Study Guide - Holy Trinity Academy

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Chimie 30
Guide de préparation pour
l’examen final
Sujet B:
Transformations
Électrochimiques

Le curriculum
30–B1.1c définir l’oxydation et la réduction du point de vue opérationnel et théorique.
30–B1.2c définir les termes suivants : agent oxydant, agent réducteur, nombre d’oxydation,
demiréaction, dismutation.
30–B1.3c faire la distinction entre les réactions d’oxydoréduction et d’autres réactions en
utilisant les demi-réactions ou les nombres d’oxydation.
30–B1.4c préciser les transferts d’électrons, les agents oxydants et les agents réducteurs
dans les réactions d’oxydoréduction qui ont lieu dans la vie quotidienne, dans les systèmes
vivants (ex. : respiration cellulaire et photosynthèse) et inanimés, c’est-à-dire la corrosion.
30–B1.5c comparer la force relative des agents oxydants et réducteurs d’après des données
empiriques.
30–B1.6c prédire la spontanéité d’une réaction d’oxydoréduction d’après les potentiels
standard de réduction et comparer ces prédictions aux résultats expérimentaux.
30–B1.7c écrire et équilibrer les équations de réactions d’oxydoréduction en solution acide
et neutre :
• en utilisant les équations des demi-réactions tirées d’un tableau de potentiels standard de
réduction;
 en établissant les équations de demi-réactions simples d’après l’information fournie
sur des transformations par oxydoréduction;
 en attribuant des nombres d’oxydation, s’il y a lieu, aux espèces subissant une
transformation chimique.
30–B1.8c calculer les quantités de substances qui entrent en jeu dans les titrages par
oxydoréduction.
30–B2.1c définir les termes suivants : anode, cathode, anion, cation, pont salin/cloison
poreuse, électrolyte, circuit externe, alimentation électrique, pile voltaïque et pile
électrolytique.
30–B2.2c déterminer les similarités et les différences entre le fonctionnement d’une pile
voltaïque et celui d’une pile électrolytique.
30–B2.3c prédire et écrire l’équation de la demi-réaction qui se produit à chaque électrode
dans une pile électrochimique.
30–B2.4c reconnaître que les réactions prédites ne se produisent pas toujours, ex. : dans le
cas de la production de chlore gazeux par électrolyse de la saumure.
30–B2.5c expliquer que la valeur du potentiel standard de réduction est établie en prenant
pour référence 0 volt fixé pour l’électrode d’hydrogène dans les conditions standard.
30–B2.6c calculer les valeurs des potentiels standard de piles pour diverses piles
électrochimiques.
30–B2.7c prédire la spontanéité ou non-spontanéité des réactions d’oxydoréduction d’après
la valeur calculée du potentiel standard de pile et la position relative des équations des
demiréactions dans un tableau de potentiels standard de réduction.
30–B2.8c calculer la masse, les concentrations, le courant et le temps pour des piles
voltaïques et électrolytiques simples en appliquant la loi de Faraday et la stœchiométrie.

Concepts clés :
oxydation
réduction
agent oxydant
agent réducteur
spontanéité
réaction d’oxydoréduction
nombre d’oxydation
demi-réaction
dismutation
potentiel standard de réduction
pile voltaïque
pile électrolytique
électrolyse
potentiel standard de pile
loi de Faraday
corrosion
Oxydation: la perte d'un ou plus électrons par une substance pendant une réaction
chimique.
 agent oxydant (AO/OA): une substance qui cause l'oxydation d'une autre
 Ils ont l'habileté de prendre des électrons d'une autre substance. Pendant le
processus, l'AO lui-même est réduit.
Réduction: le gain d'u ou plus électrons par une substance pendant une réaction
chimique
 agent réducteur (AR/RA): une substance qui cause la réduction d'une autre
 Ils ont l'habileté de donner des électrons à une autre substance. Pendant le
processus, l'AR lui-même est oxydé
 La réduction et l'oxydation arrivent au même temps - le processus complet c'est
l'oxydoréduction ("redox").
 La spontanéité des Réactions: Une réaction spontanée se passe si l'AO est assez fort
pour enlever des électrons de l'AR. Leur force relative est déterminée par leur
position dans le tableau.

Équilibrer des Demi-Réactions dans des solutions acides ou basiques
1. Écris des demi-réactions non-équilibrées
2. Équilibre les atomes autres que l'oxygène et l'hydrogène en premier.
3. Équilibre les atomes d'oxygène en ajoutant des molécules d'eau.
4. Équilibre les atomes d'hydrogène en ajoutant des ions d'hydrogène.
Si ta réaction se passe dans une solution acide, passe à #8.
Si ta réaction se passe dans une solution basique, passe à #5.
5. Ajuste pour les conditions basiques en ajoutant aux deux côtés le même nombre
d'ions d'hydroxyde que d'ions hydrogène déjà présents.
6. Simplifie l'équation en combinant des ions hydrogène et hydroxyde qui apparaissent
sur le même côté de la réaction en molécules d'eau.
7. Annule des molécules d'eau présents sur les 2 côtés.
8. Équilibre les charges en ajoutant des électrons.
Lorsque tu as 2 demi-réactions équilibrées, tu peux les ajouter (en faisant certain
d'équilibrer les électrons) pour obtenir la réaction oxydoréduction équilibrée.
La dismutation
Lorsque la même substance agit comme AO/AR. Certains atomes/molécules de cette
substance gagnent des électrons tandis que d'autres en perdent.
État d'Oxydation : la charge nette qu'un atome aurait si les électrons d'une liaison
covalente appartiennent entièrement à l'atome plus électronégative
 Nombre d'Oxydation: sont positives ou négatives (entiers ou fractions) qui
représentent l'état d'oxydation d'un atome.
 Nombres d'Oxydation Communs:
o Éléments = 0
o Dans un composé, hydrogène = +1; Dans des hydrides métalliques (ex.
LiH), hydrogène = -1
o Dans un composé, oxygène = -2; les peroxydes (ex. H2O2), oxygène = -1
o Ions monoatomiques = leur charge actuelle
 Donner des nombres d'oxydation:
o Donne tous les nombres communs en premier.
o La somme des nombres d'oxydation dans un composé neutre doit être 0.
o La somme des nombres d'oxydation dans un atome polyatomique doit
égaler la charge de l'ion.
o Dans un composé moléculaire qui ne contient pas de l'hydrogène ni de
l'oxygène, l'élément le plus électronégative a un nombre d'oxydation égal
à la charge négative qu'il aurait lorsqu'il fait partie d'un composé ionique.
 Dans une réaction oxydoréduction, l'AO est réduit. Donc, il contient un atome où
le nombre d'oxydation diminue.
 Dans une réaction oxydoréduction, l'AR est oxydé. Donc, il contient un atome où
le nombre d'oxydation augmente.
 Si aucun nombre d'oxydation ne change, alors la réaction n'est pas
l'oxydoréduction.

La Stoichiométrie
 L'ion permanganate (MnO4-(aq)) et l'ion dichromate (Cr2O72-(aq)) sont communs
comme AO
 Les deux sont relativement forts, donc il y aura une réaction spontanée avec
presque tout AR.
 Les deux changent de couleur de façon visible pour démontrer la fin du titrage.
Une pile voltaïque
 Les électrons se déplacent de l'anode (-) vers la cathode (+) en passant par un
conducteur externe (typiquement un fil en cuivre)
 Les réactifs ne doivent pas faire un contact direct pour être utiles. Les électrons
vont de l'AR vers l'AO par un circuit externe.
 L'agent oxydant le plus fort est toujours réduit dans la demi-pile à la cathode.
 L'agent réducteur le plus fort est toujours oxydé dans la demi-pile à l'anode.
 La masse de la cathode va augmenter en masse.
 L'anode va diminuer en masse
 La couleur des ions dans l'électrolyte de la cathode va devenir moins intense
Notation de pile (cellule)
anode | anode électrolyte | | cathode électrolyte | cathode
Potentiel de pile standard(Eopile): la différence entre les potentiels de réduction de
l'anode et la cathode
Eopile = Eo cathode - Eo anode
 Si l'AO est plus fort que H+, cette demi-pile aurait un potentiel de réduction
supérieur à 0,00 V (une valeur positive).
 Si l'AO est plus faible que H+, cette demi-pile aurait un potentiel de réduction
inférieur à 0,00 V (une valeur négative).
 Si une demi-pile autre que celle d'hydrogène est choisie comme la demi-pile de
référence, les potentiels individuels de réduction seront différents, mais leur
valeur relative resterait la même.