Oxydo-réduction : piles et potentiels

Cours · chimie (MP2I), chapitre 5 · CPGE MP2I (1re année) · le début du chapitre, la suite sur Adloun

Pile Daniell : électrode de zinc et de cuivre, pont salin, et les électrons qui vont du zinc vers le cuivre.

Les réactions d'oxydo-réduction mettent en jeu un transfert d'électrons : elles font fonctionner les piles, expliquent la corrosion, les dosages. Ce chapitre introduit le nombre d'oxydation, le potentiel d'électrode et la formule de Nernst, qui permettent de prévoir le sens des réactions redox. Les diagrammes potentiel-pH ne sont pas au programme de MP2I.

5.1 Oxydants, réducteurs et nombre d'oxydation

Définition 5.1Oxydant, réducteur, couple

Un oxydant capte des électrons (il est réduit), un réducteur en cède (il est oxydé). À un couple Ox/Red correspond la demi-équation électronique

$Ox + n e^{-} = Red .$

Définition 5.2Nombre d'oxydation

Le nombre d'oxydation (n.o., en chiffres romains) mesure le degré d'oxydation d'un élément. Règles : corps simple $0$ ; ion monoatomique $=$ sa charge ; $O$ vaut $- II$ , $H$ vaut $+ I$ ; la somme des n.o. égale la charge globale. Une oxydation augmente le n.o., une réduction le diminue.

iRemarque

Oxydants/réducteurs usuels : ion permanganate $MnO X_{4} X^{-}$ (oxydant fort), ion thiosulfate $S X_{2} O X_{3} X^{2 -}$ , ion hypochlorite $ClO X^{-}$ (eau de Javel), peroxyde d'hydrogène $H X_{2} O X_{2}$ (oxydant ou réducteur selon le partenaire).

Exercices du chapitre

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