −I).
n.o.(F) = −I dans toutes ses combinaisons.
n.o.(O) = −II en général (sauf peroxydes H₂O₂ : −I, superoxydes : −½, OF₂ : +II).
n.o.(H) = +I en général (sauf hydrures métalliques NaH, CaH₂ : −I).
Conservation de la charge : la somme des n.o. de tous les atomes d'une espèce est égale à sa charge globale (0 pour une molécule neutre).

💡 Exemple — n.o. dans MnO₄⁻ (ion permanganate). Soit

x

= n.o.(Mn). Avec n.o.(O) = −II et la charge globale −1 :

x + 4 \times (- 2) = - 1 ⟹ x = + 7 (soit +VII) .

Mn est donc au n.o. maximal : MnO₄⁻ est un oxydant très puissant. Idem pour Cr dans Cr₂O₇²⁻ :

2 x + 7 (- 2) = - 2 \Rightarrow x = + 6

(+VI).

Définition 1.4 — Oxydation et réduction (en termes de n.o.)

Une oxydation est une réaction au cours de laquelle le n.o. de l'élément augmente (perte d'électrons).
Une réduction est une réaction au cours de laquelle le n.o. de l'élément diminue (gain d'électrons).
Variation : $Δ (n.o.) = + n$ pour l'oxydé, $- n$ pour le réduit, avec $n$ = nombre d'électrons échangés.

⚠ Piège #1 du chapitre — confondre charge et n.o. Le n.o. est une fiction comptable, ce n'est pas une charge réelle. Dans H₂O, n.o.(H) = +I mais H ne porte pas une charge +1 réelle (l'eau est neutre, la liaison O−H est polarisée mais covalente). Cette fiction sert uniquement à repérer les transferts d'électrons et à équilibrer les demi-équations.

Définition 1.5 — Dismutation et médiamutation

Dismutation : un même élément, à un n.o. intermédiaire, joue simultanément le rôle d'oxydant et de réducteur. Une partie s'oxyde, l'autre se réduit. Exemple culte : 3 Cl₂ + 6 OH⁻ → 5 Cl⁻ + ClO₃⁻ + 3 H₂O (Cl passe de 0 à −I et de 0 à +V).
Médiamutation (ou rétrodismutation, ou comproportionation) : réaction inverse. Deux espèces d'un même élément, l'une à n.o. haut, l'autre à n.o. bas, se rencontrent pour donner une espèce à n.o. intermédiaire. Exemple : 5 Cl⁻ + ClO₃⁻ + 6 H⁺ → 3 Cl₂ + 3 H₂O.

Définition 1.6 — Électrolyse de l'eau

Sous l'action d'un courant électrique imposé (générateur extérieur), l'eau se décompose en dihydrogène et dioxygène selon la réaction globale :

2 H_{2} O ⟶ 2 H_{2} + O_{2} .

Demi-équations (en milieu acide) : à la cathode (réduction) 2 H⁺ + 2 e⁻ → H₂ ; à l'anode (oxydation) 2 H₂O → O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻. C'est une réaction non spontanée ( $\Delta_r G > 0$ ) forcée par le générateur.

2. Équilibrage d'une équation rédox

2.1 — Demi-équation en milieu acide

📐 Méthode-type — Équilibrer une demi-équation rédox en milieu acide (5 étapes, à savoir refaire).

Identifier l'élément échangé et équilibrer son stœchiométrie de chaque côté.
Équilibrer l'oxygène en ajoutant des molécules H₂O du côté qui en manque.
Équilibrer l'hydrogène en ajoutant des protons H⁺ du côté qui en manque.
Équilibrer les charges en ajoutant des électrons e⁻ du côté le plus positif (les e⁻ doivent toujours apparaître côté oxydant, c.-à-d. à gauche de la demi-équation Ox + n e⁻ → Red).
Vérification finale : nombres d'atomes et somme des charges identiques de chaque côté.

Théorème 2.1 — Demi-équation MnO₄⁻ / Mn²⁺ en milieu acide ★ À savoir démontrer

En milieu acide, la demi-équation du couple permanganate/manganèse(II) s'écrit :

MnO_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} ⇌ Mn^{2 +} + 4 H_{2} O .

Démonstration (méthode en 5 étapes appliquée pas à pas)

Étape 1 — Élément échangé. C'est le manganèse Mn. Il passe du n.o. +VII dans MnO₄⁻ ( $x + 4 (- 2) = - 1 \Rightarrow x = + 7$ ) au n.o. +II dans Mn²⁺. Variation : $Δ (n.o.) = - 5$ , donc 5 électrons sont captés (réduction). Stœchiométrie en Mn : 1 de chaque côté, OK.

Étape 2 — Équilibrer O. À gauche : 4 atomes d'oxygène (dans MnO₄⁻). À droite : 0. On ajoute 4 H₂O à droite : $MnO_{4}^{-} ⇌ Mn^{2 +} + 4 H_{2} O .$

Étape 3 — Équilibrer H. À gauche : 0 H. À droite : 8 H (dans les 4 H₂O). On ajoute 8 H⁺ à gauche : $MnO_{4}^{-} + 8 H^{+} ⇌ Mn^{2 +} + 4 H_{2} O .$

Étape 4 — Équilibrer les charges. Somme des charges à gauche : $- 1 + 8 \times (+ 1) = + 7$ . À droite : $+ 2 + 0 = + 2$ . Différence : 5 charges positives en trop à gauche. On ajoute 5 e⁻ à gauche : $MnO_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 e^{-} ⇌ Mn^{2 +} + 4 H_{2} O .$

Étape 5 — Vérification. Mn : 1 = 1 ✓. O : 4 = 4 ✓. H : 8 = 8 ✓. Charges : $- 1 + 8 - 5 = + 2 = + 2$ ✓. Et on retrouve bien $n = 5$ électrons, cohérent avec $Δ (n.o.) = 5$ . C'est terminé.

2.2 — Demi-équation en milieu basique

📐 Méthode-type — Équilibrer en milieu basique. On commence par équilibrer comme en milieu acide (avec H⁺), puis on « neutralise » les H⁺ en ajoutant autant d'OH⁻ des deux côtés, sachant que H⁺ + OH⁻ → H₂O. Les H₂O en excès s'éliminent en fin de bilan.

💡 Exemple — MnO₄⁻ / MnO₂ en milieu basique. Équilibrage en acide d'abord : MnO₄⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ ⇌ MnO₂ + 2 H₂O. On ajoute 4 OH⁻ de chaque côté :

MnO_{4}^{-} + 4 H^{+} + 4 OH^{-} + 3 e^{-} ⇌ MnO_{2} + 2 H_{2} O + 4 OH^{-} .

À gauche, 4 H⁺ + 4 OH⁻ = 4 H₂O. On simplifie les H₂O des deux côtés :

MnO_{4}^{-} + 2 H_{2} O + 3 e^{-} ⇌ MnO_{2} + 4 OH^{-} .

Vérification : Mn ✓, O (4+2 = 6 ; 2+4 = 6) ✓, H (4 = 4) ✓, charges (−1 − 3 = −4) ✓.

2.3 — Équation rédox bilan

Proposition 2.2 — Construction d'une équation rédox bilan

Une réaction d'oxydo-réduction met en jeu deux couples : Ox₁/Red₁ et Ox₂/Red₂. L'oxydant Ox₁ d'un couple oxyde le réducteur Red₂ de l'autre. Pour écrire l'équation bilan :

Écrire les deux demi-équations dans le sens où elles se produisent (Ox₁ + $n_{1}$ e⁻ → Red₁ pour la réduction ; Red₂ → Ox₂ + $n_{2}$ e⁻ pour l'oxydation).
Multiplier chaque demi-équation pour que le nombre d'électrons échangés soit le même (PPCM de $n_{1}$ et $n_{2}$ ).
Sommer membre à membre — les électrons disparaissent.
Simplifier si des espèces apparaissent des deux côtés (H₂O, H⁺…).

💡 Exemple canonique — MnO₄⁻ oxyde Fe²⁺ en milieu acide.

Couple 1 (réduction) : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O.
Couple 2 (oxydation) : Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ (multipliée par 5 pour égaler les e⁻).

MnO_{4}^{-} + 8 H^{+} + 5 Fe^{2 +} ⟶ Mn^{2 +} + 5 Fe^{3 +} + 4 H_{2} O .

Vérification rapide : Mn ✓, Fe ✓, O ✓, H ✓, charges (−1 + 8 + 10 = +17 ; +2 + 15 = +17) ✓.

⚠ Piège classique — oublier les H⁺ ou les H₂O. Beaucoup d'élèves écrivent « MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ » et perdent 2 points en DS. Sans H⁺ ni H₂O, ni les charges ni les atomes O ne sont équilibrés. Réflexe : chaque fois que tu vois un n.o. d'oxygène qui change (MnO₄⁻ → Mn²⁺), tu auras besoin de H₂O et de H⁺ (acide) ou OH⁻ (basique).

3. Piles électrochimiques

Définition 3.1 — Demi-pile, pile, pont salin

Une demi-pile est constituée d'une électrode (conducteur électronique) plongée dans une solution contenant le couple Ox/Red.
Une pile est l'association de deux demi-piles reliées par un pont salin (gel saturé d'un sel inerte type KCl ou KNO₃) et par un fil conducteur extérieur.
Le pont salin permet la circulation des ions et assure la neutralité électrique de chaque demi-pile sans mélanger les solutions.

Définition 3.2 — Anode et cathode

Anode = électrode siège de l'oxydation. Dans une pile (en fonctionnement spontané), c'est le pôle négatif (−), car les électrons y sont libérés et partent dans le circuit extérieur.
Cathode = électrode siège de la réduction. Dans une pile, c'est le pôle positif (+), où les électrons arrivent et sont consommés par l'oxydant.

Mnémo : « Anode = Anion attiré = oxydation ». Le courant conventionnel circule du + vers le − à l'extérieur, donc de la cathode vers l'anode — sens inverse des électrons.

⚠ Piège majeur — l'anode est-elle + ou − ? Dans une pile (fonctionnement spontané, l'énergie chimique fournit du courant) : anode = − (oxydation spontanée). Dans une électrolyse (fonctionnement forcé par un générateur extérieur) : anode = + (le générateur force l'oxydation à l'électrode reliée à son pôle +). L'oxydation se passe toujours à l'anode, mais le signe dépend du régime. À l'écrit, précise systématiquement « pile » ou « électrolyse ».

💡 Exemple emblématique — la pile Daniell.

Demi-pile gauche : électrode de Zn dans Zn²⁺(aq) → pôle négatif (anode), oxydation Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻.
Demi-pile droite : électrode de Cu dans Cu²⁺(aq) → pôle positif (cathode), réduction Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
Bilan : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, FEM ≈ +1,10 V à 25 °C, concentrations standard.

Représentation conventionnelle (de l'anode à la cathode, séparées par le pont salin) :

⊖ Zn ∣ Zn^{2 +} ∥ Cu^{2 +} ∣ Cu \oplus .

Définition 3.3 — Potentiel d'électrode, FEM

À chaque demi-pile est associé un potentiel d'électrode noté $E$ , mesuré en volts par rapport à l'électrode standard à hydrogène (ESH, couple H⁺/H₂, fixée à 0 V par convention). La force électromotrice de la pile, notée FEM ou $e$ , est la différence entre potentiel de la cathode et potentiel de l'anode :

FEM = E_{cathode} - E_{anode} > 0 (pile en fonctionnement spontan \overset{e}{ˊ}) .

Le potentiel standard $E^{\circ}$ (à 25 °C, pression standard 1 bar, activités unitaires) est tabulé : par exemple $E^{\circ} (Cu^{2 +} / Cu) = + 0, 34$ V, $E^{\circ} (Zn^{2 +} / Zn) = - 0, 76$ V, d'où FEM standard Daniell = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V.

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La pile Daniell est LE schéma qui revient en khôlle MPSI. Sens du courant, sens des électrons, sens des ions dans le pont salin, polarités : 4 pièges en un. En 1 séance avec un mentor Majorant alumni Mines ou Centrale, tu maîtrises le schéma type au tableau pour de bon.

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4. Formule de Nernst

Théorème 4.1 — Formule de Nernst ★ À savoir démontrer

Pour un couple Ox + $n$ e⁻ ⇌ Red, le potentiel d'électrode à la température $T$ est donné par :

E = E^{\circ} + \frac{R T}{n F} ln (\frac{a _{Ox}}{a _{Red}}),

où $R = 8, 314$ J·K⁻¹·mol⁻¹ est la constante des gaz parfaits, $F = 96485$ C·mol⁻¹ la constante de Faraday, $n$ le nombre d'électrons échangés et $a_{X}$ l'activité de l'espèce X (concentration en mol·L⁻¹ rapportée à 1 mol·L⁻¹ pour les solutés ; pression partielle en bar pour les gaz ; 1 pour les solides et solvants purs). À 25 °C ( $T = 298$ K), la formule se simplifie en :

E = E^{\circ} + \frac{0 , 059}{n} lo g (\frac{a _{Ox}}{a _{Red}}),

où log est le logarithme décimal.

Démonstration (énoncé seul — la dérivation thermodynamique complète est hors-prog MPSI)

L'idée — qu'il suffit de connaître en mots pour l'écrit MPSI — est la suivante. Pour une réaction de pile à l'équilibre électrochimique, l'enthalpie libre molaire de réaction s'écrit :

Δ_{r} G = Δ_{r} G^{\circ} + R T ln Q_{r},

où $Q_{r}$ est le quotient réactionnel. Le travail électrique réversible fourni par la pile est $W_{\overset{e}{ˊ} lec} = - n F e$ (avec $e$ la FEM), et l'identité thermodynamique $Δ_{r} G = - n F e$ (cas d'une transformation à $T$ et $P$ constants, hors-prog MPSI mais sera vu en 2ème année / PSI / PC) donne :

- n F E_{pile} = - n F E_{pile}^{\circ} + R T ln Q_{r},

soit, après division par $- n F$ et application à un seul couple Ox/Red :

E = E^{\circ} + \frac{R T}{n F} ln (\frac{a _{Ox}}{a _{Red}}) .

À retenir pour l'écrit MPSI : la formule, sa version à 25 °C avec le facteur 0,059/n, le rôle de $n$ , la convention sur les activités et le fait qu'on met l'oxydant en haut, le réducteur en bas dans le ln.

⚠ Piège — sens du quotient dans Nernst. On met TOUJOURS l'oxydant au numérateur et le réducteur au dénominateur, et on suit la convention de la demi-équation Ox + n e⁻ → Red, c.-à-d. les coefficients stœchiométriques de la demi-équation dans les puissances des activités. Inverser donne un signe inversé sur le ln et donc un mauvais signe sur

E - E^{\circ}

— erreur fatale au DS.

💡 Exemple — Nernst sur MnO₄⁻/Mn²⁺ en milieu acide. Demi-équation : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O. Avec

n = 5

et activité de H₂O = 1 (solvant), la formule de Nernst à 25 °C donne :

E = E^{\circ} + \frac{0 , 059}{5} lo g (\frac{[ MnO _{4}^{-} ] [ H ^{+} ] ^{8}}{[ Mn ^{2 +} ]}) .

Le potentiel dépend fortement du pH : à pH = 0,

E \approx E^{\circ} = + 1, 51

V ; à pH = 7, le terme en

[H^{+}]^{8}

fait chuter

E

d'environ

\frac{0 , 059}{5} \times 8 \times 7 \approx + 0, 66

V — d'où la nécessité de travailler en milieu très acide pour utiliser MnO₄⁻ comme oxydant fort.

5. Sens d'évolution thermodynamique et règle du gamma

Proposition 5.1 — Critère thermodynamique général

Pour une réaction rédox $n_{2} Ox_{1} + n_{1} Red_{2} ⇌ n_{2} Red_{1} + n_{1} Ox_{2}$ , la constante d'équilibre $K$ est reliée à la différence des potentiels standards par :

lo g K = \frac{n _{1} n _{2}}{0 , 059} (E_{1}^{\circ} - E_{2}^{\circ}) (\overset{a}{ˋ} 25 °C) .

Si $E^\circ_1 > E^\circ_2$ , alors $K ≫ 1$ : la réaction est thermodynamiquement favorable dans le sens direct (Ox₁ oxyde Red₂). C'est la conséquence directe de la formule de Nernst appliquée à l'équilibre $E_{1} = E_{2}$ .

Théorème 5.2 — Règle du gamma (γ) ★ À savoir démontrer

Sur un axe vertical des potentiels standards ( $E^{\circ}$ croissant vers le haut), on place les couples Ox/Red avec l'oxydant à gauche et le réducteur à droite de chaque trait. Alors :

L'oxydant le plus fort ( $E^{\circ}$ le plus haut) attaque le réducteur le plus fort ( $E^{\circ}$ le plus bas). Le diagramme dessine la lettre grecque gamma (γ) : on part de l'oxydant en haut à gauche, on descend, puis on remonte à droite vers le réducteur du bas.

Démonstration sur l'exemple Cu²⁺/Cu et Zn²⁺/Zn → la pile Daniell

Données : $E^{\circ} (Cu^{2 +} / Cu) = + 0, 34$ V, $E^{\circ} (Zn^{2 +} / Zn) = - 0, 76$ V. On les place sur l'axe :

Cu²⁺ / Cu en haut ( $E^{\circ} = + 0, 34$ V).
Zn²⁺ / Zn en bas ( $E^{\circ} = - 0, 76$ V).

Application de la règle γ : l'oxydant en haut est Cu²⁺ ; le réducteur en bas est Zn. La règle prédit : Cu²⁺ oxyde Zn, donc la réaction spontanée est :

Cu^{2 +} + Zn ⟶ Cu + Zn^{2 +} .

Vérification par $K$ : avec $n_{1} = n_{2} = 2$ (les deux couples échangent 2 électrons) :

lo g K = \frac{2 \times 2}{0 , 059} \times (0, 34 - (- 0, 76)) = \frac{4}{0 , 059} \times 1, 10 \approx 74, 6,

soit $K \approx 1 0^{74}$ — réaction totale. C'est l'origine de la pile Daniell : on exploite cette réaction très favorable pour fournir de l'énergie électrique. FEM standard : $e^{\circ} = E_{+}^{\circ} - E_{-}^{\circ} = 0, 34 - (- 0, 76) = + 1, 10$ V, cohérent avec la valeur mesurée.

Ce qu'il faut retenir : la règle γ permet une prévision qualitative instantanée (qui réagit avec qui ?), et la formule $lo g K = \frac{n _{1} n _{2}}{0 , 059} Δ E^{\circ}$ en donne la version quantitative (est-ce que c'est total ou partiel ?).

📝 Limite de la règle γ. La règle du gamma est une prévision thermodynamique, pas cinétique. Une réaction prédite favorable peut être très lente (barrière d'activation élevée) : exemple culte, H₂ + ½ O₂ → H₂O est extrêmement favorable (

K

gigantesque) mais le mélange H₂/O₂ est stable cinétiquement à température ambiante en l'absence d'étincelle.

6. Erreurs classiques en copie (vues par les correcteurs)

Ces erreurs sont relevées chaque année dans les rapports de jury (CCINP, Mines-Ponts, Centrale, X-ENS) sur les épreuves comportant des questions de rédox. Elles coûtent typiquement entre 0,5 et 2 points par occurrence.

⚠ Erreur 1 — Confondre oxydant et réducteur, anode et cathode. Pose toujours les définitions par cœur en début de copie : « l'oxydant capte des électrons, son n.o. diminue ; il se réduit à la cathode ». Une fois ce cadre posé, tu raisonnes sans erreur. L'erreur survient quand on essaie d'aller plus vite que la définition.

⚠ Erreur 2 — Oublier les H⁺ et H₂O dans l'équilibrage rédox. Ne pas équilibrer O avant H, et H avant les charges, donne des équations boiteuses. Réflexe rituel : élément → O (H₂O) → H (H⁺) → charges (e⁻) → vérification. Cet ordre est non négociable en milieu acide.

⚠ Erreur 3 — Mauvais sens du log dans Nernst. L'oxydant est toujours au numérateur, le réducteur au dénominateur, et les coefficients de la demi-équation deviennent les exposants des activités. «

E = E^{\circ} + \frac{0 , 059}{n} lo g \frac{[ Ox ]}{[ Red ]}

» : pas l'inverse. Si tu hésites, retiens : Ox au n° N (numérateur), Red au d° D (dénominateur).

⚠ Erreur 4 — Confondre potentiel d'électrode et FEM de pile.

E

(potentiel) est défini pour une seule demi-pile. La FEM de la pile, elle, est la différence

E_{+} - E_{-}

, c.-à-d.

E_{cathode} - E_{anode}

. Écrire « FEM =

E

» sans indice est une faute. Précise toujours le couple correspondant.

⚠ Erreur 5 — Oublier la condition « milieu acide » ou « milieu basique ». Une équation comme MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O n'a de sens qu'en milieu acide (présence de H⁺). En milieu basique, il faut réécrire en passant par OH⁻. Mentionne explicitement le milieu dès que tu écris une demi-équation.

7. Pour aller plus loin

L'oxydo-réduction est l'un des piliers de la chimie de 2ème année et des sciences de l'ingénieur. Les chapitres qui la réinvestissent directement :

Diagrammes potentiel-pH (E-pH) de Pourbaix (PC/PSI/PT 2A) — tracé du domaine de prédominance d'une espèce dans le plan (pH, E), application directe de Nernst avec pH variable.
Courbes intensité-potentiel (PC/PSI 2A) — étude cinétique des réactions rédox, surtensions, vagues de diffusion. C'est le pont vers l'électrochimie appliquée (batteries, corrosion, dépôts métalliques).
Corrosion humide (PSI/SII) — couplage Nernst + cinétique pour prévoir la corrosion d'un métal en milieu aqueux et la protection par anode sacrificielle.
Piles à combustible et accumulateurs (PC/PSI) — Daniell est le jouet pédagogique ; la pile à hydrogène, la pile Li-ion et la batterie au plomb sont les piles industrielles à connaître.

Récap final — Ce qu'il faut absolument retenir

À la veille d'une khôlle ou d'un DS, parcours cette checklist : tu dois pouvoir répondre « oui, sans hésiter » à chaque question.

Sais-tu définir oxydant et réducteur en termes d'électrons, et expliquer le mnémo OA-RD ?
Sais-tu calculer le n.o. de Mn dans MnO₄⁻, de Cr dans Cr₂O₇²⁻, de S dans SO₄²⁻ ?
Sais-tu donner les exceptions aux règles « n.o.(O) = −II » et « n.o.(H) = +I » ?
Sais-tu équilibrer une demi-équation rédox en milieu acide en 5 étapes (O → H → charges) ?
Sais-tu passer d'un équilibrage acide à un équilibrage basique (neutralisation par OH⁻) ?
Sais-tu définir dismutation et médiamutation et donner un exemple chacun ?
Sais-tu schématiser la pile Daniell, donner les pôles, le sens des électrons, le sens du courant et le rôle du pont salin ?
Sais-tu énoncer la formule de Nernst sous sa forme générale et sa forme à 25 °C ?
Sais-tu appliquer Nernst à MnO₄⁻/Mn²⁺ et expliquer la dépendance en pH ?
Sais-tu énoncer la règle du gamma et l'appliquer pour prévoir qu'aucune réaction n'a lieu (ou que la réaction est inverse) ?
Sais-tu retrouver $lo g K = \frac{n _{1} n _{2}}{0 , 059} Δ E^{\circ}$ et l'utiliser pour calculer la constante d'équilibre de la pile Daniell ?
Sais-tu distinguer pile (anode = −) et électrolyse (anode = +), et expliquer pourquoi ?

Démonstrations à savoir refaire

Équilibrage MnO₄⁻/Mn²⁺ en milieu acide — méthode en 5 étapes (O → H → charges → vérif), 5 e⁻ échangés
Formule de Nernst — énoncé général + forme à 25 °C avec 0,059/n, sens du log (Ox au numérateur)
Règle du gamma sur Cu/Zn → pile Daniell — placement sur l'axe E°, prévision qualitative, calcul de $K \approx 1 0^{74}$ , FEM = 1,10 V

Vue d'ensemble

Prérequis

1. Définitions essentielles

2. Équilibrage d'une équation rédox

2.1 — Demi-équation en milieu acide

2.2 — Demi-équation en milieu basique

2.3 — Équation rédox bilan

3. Piles électrochimiques

4. Formule de Nernst

5. Sens d'évolution thermodynamique et règle du gamma

6. Erreurs classiques en copie (vues par les correcteurs)

7. Pour aller plus loin

Récap final — Ce qu'il faut absolument retenir

Démonstrations à savoir refaire

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