Les réactions d'oxydo-réduction

Exercice 1 — Définitions et notions de base (4 pts)
1. Définitions (2 pts) :

• Oxydant : espèce chimique qui capte (gagne) des électrons lors d'une réaction redox. En captant des électrons, l'oxydant est lui-même réduit.
• Réducteur : espèce chimique qui cède (perd) des électrons lors d'une réaction redox. En perdant des électrons, le réducteur est lui-même oxydé.

Mémo : l'Oxydant est Réduit ; le Réducteur est Oxydé (ORO ou « OIL RIG »).

2. Simultanéité de l'oxydation et de la réduction (1 pt) :
Les électrons ne peuvent pas exister « libres » en solution : ils sont cédés par le réducteur et immédiatement captés par l'oxydant. Il n'y a pas de transfert sans receveur ; l'oxydation et la réduction sont donc deux aspects inséparables du même phénomène.

3. Notation Ox/Red et exemple (1 pt) :
La notation conventionnelle est Ox/Red (forme oxydée en premier, forme réduite en second).
Exemples acceptés : Cu²⁺/Cu, Fe²⁺/Fe, Fe³⁺/Fe²⁺, H⁺/H₂, Zn²⁺/Zn, etc.
Illustration : dans le couple Cu²⁺/Cu, Cu²⁺ est la forme oxydée (oxydant) et Cu est la forme réduite (réducteur).

Exercice 2 — Demi-équations électroniques (4 pts)
1. Demi-équation de réduction de Ag⁺ en Ag (1 pt) :
Ag⁺ + 1 e⁻ → Ag
Justification : l'ion Ag⁺ porte une charge +1 ; le métal Ag est neutre. Il faut donc 1 électron pour équilibrer la charge. C'est bien une réduction (gain d'électrons).

2. Demi-équation d'oxydation de Fe en Fe²⁺ (1 pt) :
Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻
Justification : le fer métal Fe est neutre ; l'ion Fe²⁺ porte une charge +2. Il libère donc 2 électrons. C'est une oxydation (perte d'électrons).

3. Demi-équation de réduction de MnO₄⁻ en Mn²⁺ en milieu acide (2 pts) :
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
Étapes :

• Équilibrer Mn : 1 MnO₄⁻ → 1 Mn²⁺ ✓
• Équilibrer O : 4 O à gauche → ajouter 4 H₂O à droite.
• Équilibrer H : 4 H₂O contiennent 8 H → ajouter 8 H⁺ à gauche.
• Équilibrer les charges : à gauche −1 + 8(+1) = +7 ; à droite +2. Différence = 5 → ajouter 5 e⁻ à gauche.

Résultat final : MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

Exercice 3 — Équation bilan d'une réaction redox (5 pts)
Données : Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ (oxydation du zinc) et Ag⁺ + 1 e⁻ → Ag (réduction de l'ion argent).

a) Oxydant et réducteur (1 pt) :

• Réducteur : Zn — le zinc perd 2 électrons (il est oxydé).
• Oxydant : Ag⁺ — l'ion argent gagne 1 électron (il est réduit).

b) Égalisation du nombre d'électrons (2 pts) :
Zn perd 2 e⁻ ; Ag⁺ en gagne 1 e⁻.
→ Il faut multiplier la réduction par 2 pour avoir 2 e⁻ des deux côtés :

• Oxydation (×1) : Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻
• Réduction (×2) : 2 Ag⁺ + 2 e⁻ → 2 Ag

c) Équation bilan et vérification des charges (2 pts) :
Addition des deux demi-équations (les 2 e⁻ s'annulent) :
Zn + 2 Ag⁺ → Zn²⁺ + 2 Ag

Vérification des charges :

• Gauche : 0 (Zn) + 2×(+1) (2 Ag⁺) = +2
• Droite : (+2) (Zn²⁺) + 2×0 (2 Ag) = +2

Les charges sont égales ✓ — l'équation bilan est correcte.

Exercice 4 — Corrosion et protection des métaux (3 pts)
1. La rouille : réaction d'oxydo-réduction (2 pts) :
La rouille est le résultat de l'oxydation du fer par le dioxygène de l'air en présence d'eau (humidité).

• Réducteur : Fe (le fer métal perd ses électrons, il est oxydé).
• Oxydant : O₂ (le dioxygène capte les électrons, il est réduit).
• Conditions nécessaires : présence simultanée d'eau (H₂O) et de dioxygène (O₂) ; la présence de sel (eau de mer) ou d'acide accélère la corrosion.

Schéma simplifié :
4 Fe + 3 O₂ + 6 H₂O → 4 Fe(OH)₃ (oxyde de fer hydraté = rouille)

2. Principe de la galvanisation (1 pt) :
La galvanisation consiste à déposer une couche de zinc sur l'acier (par immersion dans du zinc fondu ou électrodéposition).
Le zinc protège l'acier de deux façons :

• Barrière physique : la couche de zinc isole l'acier de l'air et de l'eau.
• Protection électrochimique (anode sacrificielle) : même si la couche est rayée, le zinc est un réducteur plus puissant que le fer. C'est donc le zinc qui s'oxyde préférentiellement à la place du fer, protégeant l'acier jusqu'à l'épuisement complet du zinc.

Exercice 5 — Application aux piles et à l'électrolyse (4 pts)
1. Anode et cathode de la pile Zn/Cu (2 pts) :

• Anode (borne −) : électrode de zinc
  Réaction : Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ (oxydation du zinc — le zinc se dissout et libère des électrons qui circulent dans le circuit extérieur).
• Cathode (borne +) : électrode de cuivre
  Réaction : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (réduction des ions cuivre — du cuivre métal se dépose sur l'électrode).

Équation bilan de la pile : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

2. Différence pile / électrolyse (1 pt) :

• Pile : la réaction redox est spontanée ; elle produit de l'énergie électrique (conversion énergie chimique → énergie électrique).
• Électrolyse : la réaction redox est non spontanée ; elle nécessite un apport d'énergie électrique fourni par un générateur extérieur (conversion énergie électrique → énergie chimique).

3. Exemple d'application de l'électrolyse (1 pt) :
Exemples acceptés :

• Procédé chlore-alcali : électrolyse du chlorure de sodium NaCl pour produire du dichlore Cl₂ et de la soude NaOH (industrie chimique).
• Production d'aluminium par électrolyse de l'alumine Al₂O₃ (procédé Hall-Héroult).
• Électrodéposition (chromage, nickelage de pièces métalliques).
• Électrolyse de l'eau pour produire du dihydrogène H₂ (pile à combustible).