Chapitres 13 et 14 Concepts clés… À savoir…

Chimie 30 – Révision – Module B - Électrochimie
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Chapitres 13 et 14
Concepts clés… À savoir…
• Demi-réaction (p. 561)
• Réduction [GER-AO] (p. 562)
• Oxydation [LEO-AR] (p. 562)
• RÉDOX [RED→OX] (p. 562)
• Écrire des demi-réactions dans des solutions acides (p. 567)
• Écrire des demi-réactions dans des solutions basiques (p. 567)
• Agents oxydants [GER-AO] (p. 569)
• Agents réducteurs [LEO-AR] (p. 569)
• Création d’un tableau rédox (p. 569–570) et (p. 572–573)
• Règle de spontanéité (p. 572)
• Prédire des réactions RÉDOX (p. 575–576)
• Dismutation (p. 577)
• Nombres d’oxydation (p. 583)
• Déterminer les nombres d’oxydation (p. 583–585)
• Réduction et oxydation en utilisant les nombres d’oxydation (p. 588)
• Équilibrer des équations d’oxydoréduction à l’aide des nombres d’oxydation (p. 589–593)
• Titrage RÉDOX (p. 596)
• Stœchiométrie RÉDOX (p. 596)
• Piles voltaïques (p. 612)
• Électrode (p. 613)
• Électrolyte (p. 613)
• Différence de potentiel électrique (Voltage) (p. 613)
• Composantes d’une pile électrique (p. 614)
• Piles commerciales [Primaire, secondaire, et piles à combustibles] (p. 615–620)
• Demi-pile (p. 622)
• Fonctionnement d’une pile électrique (p. 623–626)
• Cathode (p. 624)
• Anode (p. 624)
• Notation conventionnelle de la pile (p. 624)
• Électrode inerte (p. 625)
• Piles standard et le potentiel de pile (p. 627–630) et (p. 639)
• Corrosion et protection anticorrosion (p. 634–636)
• Fonctionnement de la pile électrolytique (p. 639–645) et (p. 646–650)
• Pile électrolytique (p. 640)
• Composantes d’une pile électrolytique (p. 640)
• Exception chlorure (p. 645)
• Stoechiométrie des piles (p. 652–656)

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L’électrochimie est un domaine de la chimie basée sur le transfert d’électrons. Elle est aussi basée
sur une réaction RÉDOX.
Demi-réactions : une équation chimique qui démontre une perte ou un gain d’électrons par une
substance impliquée dans une réaction RÉDOX
Une demi-réaction démontre ce qui arrive à un réactif dans une rx RÉDOX. Elle donne une partie
de l’histoire. Il faut l’autre demi-réaction pour donner le restant de l’histoire. L’union de deux
demi-réaction donne toute l’histoire = équation ionique nette
 À se rappeler… en traitant les demi-réactions
o Il faut toujours vérifier le nombre d’électrons gagnés ou perdus, dans une demi-
réaction, mathématiquement, en équilibrant la charge nette
o ** N’oublie pas que les éléments purs n’ont pas de charge nette, tandis que les ions
ont une charge nette égale à leur charge ionique.
o On équilibre la charge en plaçant des négatives (électrons) du côté approprié pour
balancer la charge nette
Réduction : le processus par lequel il y a un gain d’électrons [GER]
o en général : cation  élément métallique
non-métal  anion
o GER  Gain d’électrons est réduction
Oxydation : le processus par lequel il y a une perte d’électrons [LEO ou PEO]
o en général : élément métallique  cation
anion  élément non-métallique
o LEO  Libération d’électrons est oxydation
o PEO  Perte d’électrons est oxydation
Agent réducteur : une substance qui cause la réduction de l’autre substance
o c’est la substance qui perd ou libère des électrons dans une rx
o est lui-même oxydé
Agent oxydant : une substance qui cause l’oxydation de l’autre substance
o c’est la substance qui gagne ou enlève des électrons dans une rx
o est lui-même réduit
Le nombre d’électrons gagnés par le AO est égal au nombre d’électrons perdus par le AR. Une
fois que les électrons transférés sont équilibrés, les deux demi-réactions peuvent être additionnées
pour donner une équation ionique nette.
 Note : les électrons n’existent pas dans l’équation ionique nette.

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Une façon de se rappeler ceci est de regarder le mot rédox. RÉD  OX
RÉD est à la gauche et indique un gain  OX est à la droite et indique une perte.
o Si les électrons sont placés à la gauche de la flèche, ils sont gagnés
 ∴ une réduction
o Si les électrons sont placés à la droite de la flèche, ils sont perdus/libérés
 ∴ une oxydation
Pour toute réaction de réduction il y a une réaction d’oxydation.
Une réaction RÉDOX est combinaison des deux demi-réactions d’oxydation et de réduction.
Écrire des équations de demi-réactions complexes :
Premièrement, il faut déterminer si la réaction a lieu dans une solution acide ou basique.
Écrire des demi-réactions complexes dans une solution acide :
1. Écris les formules chimiques des réactifs et des produits.
2. Équilibre tous les atomes autres d’O et H.
3. Équilibre O en ajoutant des molécules d’H2O(l) au côté opposé.
4. Équilibre H en ajoutant des ions H+(aq) au côté opposé.
5. Équilibre les charges de chaque côté en ajoutant e- et annule tout ce qui est identique aux
deux côtés de la flèche.
Écrire des demi-réactions complexes dans une solution basique :
1. Écris les formules chimiques des réactifs et des produits.
2. Équilibre tous les atomes autres d’O et H.
3. Equilibre O en ajoutant des molécules d’H2O(l) au côté opposé.
4. Équilibre H en ajoutant des ions H+(aq) au côté opposé.
5. Ajoute des ions OH-(aq) des deux côtés pour égaliser le nombre d’H+(aq) présents
6. Combine les H+(aq) et les OH-(aq) inscrits du même côté pour former des molécules
d’H2O(l). Annule les quantités égales d’H2O(l) des deux côtés.
7. Équilibre les charges de chaque côté en ajoutant e- et annule tout ce qui est identique aux deux
côtés de la flèche.

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Création d’un tableau rédox :
NOTE : Lorsqu’on écrit un tableau rédox de demi-réactions il faut s’assurer que les électrons sont
écrits du côté gauche du tableau. Les demi-réactions de réduction. C’est-à-dire on commence avec
AOF (agent oxydant fort) et on se termine avec l’agent oxydant le plus faible.
• Pour les demi-réactions de réduction, on lit de gauche à droite.
• Pour les demi-réactions d’oxydation, on lit de droit à gauche.
Règle de spontanéité : en utilisant un tableau rédox, on peut déterminer si une réaction serait
spontanée ou pas en :
 Une rx serait spontanée si l’agent oxydant (AO) est au-dessus de l’agent
réducteur (AR) dans le tableau rédox de demi-réactions.
 Une rx serait non-spontanée si l’agent oxydant (AO) est au-dessous de l’agent
réducteur (AR) dans le tableau rédox de demi-réactions.
À l’aide de la règle de spontanéité et le tableau rédox de demi-réactions, on peut prédire si une
certaine combinaison de substances chimiques réagiront spontanément ou pas, sans faire
l’expérience.
NOTE : Une autre façon de créer un tableau rédox est d’utiliser la règle de spontanéité elle-même.
Cette méthode implique des résultats expérimentaux actuels. Si une réaction a eu lieu, on sait que
l’AO est au-dessus de l’AR sur la liste, et si une réaction n’a pas eu lieu, on sait que l’AO est au-
dessous de l’AR sur la liste. Tout ce qui faut faire est de placer les AO et l’AR aux niveaux
appropriés et compléter les demi-réactions avec les électrons.
AOF ARF
Ag+(aq) + e-  Ag(s)
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)
Pb2+(aq) + 2e-  Pb(s)
Zn2+(aq) + 2e-  Zn(s)
AOf ARf
côté de
réduction
côté
d’oxydation
AO
spont
! "!!
AR
AR
non-spont
! "!!!
AO

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Prédire une réaction RÉDOX :
1. Énumère toutes les espèces présentes et classe-les en agent oxydant (AO), agent réducteur
(AR) ou les deux. Rappel : les solutions ioniques aqueuses se dissocient en leurs cations et
anions, ainsi que l’eau et cherche toutes les AO et AR qui sont des combinaisons.
2. Choisis l’agent oxydant le plus fort (AOF), selon le tableau rédox, et écris l’équation
représentant une réduction.
3. Choisis l’agent réducteur le plus fort (ARF), selon le tableau rédox, et écris l’équation
représentant une oxydation.
4. Équilibre le nombre d’électrons gagnés ou perdus dans les équations des demi-réactions en
multipliant une ou les deux équations par un nombre entier. Additionne ensuite les deux
équations équilibrées des demi-réactions pour obtenir une équation ionique nette.
5. Selon la règle de spontanéité, prédis si l’équation ionique nette représente une réaction rédox
spontanée ou non-spontanée.
Nombres d’oxydation :
Il est difficile d’expliquer l’oxydation et la réduction des molécules et des ions polyatomiques,
alors les chimistes ont développé une méthode de représenter le gain ou la perte d’électrons qui a
lieu dans une réaction. Ce système implique des états d’oxydation.
État d’oxydation : la charge nette apparente ce cet atome aurait si les doublets d’électrons des
liaisons covalentes appartenaient entièrement à l’atome ayant l’électronégativité la plus élevée.
L’électronégativité peut être retrouvé dans le tableau périodique du livret de données.
Dans une molécule liée par une liaison covalente ou un ion polyatomique, les atomes avec les
valeurs d’électronégativité les plus élevées sont « négatifs » et ceux avec les valeurs
d’électronégativité les moins élevées sont « positifs ».
Les scientifiques utilisent ensuite un nombre d’oxydation pour représenter l’état d’oxydation
attribué à un atome.
Nombres d’oxydation communs
• tous les éléments purs ont un nombre d’oxydation de 0
• hydrogène dans un composé a un nombre d’oxydation de +1, à l’exception des hydrures
métalliques où c’est -1
• oxygène dans un composé a un nombre d’oxydation de -2, à l’exception dans les peroxydes
ou c’est -1 et dans difluorure d’oxygène où c’est +2
• tous les ions monoatomiques ont un nombre d’oxydation de valeur et signes égaux à sa
charge ionique
Pour distinguer les nombres d’oxydation des charges ioniques on écrit le nombre d’oxydation avec
le signe qui précède le nombre et au-dessus de l’élément.