Niveau : Moyen à Difficile — Durée estimée : 60 min — 10 exercices avec corrections détaillées
Rappel des notions clés
Une réaction d'oxydo-réduction (ou redox) est une transformation chimique caractérisée par un transfert d'électrons entre deux espèces. L'oxydant est l'espèce capable de capter des électrons, tandis que le réducteur est l'espèce capable d'en céder. Ils forment ensemble un couple redox noté Ox/Red.
Pour équilibrer une demi-équation électronique, on suit une méthode rigoureuse : équilibrer l'élément principal, puis l'oxygène avec H2O, puis l'hydrogène avec H+, et enfin les charges avec les électrons e-. L'équation bilan de la réaction s'obtient en combinant deux demi-équations de sorte que le nombre d'électrons cédés soit égal au nombre d'électrons captés.
Une pile électrochimique convertit l'énergie chimique en énergie électrique par une réaction redox spontanée. Elle est composée de deux demi-piles reliées par un pont salin. L'oxydation a lieu à l'anode (borne négative) et la réduction à la cathode (borne positive).
À retenir : Oxydant + n e- = Réducteur (Réduction) Réducteur = Oxydant + n e- (Oxydation) Anode = Oxydation (-) / Cathode = Réduction (+)
Exercices — Niveau Facile
Exercice 1 : Identifie l'oxydant et le réducteur dans les couples suivants : Cu2+/Cu, Ag+/Ag, Cl2/Cl-.
Correction :
Par convention, un couple est noté Ox/Red.
- Cu2+/Cu : Cu2+ est l'oxydant, Cu est le réducteur.
- Ag+/Ag : Ag+ est l'oxydant, Ag est le réducteur.
- Cl2/Cl- : Cl2 est l'oxydant, Cl- est le réducteur.
Exercice 2 : Équilibre la demi-équation électronique du couple Zn2+/Zn.
Correction :
1. Élément principal : 1 Zn de chaque côté (déjà équilibré). 2. Oxygène/Hydrogène : aucun. 3. Charges : On a 2+ à gauche et 0 à droite. On ajoute donc 2 électrons à gauche.
Zn2+ + 2 e- = Zn
Exercice 3 : Équilibre la demi-équation du couple O2/H2O en milieu acide.
Correction :
1. Oxygène : On a 2 O à gauche, on met 2 H2O à droite. 2. Hydrogène : On a 4 H à droite, on ajoute 4 H+ à gauche. 3. Charges : On a 4+ à gauche et 0 à droite. On ajoute 4 e- à gauche.
O2 + 4 H+ + 4 e- = 2 H2O
Exercices — Niveau Moyen
Exercice 4 : Équilibre la demi-équation complexe du couple MnO4- / Mn2+ en milieu acide.
Correction :
1. Élément Mn : 1 de chaque côté. 2. Oxygène : 4 O à gauche, on ajoute 4 H2O à droite. 3. Hydrogène : 8 H à droite (4x2), on ajoute 8 H+ à gauche. 4. Charges : À gauche (-1 + 8) = +7. À droite = +2. Différence de 5.
On ajoute 5 e- à gauche : MnO4- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O
Exercice 5 : Écris l'équation bilan de la réaction entre les ions Argent Ag+ et le métal Cuivre Cu. Les couples sont Ag+/Ag et Cu2+/Cu.
Correction :
Demi-équations : (1) Ag+ + e- = Ag (Réduction) (2) Cu = Cu2+ + 2 e- (Oxydation)
Pour annuler les électrons, on multiplie (1) par 2 : 2 Ag+ + 2 e- = 2 Ag Cu = Cu2+ + 2 e-
Bilan : 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+
Exercice 6 : Dans une pile, on observe une décoloration d'une solution de permanganate MnO4- qui se transforme en Mn2+. Cette électrode est-elle l'anode ou la cathode ? Justifie.
Correction :
Le passage de MnO4- à Mn2+ correspond à une capture d'électrons (voir exercice 4). C'est donc une réduction. Par définition, la réduction a lieu à la cathode.
Exercice 7 : On réalise une pile Aluminium-Cuivre. Le métal Al s'oxyde en Al3+. Écris la demi-équation à l'anode.
Correction :
L'anode est le siège de l'oxydation. Le métal perd des électrons. Al = Al3+ + 3 e-
Exercices — Niveau Difficile
Exercice 8 : Équilibre la réaction entre l'ion dichromate Cr2O7 2- et l'éthanol C2H6O. Produits : Cr3+ et l'acide éthanoïque C2H4O2.
Correction :
1. Couple Cr2O7 2- / Cr3+ : Cr2O7 2- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O 2. Couple C2H4O2 / C2H6O : C2H6O + H2O = C2H4O2 + 4 H+ + 4 e-
On cherche le PPCM de 6 et 4 électrons, soit 12. On multiplie la première par 2 et la seconde par 3. 2 Cr2O7 2- + 28 H+ + 12 e- = 4 Cr3+ + 14 H2O 3 C2H6O + 3 H2O = 3 C2H4O2 + 12 H+ + 12 e-
Bilan après simplification des H+ et H2O : 2 Cr2O7 2- + 3 C2H6O + 16 H+ → 4 Cr3+ + 3 C2H4O2 + 11 H2O
Exercice 9 : Une pile fonctionne pendant 2 heures en débitant un courant constant I = 50 mA. Calcule la quantité d'électricité Q échangée, puis le nombre de moles d'électrons n(e-) ayant circulé. Donnée : F = 96500 C/mol.
Correction :
1. Q = I * t. Attention : t en secondes (2h = 7200 s) et I en Ampères (50 mA = 0,050 A). Q = 0,050 * 7200 = 360 C.
2. Q = n(e-) * F, donc n(e-) = Q / F. n(e-) = 360 / 96500 = 0,00373 mol.
La quantité d'électrons est 3,73 * 10^-3 mol.
Exercice 10 : On considère la pile Daniell (Zn/Zn2+ // Cu2+/Cu). Si la masse de l'électrode de zinc diminue de 0,65 g, quelle est la variation de masse de l'électrode de cuivre ? M(Zn) = 65,4 g/mol ; M(Cu) = 63,5 g/mol.
Correction :
Équations : Zn = Zn2+ + 2e- et Cu2+ + 2e- = Cu. On voit que pour 1 mole de Zn consommée, 1 mole de Cu est formée. n(Zn) = m / M = 0,65 / 65,4 = 0,00994 mol. Donc n(Cu) = 0,00994 mol. m(Cu) = n M = 0,00994 63,5 = 0,631 g.
La masse de l'électrode de cuivre augmente de 0,63 g.
Erreur fréquente : Ne confonds pas le sens des électrons (du - vers le +) avec le sens du courant conventionnel (du + vers le -) !
Bilan et conseils
Ce qu'il faut retenir : L'oxydo-réduction repose sur la balance des électrons. Toujours équilibrer les charges en dernier. Pour les piles, souviens-toi de "AN OX" (Anode = Oxydation) et "RED CAT" (Réduction = Cathode) pour ne plus jamais te tromper.
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