Oxydoréduction et électrochimie
Fiche ultra-condensée pour PASS/LAS – Mémorisation active
1
Nombre d’oxydation et couples redox
Nombre d’oxydation : charge fictive d’un atome si toutes les liaisons étaient ioniques.
- O = -2 sauf peroxydes (-1)
- H = +1 sauf hydrures (-1)
Oxydant
- Accepte des e⁻
- Son n.o. diminue
- Ex: MnO₄⁻
Réducteur
- Donne des e⁻
- Son n.o. augmente
- Ex: Fe²⁺
2
Équations redox
- 1
Écrire les demi-équations (oxydation + réduction)
- 2
Équilibrer O avec H₂O et H avec H⁺
- 3
Équilibrer les charges avec e⁻
OIL RIG : Oxydation Is Loss, Reduction Is Gain
3
Potentiels et équation de Nernst
E en V, n = nombre d’e⁻, Q = quotient réactionnel, 25°C
E°(H⁺/H₂) = 0 VRéférence standard
Échelle des potentiels redox
4
Piles et spontanéité
- Pôle - = anode (oxydation)
- Pôle + = cathode (réduction)
5
Applications biologiques
| Processus | Réaction redox | Couple clé |
|---|---|---|
| Respiration | C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ → 6 CO₂ + 6 H₂O | NAD⁺/NADH |
| Photosynthèse | 6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ | H₂O/O₂ |
| Chaîne respiratoire | Transfert e⁻ via complexes | Cytochrome a₃ |
6
Équilibrer : Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ → Fe³⁺ + Cr³⁺ en milieu acide.
- Demi-équations : Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ et Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
- ×6 et ×1 pour égaliser e⁻
- 6 Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ → 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
Équation équilibrée : 6 Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ → 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
7
- Quel est le nombre d’oxydation de S dans H₂SO₄ ?
- Écrire la demi-équation de réduction de MnO₄⁻ en Mn²⁺ en milieu acide.
- Calculer E pour le couple Zn²⁺/Zn si [Zn²⁺] = 0,1 M (E° = -0,76 V).
- Nombre d’oxydation : règles O, H, métaux
- Couple redox : oxydant + ne⁻ ⇌ réducteur