Réactions d'oxydoréduction

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À revoir avant : Électrons de valence et schéma de Lewis, Équations chimiques pondérées, Oxydant, réducteur et demi-équations, Force des oxydants et des réducteurs.

Ressources par notion

Notion	Cours	Exercices
Oxydant, réducteur et demi-équations	Disponible	4
Force des oxydants et des réducteurs	Disponible	3
Piles et corrosion	Disponible	3

Fiche de révision

Repère 1 : oxydation : $\ce{Cu -> Cu^2+ + 2e-}$ ; réduction : $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$
Repère 2 : équation ionique : $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Ag(s)}$
Repère 3 : couple rédox, forme oxydée sur forme réduite : $\ce{Cu^2+/Cu}$ , $\ce{Ag+/Ag}$
Repère 1 : $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ et $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0{,}76\ \mathrm{V}$ : $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ est spontanée
Repère 2 : règle du gamma : l'oxydant du couple de potentiel le plus haut réagit avec le réducteur du couple de potentiel le plus bas
Repère 1 : pile Daniell, anode : $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ ; cathode : $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$
Repère 2 : notation : $\ce{Zn | Zn^2+ || Cu^2+ | Cu}$
Repère 3 : tension : $\Delta E^\circ = E^\circ_\text{cathode} - E^\circ_\text{anode} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}$

Oxydant, réducteur et demi-équations

Un réducteur cède des électrons et s'oxyde, un oxydant en capte et se réduit. Une réaction rédox transfère des électrons du réducteur vers l'oxydant ; on l'écrit en additionnant les deux demi-équations après avoir égalisé les électrons.

À retenir

Repère 1: oxydation : $\ce{Cu -> Cu^2+ + 2e-}$ ; réduction : $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$
Repère 2: équation ionique : $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Ag(s)}$
Repère 3: couple rédox, forme oxydée sur forme réduite : $\ce{Cu^2+/Cu}$ , $\ce{Ag+/Ag}$

Méthode

Chaque couple s'écrit forme oxydée sur forme réduite d'un même élément.
Autant d'électrons cédés que captés : on multiplie les demi-équations, puis on les additionne.
L'oxydant gagne des électrons, sa charge diminue ; le réducteur en perd.
Pour un ion monoatomique, il égale la charge de l'ion ; il augmente lors d'une oxydation et diminue lors d'une réduction.

Exemple expliqué

Voici quatre demi-équations. Pour chacune, cocher la seule réponse correcte.

Méthode. Une demi-équation où des électrons sont écrits à droite décrit une oxydation (le réducteur cède des électrons) ; s'ils sont à gauche, c'est une réduction. Le couple s'écrit forme oxydée/forme réduite.
a. $\ce{Cu(s) -> Cu^2+(aq) + 2e-}$ : oxydation ; couple Cu²⁺/Cu.
b. $\ce{Ag+(aq) + e- -> Ag(s)}$ : réduction ; couple Ag⁺/Ag.
c. $\ce{Fe^3+(aq) + e- -> Fe^2+(aq)}$ : réduction ; couple Fe³⁺/Fe²⁺.
d. $\ce{2Cl-(aq) -> Cl2(g) + 2e-}$ : oxydation ; couple Cl₂/Cl⁻.

a) oxydation, Cu²⁺/Cu ; b) réduction, Ag⁺/Ag ; c) réduction, Fe³⁺/Fe²⁺ ; d) oxydation, Cl₂/Cl⁻

Force des oxydants et des réducteurs

Dans une table de potentiels, plus le potentiel d'un couple est élevé, plus son oxydant est fort et son réducteur faible. La réaction spontanée se fait entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort : c'est la règle du gamma.

À retenir

Repère 1: $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ et $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0{,}76\ \mathrm{V}$ : $\ce{Zn + Cu^2+ -> Zn^2+ + Cu}$ est spontanée
Repère 2: règle du gamma : l'oxydant du couple de potentiel le plus haut réagit avec le réducteur du couple de potentiel le plus bas

Méthode

Plus le potentiel du couple est élevé, plus l'oxydant est fort et le réducteur conjugué faible.
On place les deux couples et on relie l'oxydant du haut au réducteur du bas.
La réaction a lieu si l'oxydant mis en jeu est plus fort que l'oxydant conjugué du réducteur.

Exemple expliqué

Plus le potentiel standard d'un couple est élevé, plus son oxydant est fort. La règle du gamma permet de prévoir une réaction spontanée. En utilisant l'extrait de la table des potentiels au verso du tableau périodique, répondre pour chaque situation.

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Ag⁺ / Ag	+0,80
Cu²⁺ / Cu	+0,34
H⁺ / H₂	0,00
Fe²⁺ / Fe	−0,41
Zn²⁺ / Zn	−0,76

Méthode. Règle du gamma : la réaction spontanée met en jeu l'oxydant du couple de plus haut potentiel et le réducteur du couple de plus bas potentiel.
a. $E^\circ$ (Zn²⁺ / Zn) $= -0{,}76\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Cu²⁺ / Cu) $= 0{,}34\ \mathrm{V}$ . L'oxydant Zn²⁺ n'est pas plus fort que l'oxydant conjugué de Cu : pas de réaction spontanée.
b. $E^\circ$ (Ag⁺ / Ag) $= 0{,}80\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Fe²⁺ / Fe) $= -0{,}41\ \mathrm{V}$ . L'oxydant Ag⁺ est plus fort que l'oxydant conjugué de Fe : réaction spontanée.
c. $E^\circ$ (H⁺ / H₂) $= 0{,}00\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Ag⁺ / Ag) $= 0{,}80\ \mathrm{V}$ . L'oxydant H⁺ n'est pas plus fort que l'oxydant conjugué de Ag : pas de réaction spontanée.
d. $E^\circ$ (H⁺ / H₂) $= 0{,}00\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Zn²⁺ / Zn) $= -0{,}76\ \mathrm{V}$ . L'oxydant H⁺ est plus fort que l'oxydant conjugué de Zn : réaction spontanée.

a) non ; b) oui ; c) non ; d) oui

Piles et corrosion

Une pile convertit l'énergie chimique d'une réaction rédox spontanée en énergie électrique. L'oxydation a lieu à l'anode, pôle négatif, la réduction à la cathode, pôle positif. Le fer rouille par oxydoréduction ; un métal plus réducteur, l'électrode sacrificielle, le protège.

À retenir

Repère 1: pile Daniell, anode : $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ ; cathode : $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$
Repère 2: notation : $\ce{Zn | Zn^2+ || Cu^2+ | Cu}$
Repère 3: tension : $\Delta E^\circ = E^\circ_\text{cathode} - E^\circ_\text{anode} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}$

Méthode

Deux couples séparés, un pont salin ou une membrane ; les électrons vont de l'anode à la cathode par le circuit extérieur.
Différence entre les potentiels des deux électrodes.
Le fer s'oxyde au contact de l'eau et du dioxygène ; un métal plus réducteur s'oxyde à sa place.

Exemple expliqué

On construit une pile avec une lame de zinc plongée dans une solution de sulfate de zinc, une lame de cuivre plongée dans une solution de sulfate de cuivre(II), un pont salin qui relie les deux solutions et une ampoule reliée par des fils aux deux lames : l'ampoule brille. En utilisant l'extrait de la table des potentiels, répondre aux questions suivantes.

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Cu²⁺ / Cu	+0,34
Zn²⁺ / Zn	−0,76

Sens de la réaction. $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ est supérieur à $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0{,}76\ \mathrm{V}$ : la réaction spontanée met en jeu l'oxydant $\ce{Cu^2+}$ et le réducteur $\ce{Zn}$ .
Électrodes. Le zinc est oxydé : $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ . L'oxydation se produit à l'anode, pôle négatif. Le cuivre est le siège de la réduction $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$ : c'est la cathode, pôle positif.
Circuit extérieur. Les électrons circulent de l'anode (zinc) vers la cathode (cuivre). Le sens conventionnel du courant est opposé : du cuivre vers le zinc.
Équation de fonctionnement. Somme des demi-équations : $\ce{Zn(s) + Cu^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Cu(s)}$ .
Tension. $\Delta E = E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) - E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}$ .

a) schéma ; b) zinc : anode, pôle négatif ; c) électrons du zinc vers le cuivre ; d) \ce{Zn(s) + Cu^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Cu(s)} ; e) 1,10 V

Exercice 1

Pour chaque affirmation, indiquer si elle est vraie ou fausse en cochant la case qui convient.

1.1.
Un réducteur est une espèce qui capte des électrons. (1 pt)
- vrai
- faux
1.2.
Une oxydation est une perte d'électrons. (1 pt)
- vrai
- faux
1.3.
Dans le couple $\ce{Cu^2+/Cu}$ , $\ce{Cu^2+}$ est la forme oxydée. (1 pt)
- vrai
- faux
1.4.
Dans une réaction d'oxydoréduction, l'oxydation du réducteur et la réduction de l'oxydant ont lieu simultanément. (1 pt)
- vrai
- faux
1.5.
Le couple de l'argent s'écrit $\ce{Ag/Ag+}$ . (1 pt)
- vrai
- faux
1.6.
Une réaction d'oxydoréduction est un transfert de protons. (1 pt)
- vrai
- faux

Correction

Rappel
Un réducteur est un donneur d'électrons ; il subit une oxydation. Un oxydant est un receveur d'électrons ; il subit une réduction. Un couple rédox s'écrit forme oxydée/forme réduite d'un même élément.
Réponses
- Un réducteur est une espèce qui capte des électrons. faux. Un réducteur cède (donne) des électrons ; c'est l'oxydant qui en capte.
- Une oxydation est une perte d'électrons. vrai. L'oxydation est la transformation subie par le réducteur, qui perd des électrons.
- Dans le couple $\ce{Cu^2+/Cu}$ , $\ce{Cu^2+}$ est la forme oxydée. vrai. Un couple s'écrit forme oxydée sur forme réduite : $\ce{Cu^2+}$ est l'oxydant, $\ce{Cu}$ le réducteur.
- Dans une réaction d'oxydoréduction, l'oxydation du réducteur et la réduction de l'oxydant ont lieu simultanément. vrai. Les électrons cédés par le réducteur sont captés par l'oxydant : les deux transformations sont simultanées.
- Le couple de l'argent s'écrit $\ce{Ag/Ag+}$ . faux. On écrit forme oxydée sur forme réduite : $\ce{Ag+/Ag}$ .
- Une réaction d'oxydoréduction est un transfert de protons. faux. C'est un transfert d'électrons ; le transfert de protons est celui des réactions acide-base.

1) faux ; 2) vrai ; 3) vrai ; 4) vrai ; 5) faux ; 6) faux

Barème de cet exercice

1.1 : Réponse correcte : faux (1 point)
1.2 : Réponse correcte : vrai (1 point)
1.3 : Réponse correcte : vrai (1 point)
1.4 : Réponse correcte : vrai (1 point)
1.5 : Réponse correcte : faux (1 point)
1.6 : Réponse correcte : faux (1 point)

Exercice 2

Voici quatre demi-équations. Pour chacune, cocher la seule réponse correcte.

2.1.
Pour la demi-équation $\ce{Cu(s) -> Cu^2+(aq) + 2e-}$ , indiquer s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction et donner le couple rédox correspondant. (2 pts)
- oxydation : couple Cu²⁺/Cu
- réduction : couple Cu²⁺/Cu
- oxydation : couple Cu/Cu²⁺
- réduction : couple Cu/Cu²⁺
2.2.
Pour la demi-équation $\ce{Ag+(aq) + e- -> Ag(s)}$ , indiquer s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction et donner le couple rédox correspondant. (2 pts)
- réduction : couple Ag⁺/Ag
- oxydation : couple Ag⁺/Ag
- réduction : couple Ag/Ag⁺
- oxydation : couple Ag/Ag⁺
2.3.
Pour la demi-équation $\ce{Fe^3+(aq) + e- -> Fe^2+(aq)}$ , indiquer s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction et donner le couple rédox correspondant. (2 pts)
- réduction : couple Fe³⁺/Fe²⁺
- oxydation : couple Fe³⁺/Fe²⁺
- réduction : couple Fe²⁺/Fe³⁺
- oxydation : couple Fe²⁺/Fe³⁺
2.4.
Pour la demi-équation $\ce{2Cl-(aq) -> Cl2(g) + 2e-}$ , indiquer s'il s'agit d'une oxydation ou d'une réduction et donner le couple rédox correspondant. (2 pts)
- oxydation : couple Cl₂/Cl⁻
- réduction : couple Cl₂/Cl⁻
- oxydation : couple Cl⁻/Cl₂
- réduction : couple Cl⁻/Cl₂

Correction

Méthode
Une demi-équation où des électrons sont écrits à droite décrit une oxydation (le réducteur cède des électrons) ; s'ils sont à gauche, c'est une réduction. Le couple s'écrit forme oxydée/forme réduite.
a
$\ce{Cu(s) -> Cu^2+(aq) + 2e-}$ : oxydation ; couple Cu²⁺/Cu.
b
$\ce{Ag+(aq) + e- -> Ag(s)}$ : réduction ; couple Ag⁺/Ag.
c
$\ce{Fe^3+(aq) + e- -> Fe^2+(aq)}$ : réduction ; couple Fe³⁺/Fe²⁺.
d
$\ce{2Cl-(aq) -> Cl2(g) + 2e-}$ : oxydation ; couple Cl₂/Cl⁻.

a) oxydation, Cu²⁺/Cu ; b) réduction, Ag⁺/Ag ; c) réduction, Fe³⁺/Fe²⁺ ; d) oxydation, Cl₂/Cl⁻

Barème de cet exercice

2.1 : oxydation (électrons cédés) (1 point)
2.1 : Couple Cu²⁺/Cu écrit forme oxydée sur forme réduite (1 point)
2.2 : réduction (électrons captés) (1 point)
2.2 : Couple Ag⁺/Ag écrit forme oxydée sur forme réduite (1 point)
2.3 : réduction (électrons captés) (1 point)
2.3 : Couple Fe³⁺/Fe²⁺ écrit forme oxydée sur forme réduite (1 point)
2.4 : oxydation (électrons cédés) (1 point)
2.4 : Couple Cl₂/Cl⁻ écrit forme oxydée sur forme réduite (1 point)

Exercice 3

Pour équilibrer une équation ionique d'oxydoréduction, on veille à ce que les électrons perdus par le réducteur soient aussi nombreux que ceux gagnés par l'oxydant. Répondre aux questions suivantes.

3.1.
On plonge un ruban de magnésium dans une solution de nitrate d'argent : un dépôt gris se forme. Écrire les demi-équations et l'équation ionique pondérée de la réaction. (4 pts)
$\ce{Mg(s) + 2Ag+(aq) -> Mg^2+(aq) + 2Ag(s)}$
3.2.
On plonge une feuille d'aluminium, dont la couche d'oxyde a été enlevée, dans une solution de chlorure de cuivre(II) : un dépôt rouge de cuivre se forme. Écrire les demi-équations et l'équation ionique pondérée de la réaction. (4 pts)
$\ce{2Al(s) + 3Cu^2+(aq) -> 2Al^3+(aq) + 3Cu(s)}$

Correction

Méthode
On écrit les deux demi-équations, on multiplie chacune pour que les électrons cédés et captés soient en même nombre, puis on additionne membre à membre en supprimant les électrons.
a
Oxydation : $\ce{Mg -> Mg^2+ + 2e-}$ . Réduction : $\ce{(Ag+ + e- -> Ag)} \times 2$ . Somme : $\ce{Mg(s) + 2Ag+(aq) -> Mg^2+(aq) + 2Ag(s)}$ . Le magnésium est le réducteur, l'ion argent l'oxydant.
b
Oxydation : $\ce{(Al -> Al^3+ + 3e-)} \times 2$ (6 électrons cédés). Réduction : $\ce{(Cu^2+ + 2e- -> Cu)} \times 3$ (6 électrons captés). Somme : $\ce{2Al(s) + 3Cu^2+(aq) -> 2Al^3+(aq) + 3Cu(s)}$ . Charges : $3 \times 2+ = 6+$ à gauche, $2 \times 3+ = 6+$ à droite.

a) \ce{Mg(s) + 2Ag+(aq) -> Mg^2+(aq) + 2Ag(s)} ; b) \ce{2Al(s) + 3Cu^2+(aq) -> 2Al^3+(aq) + 3Cu(s)}

Barème de cet exercice

3.1 : Demi-équation d'oxydation Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻ (1 point)
3.1 : Demi-équation de réduction Ag⁺ + e⁻ → Ag (1 point)
3.1 : Multiplication par 2 pour égaliser les électrons (1 point)
3.1 : Équation ionique Mg + 2 Ag⁺ → Mg²⁺ + 2 Ag (1 point)
3.2 : Demi-équation d'oxydation Al → Al³⁺ + 3 e⁻ (1 point)
3.2 : Demi-équation de réduction Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (1 point)
3.2 : Égalisation à 6 électrons (facteurs 2 et 3) (1 point)
3.2 : Équation ionique 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu (1 point)

Exercice 4

Dans chacune des expériences suivantes, un métal réagit avec la solution d'un sel d'un autre métal. Écrire l'équation bilan pondérée, avec les états physiques.

4.1.
Écrire l'équation chimique pondérée (équation bilan) de la réaction rédox entre le cuivre et une solution de nitrate d'argent. (2 pts)
$\ce{Cu(s) + 2AgNO3(aq) -> Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)}$
4.2.
Écrire l'équation chimique pondérée (équation bilan) de la réaction rédox entre le zinc et une solution de nitrate de plomb(II). (2 pts)
$\ce{Zn(s) + Pb(NO3)2(aq) -> Zn(NO3)2(aq) + Pb(s)}$
4.3.
Écrire l'équation chimique pondérée (équation bilan) de la réaction rédox entre le magnésium et une solution de sulfate de cuivre(II). (2 pts)
$\ce{Mg(s) + CuSO4(aq) -> MgSO4(aq) + Cu(s)}$
4.4.
Écrire l'équation chimique pondérée (équation bilan) de la réaction rédox entre l'aluminium et une solution de chlorure de cuivre(II). (2 pts)
$\ce{2Al(s) + 3CuCl2(aq) -> 2AlCl3(aq) + 3Cu(s)}$

Correction

Méthode
Le métal cède ses électrons à l'ion métallique de la solution : il passe en solution sous forme d'ion et le métal de l'ion se dépose. On écrit d'abord l'équation ionique, puis on ajoute les ions spectateurs pour retrouver les sels.
a
$\ce{Cu(s) + 2AgNO3(aq) -> Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)}$
b
$\ce{Zn(s) + Pb(NO3)2(aq) -> Zn(NO3)2(aq) + Pb(s)}$
c
$\ce{Mg(s) + CuSO4(aq) -> MgSO4(aq) + Cu(s)}$
d
$\ce{2Al(s) + 3CuCl2(aq) -> 2AlCl3(aq) + 3Cu(s)}$

a) \ce{Cu(s) + 2AgNO3(aq) -> Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)} ; b) \ce{Zn(s) + Pb(NO3)2(aq) -> Zn(NO3)2(aq) + Pb(s)} ; c) \ce{Mg(s) + CuSO4(aq) -> MgSO4(aq) + Cu(s)} ; d) \ce{2Al(s) + 3CuCl2(aq) -> 2AlCl3(aq) + 3Cu(s)}

Barème de cet exercice

4.1 : Produits : sel du métal oxydé et métal déposé (1 point)
4.1 : Équation pondérée avec les états (1 point)
4.2 : Produits : sel du métal oxydé et métal déposé (1 point)
4.2 : Équation pondérée avec les états (1 point)
4.3 : Produits : sel du métal oxydé et métal déposé (1 point)
4.3 : Équation pondérée avec les états (1 point)
4.4 : Produits : sel du métal oxydé et métal déposé (1 point)
4.4 : Équation pondérée avec les états (1 point)

Exercice 5

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Ag⁺ / Ag	+0,80
Cu²⁺ / Cu	+0,34
H⁺ / H₂	0,00
Fe²⁺ / Fe	−0,41
Zn²⁺ / Zn	−0,76

5.1.
Une réaction spontanée a-t-elle lieu avec un fil de cuivre plongé dans une solution de sulfate de zinc ? Justifier avec la table des potentiels. (2 pts)
- oui
- non
5.2.
Une réaction spontanée a-t-elle lieu avec un clou en fer plongé dans une solution de nitrate d'argent ? Justifier avec la table des potentiels. (2 pts)
- oui
- non
5.3.
Une réaction spontanée a-t-elle lieu avec une lame d'argent plongée dans une solution d'acide chlorhydrique ? Justifier avec la table des potentiels. (2 pts)
- oui
- non
5.4.
Une réaction spontanée a-t-elle lieu avec une lame de zinc plongée dans une solution d'acide chlorhydrique ? Justifier avec la table des potentiels. (2 pts)
- oui
- non

Correction

Méthode
Règle du gamma : la réaction spontanée met en jeu l'oxydant du couple de plus haut potentiel et le réducteur du couple de plus bas potentiel.
a
$E^\circ$ (Zn²⁺ / Zn) $= -0{,}76\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Cu²⁺ / Cu) $= 0{,}34\ \mathrm{V}$ . L'oxydant Zn²⁺ n'est pas plus fort que l'oxydant conjugué de Cu : pas de réaction spontanée.
b
$E^\circ$ (Ag⁺ / Ag) $= 0{,}80\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Fe²⁺ / Fe) $= -0{,}41\ \mathrm{V}$ . L'oxydant Ag⁺ est plus fort que l'oxydant conjugué de Fe : réaction spontanée.
c
$E^\circ$ (H⁺ / H₂) $= 0{,}00\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Ag⁺ / Ag) $= 0{,}80\ \mathrm{V}$ . L'oxydant H⁺ n'est pas plus fort que l'oxydant conjugué de Ag : pas de réaction spontanée.
d
$E^\circ$ (H⁺ / H₂) $= 0{,}00\ \mathrm{V}$ et $E^\circ$ (Zn²⁺ / Zn) $= -0{,}76\ \mathrm{V}$ . L'oxydant H⁺ est plus fort que l'oxydant conjugué de Zn : réaction spontanée.

a) non ; b) oui ; c) non ; d) oui

Barème de cet exercice

5.1 : Réponse correcte : non (1 point)
5.1 : Justification par la comparaison de E°(Zn²⁺ / Zn) = -0,76 V et E°(Cu²⁺ / Cu) = +0,34 V (1 point)
5.2 : Réponse correcte : oui (1 point)
5.2 : Justification par la comparaison de E°(Ag⁺ / Ag) = +0,80 V et E°(Fe²⁺ / Fe) = -0,41 V (1 point)
5.3 : Réponse correcte : non (1 point)
5.3 : Justification par la comparaison de E°(H⁺ / H₂) = 0,00 V et E°(Ag⁺ / Ag) = +0,80 V (1 point)
5.4 : Réponse correcte : oui (1 point)
5.4 : Justification par la comparaison de E°(H⁺ / H₂) = 0,00 V et E°(Zn²⁺ / Zn) = -0,76 V (1 point)

Exercice 6

Plus un oxydant est fort, plus son réducteur conjugué est faible. Les couples $\ce{Ag+/Ag}$ , $\ce{Cu^2+/Cu}$ , $\ce{Fe^2+/Fe}$ , $\ce{Zn^2+/Zn}$ et $\ce{Mg^2+/Mg}$ sont classés dans la table des potentiels (extrait ci-dessous). Répondre aux questions suivantes.

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Ag⁺ / Ag	+0,80
Cu²⁺ / Cu	+0,34
Fe²⁺ / Fe	−0,41
Zn²⁺ / Zn	−0,76
Mg²⁺ / Mg	−2,38

6.1.
Classer les métaux argent, cuivre, fer, zinc et magnésium par pouvoir réducteur croissant. (2 pts)
6.2.
Parmi les ions $\ce{Ag+}$ , $\ce{Cu^2+}$ , $\ce{Zn^2+}$ et $\ce{Mg^2+}$ , quel est l'oxydant le plus fort ? (1 pt)
- $\ce{Ag+}$
- $\ce{Cu^2+}$
- $\ce{Zn^2+}$
- $\ce{Mg^2+}$
6.3.
Dans lequel de ces récipients peut-on conserver une solution de nitrate d'argent ? Justifier. (2 pts)
- en fer
- en cuivre
- en zinc
- en verre ou en plastique
6.4.
Écrire l'équation ionique de la réaction qui se produirait dans un récipient en cuivre. (2 pts)

Correction

Classement
Plus le potentiel du couple est bas, plus le métal est un réducteur fort : $\ce{Ag}$ (+0,80 V) < $\ce{Cu}$ (+0,34 V) < $\ce{Fe}$ (−0,41 V) < $\ce{Zn}$ (−0,76 V) < $\ce{Mg}$ (−2,38 V).
Oxydant le plus fort
Le couple de plus haut potentiel est $\ce{Ag+/Ag}$ : $\ce{Ag+}$ est l'oxydant le plus fort de la liste.
Conservation
Le fer, le cuivre et le zinc sont des réducteurs plus forts que l'argent : chacun serait oxydé par $\ce{Ag+}$ , qui se réduirait en dépôt d'argent. Seul un récipient qui ne réagit pas (verre, plastique) convient.
Équation
Dans un récipient en cuivre : $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Ag(s)}$ .

a) Ag < Cu < Fe < Zn < Mg ; b) Ag⁺ ; c) verre ou plastique ; d) \ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Ag(s)}

Barème de cet exercice

6.1 : Classement selon les potentiels croissants des couples (réducteurs croissants) (1 point)
6.1 : Ordre exact Ag < Cu < Fe < Zn < Mg (1 point)
6.2 : Ag⁺ (potentiel le plus élevé) (1 point)
6.3 : Le fer, le cuivre et le zinc réduisent Ag⁺ (règle du gamma) (1 point)
6.3 : Seul le verre ou le plastique convient (1 point)
6.4 : Réactifs Cu et Ag⁺, produits Cu²⁺ et Ag (1 point)
6.4 : Équation pondérée (atomes et charges) (1 point)

Exercice 7

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Cu²⁺ / Cu	+0,34
Zn²⁺ / Zn	−0,76

7.1.
Dessiner le schéma de la pile : lames, solutions, pont salin et ampoule reliée aux deux lames. (2 pts)
7.2.
Cocher la réponse correcte au sujet des électrodes. (2 pts)
- l'électrode de zinc est l'anode, pôle négatif
- l'électrode de zinc est la cathode, pôle négatif
- l'électrode de zinc est l'anode, pôle positif
- l'électrode de cuivre est l'anode, pôle négatif
7.3.
Cocher la réponse correcte au sujet du circuit extérieur. (2 pts)
- les électrons vont du zinc vers le cuivre ; le courant conventionnel va du cuivre vers le zinc
- les électrons vont du cuivre vers le zinc ; le courant conventionnel va du cuivre vers le zinc
- les électrons vont du zinc vers le cuivre ; le courant conventionnel va du zinc vers le cuivre
- les électrons vont du cuivre vers le zinc ; le courant conventionnel va du zinc vers le cuivre
7.4.
Écrire les demi-équations aux électrodes puis l'équation ionique de fonctionnement de la pile. (3 pts)
7.5.
Calculer la tension de la pile, différence entre le potentiel de l'électrode positive et celui de l'électrode négative. (1 pt)

Correction

Sens de la réaction
$E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ est supérieur à $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0{,}76\ \mathrm{V}$ : la réaction spontanée met en jeu l'oxydant $\ce{Cu^2+}$ et le réducteur $\ce{Zn}$ .
Électrodes
Le zinc est oxydé : $\ce{Zn -> Zn^2+ + 2e-}$ . L'oxydation se produit à l'anode, pôle négatif. Le cuivre est le siège de la réduction $\ce{Cu^2+ + 2e- -> Cu}$ : c'est la cathode, pôle positif.
Circuit extérieur
Les électrons circulent de l'anode (zinc) vers la cathode (cuivre). Le sens conventionnel du courant est opposé : du cuivre vers le zinc.
Équation de fonctionnement
Somme des demi-équations : $\ce{Zn(s) + Cu^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Cu(s)}$ .
Tension
$\Delta E = E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) - E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \mathrm{V}$ .

a) schéma ; b) zinc : anode, pôle négatif ; c) électrons du zinc vers le cuivre ; d) \ce{Zn(s) + Cu^2+(aq) -> Zn^2+(aq) + Cu(s)} ; e) 1,10 V

Barème de cet exercice

7.1 : Deux compartiments avec lames et solutions correctes (1 point)
7.1 : Pont salin et ampoule reliée aux deux lames (1 point)
7.2 : Zinc : anode (oxydation), pôle négatif (2 points)
7.3 : Électrons de l'anode vers la cathode dans le fil (zinc vers cuivre) (1 point)
7.3 : Courant conventionnel de sens opposé (1 point)
7.4 : Demi-équation d'oxydation Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ (1 point)
7.4 : Demi-équation de réduction Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (1 point)
7.4 : Équation ionique de fonctionnement pondérée (1 point)
7.5 : ΔE = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V avec l'unité (1 point)

Exercice 8

Une pile est montée avec deux béchers contenant l'un une solution de nitrate de nickel(II), l'autre une solution de nitrate d'argent, une lame de nickel, une lame d'argent, un pont salin au nitrate de potassium et une ampoule munie de fils. En utilisant la table des potentiels de réduction (extrait ci-dessous), répondre aux questions suivantes.

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Ag⁺ / Ag	+0,80
Ni²⁺ / Ni	−0,23

8.1.
Dessiner le schéma de la pile : lames, solutions, pont salin et ampoule. Indiquer les deux lames et les deux solutions. (2 pts)
8.2.
Préciser le sens conventionnel du courant électrique dans le circuit extérieur. (1 pt)
- de l'électrode d'argent vers l'électrode de nickel
- de l'électrode de nickel vers l'électrode d'argent
8.3.
Indiquer dans quel sens les ions circulent dans le pont salin. (1 pt)
- les ions $\ce{K+}$ vont vers le compartiment de l'argent et les ions $\ce{NO3-}$ vers celui du nickel
- les ions $\ce{K+}$ vont vers le compartiment du nickel et les ions $\ce{NO3-}$ vers celui de l'argent
8.4.
Identifier l'anode et la cathode et donner la polarité de chacune. (1 pt)
- l'argent est la cathode, pôle positif ; le nickel est l'anode, pôle négatif
- l'argent est l'anode, pôle négatif ; le nickel est la cathode, pôle positif
- l'argent est la cathode, pôle négatif ; le nickel est l'anode, pôle positif
8.5.
Sans pont salin, l'ampoule ne brille plus. Expliquer pourquoi, en écrivant l'équation qui se produit dans le compartiment anodique. (6 pts)

Correction

Sens de la réaction
$E^\circ(\ce{Ag+/Ag}) = +0{,}80\ \mathrm{V}$ est supérieur à $E^\circ(\ce{Ni^2+/Ni}) = -0{,}23\ \mathrm{V}$ : la réaction spontanée est $\ce{Ni(s) + 2Ag+(aq) -> Ni^2+(aq) + 2Ag(s)}$ . Tension : $\Delta E = 0{,}80 - (-0{,}23) = 1{,}03\ \mathrm{V}$ .
Électrodes
Le nickel s'oxyde : c'est l'anode, pôle négatif. L'argent se réduit : c'est la cathode, pôle positif. Dans le fil, les électrons vont du nickel vers l'argent ; le courant conventionnel va de l'argent vers le nickel.
Pont salin
Les anions $\ce{NO3-}$ migrent vers le compartiment anodique (où les cations $\ce{Ni^2+}$ s'accumulent) et les cations $\ce{K+}$ vers le compartiment cathodique (où $\ce{Ag+}$ est consommé).
Fonction du pont salin
Dans le compartiment anodique : $\ce{Ni -> Ni^2+ + 2e-}$ . La solution s'y charge positivement ; dans le compartiment cathodique, la consommation de $\ce{Ag+}$ la charge négativement. Sans pont salin, ces excès de charges arrêtent le courant. Le pont salin, en laissant migrer les ions, garantit l'électroneutralité de chaque demi-pile et ferme le circuit.

b) de l'argent vers le nickel ; c) K⁺ vers l'argent, NO₃⁻ vers le nickel ; d) Ag cathode (+), Ni anode (−) ; e) électroneutralité des demi-piles

Barème de cet exercice

8.1 : Deux compartiments : lame de nickel dans Ni²⁺, lame d'argent dans Ag⁺ (1 point)
8.1 : Pont salin et ampoule correctement placés (1 point)
8.2 : Courant de l'argent vers le nickel dans le circuit extérieur (1 point)
8.3 : Circulation des ions dans le pont salin : K⁺ vers l'argent, NO₃⁻ vers le nickel (1 point)
8.4 : Argent cathode (+), nickel anode (−) (1 point)
8.5 : Équation Ni → Ni²⁺ + 2 e⁻ dans le compartiment anodique (2 points)
8.5 : Accumulation de charges positives dans l'anode (et négatives dans la cathode) (1 point)
8.5 : Sans pont salin, ces excès de charges arrêtent le courant (1 point)
8.5 : Les ions du pont salin migrent et maintiennent l'électroneutralité (2 points)

Exercice 9

Corroder un métal, c'est l'oxyder : à l'échelle microscopique, il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction. Un fer touchant un métal plus réducteur que lui est épargné. En utilisant l'extrait de la table des potentiels, répondre aux questions suivantes.

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
O₂ / OH⁻	+0,40
Sn²⁺ / Sn	−0,14
Fe²⁺ / Fe	−0,41
Zn²⁺ / Zn	−0,76

9.1.
Le fer rouille au contact du dioxygène et de l'eau. À l'aide de la table, montrer que la réaction est spontanée, puis écrire l'équation ionique pondérée de l'oxydation du fer par le dioxygène (le dioxygène est réduit en ions hydroxyde). (4 pts)
9.2.
On fixe des blocs de zinc sur la coque en acier d'un bateau. Expliquer leur rôle. (3 pts)
9.3.
Une boîte de conserve en acier est recouverte d'une couche d'étain (fer-blanc), une autre d'une couche de zinc (acier galvanisé). La couche est rayée et le fer est à nu. Comparer la corrosion dans les deux cas. (3 pts)

Correction

Rouille
$E^\circ(\ce{O2/OH-}) = +0{,}40\ \mathrm{V}$ est supérieur à $E^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) = -0{,}41\ \mathrm{V}$ : $\ce{O2}$ oxyde le fer (règle du gamma). Oxydation : $\ce{(Fe -> Fe^2+ + 2e-)} \times 2$ . Réduction : $\ce{O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-}$ . Somme : $\ce{2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) -> 2Fe^2+(aq) + 4OH-(aq)}$ .
Électrode sacrificielle
Le zinc ( $-0{,}76\ \mathrm{V}$ ) est plus réducteur que le fer ( $-0{,}41\ \mathrm{V}$ ) : il s'oxyde à la place du fer. Le bloc de zinc est une électrode sacrificielle : il se consomme et protège l'acier.
Fer-blanc et acier galvanisé
Avec l'étain ( $-0{,}14\ \mathrm{V}$ ), le fer est le réducteur le plus fort : il s'oxyde, et la corrosion est plus rapide. Avec le zinc, c'est le zinc qui s'oxyde : le fer rayé reste protégé.

a) \ce{2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) -> 2Fe^2+(aq) + 4OH-(aq)} ; b) zinc, électrode sacrificielle ; c) le zinc protège le fer rayé, l'étain non

Barème de cet exercice

9.1 : Comparaison des potentiels : O₂/OH⁻ (+0,40 V) et Fe²⁺/Fe (−0,41 V) (1 point)
9.1 : Demi-équations Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ et O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻ (1 point)
9.1 : Égalisation à 4 électrons (1 point)
9.1 : Équation ionique pondérée (1 point)
9.2 : Zn réducteur plus fort que Fe (potentiel plus bas) (1 point)
9.2 : Le zinc s'oxyde à la place du fer : électrode sacrificielle (1 point)
9.2 : L'acier est protégé tant que le zinc existe (1 point)
9.3 : Étain : le fer est le réducteur le plus fort, il rouille (1 point)
9.3 : Zinc : le zinc s'oxyde et protège le fer (1 point)
9.3 : Conclusion : l'acier galvanisé est mieux protégé (1 point)

Exercice 10

Pour fabriquer un circuit imprimé, on dissout par une solution de chlorure de fer(III) le cuivre qui n'est pas protégé par le vernis : c'est la gravure. Il se forme des ions cuivre(II) et des ions fer(II). Masse atomique du tableau périodique : Cu 63,55. Pour chaque résultat numérique, détailler le calcul : grandeur cherchée, formule, application numérique, résultat et unité.

Extrait de la table des potentiels standard de réduction $E^\circ$ à 25 °C (couple oxydant / réducteur)

Couple	$E^\circ$ (V)
Fe³⁺ / Fe²⁺	+0,77
Cu²⁺ / Cu	+0,34

10.1.
Écrire les demi-équations et l'équation ionique pondérée de la réaction entre le cuivre et les ions fer(III). (4 pts)
$\ce{Cu(s) + 2Fe^3+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Fe^2+(aq)}$
10.2.
Justifier à l'aide de la table des potentiels que cette réaction est spontanée. (2 pts)
10.3.
Calculer la masse de cuivre que peuvent dissoudre 200 mL de solution de chlorure de fer(III) à $0{,}50\ \mathrm{mol/L}$ . (4 pts)

Correction

Équation ionique
Oxydation : $\ce{Cu -> Cu^2+ + 2e-}$ . Réduction : $\ce{(Fe^3+ + e- -> Fe^2+)} \times 2$ . Somme : $\ce{Cu(s) + 2Fe^3+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Fe^2+(aq)}$ . Charges : $2 \times 3+ = 6+$ à gauche, $2+ + 2 \times 2+ = 6+$ à droite.
Potentiels
$E^\circ(\ce{Fe^3+/Fe^2+}) = +0{,}77\ \mathrm{V}$ est supérieur à $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0{,}34\ \mathrm{V}$ : l'oxydant $\ce{Fe^3+}$ est plus fort que $\ce{Cu^2+}$ ; d'après la règle du gamma, il oxyde le cuivre : la réaction est spontanée.
Masse de cuivre
$n(\ce{Fe^3+}) = c\,V = 0{,}50 \times 0{,}200 = 0{,}100\ \mathrm{mol}$ . D'après l'équation, 2 mol de $\ce{Fe^3+}$ dissolvent 1 mol de $\ce{Cu}$ : $n(\ce{Cu}) = \frac{0{,}100}{2} = 0{,}0500\ \mathrm{mol}$ . $m = n\,M = 0{,}0500 \times 63{,}55 = 3{,}18\ \mathrm{g}$ .

a) \ce{Cu(s) + 2Fe^3+(aq) -> Cu^2+(aq) + 2Fe^2+(aq)} ; b) E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 V > E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V ; c) 3,18 g

Barème de cet exercice

10.1 : Demi-équations Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ et Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ (2 points)
10.1 : Égalisation des électrons (facteur 2 sur Fe³⁺) (1 point)
10.1 : Équation ionique Cu + 2 Fe³⁺ → Cu²⁺ + 2 Fe²⁺ (1 point)
10.2 : Comparaison E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = +0,77 V et E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V (1 point)
10.2 : Règle du gamma : Fe³⁺ oxyde Cu, réaction spontanée (1 point)
10.3 : n(Fe³⁺) = c·V = 0,100 mol (1 point)
10.3 : Rapport 2 Fe³⁺ pour 1 Cu : n(Cu) = 0,0500 mol (1 point)
10.3 : m = n·M avec M(Cu) = 63,55 g/mol (1 point)
10.3 : m = 3,18 g avec l'unité (1 point)

Programme et consignes

Les consignes dépendent du cycle. Vérifie celles de ton inscription ; les exemples officiels ne couvrent pas tout le programme.