Oxydoréduction, piles et électrolyse en Terminale
Cours complet, points clés à retenir et exercices d'entraînement de oxydoréduction, piles et électrolyse pour les élèves de Terminale. Conforme au programme officiel.
Réviser notion par notion
Ce que tu vas réviser
- Couples oxydant/réducteur, réactions d'oxydoréduction
- Piles électrochimiques : fonctionnement et f.é.m.
- Électrolyse et évolution forcée
- Applications : accumulateurs, corrosion et protection
Couples oxydant et réducteur
Un couple oxydant/réducteur est formé de deux espèces chimiques liées par un échange d'électrons. L'oxydant gagne des électrons (réduction), le réducteur en perd (oxydation). On les note Ox/Red.
Exemple
Le fer qui rouille : le couple Fe³⁺/Fe²⁺ ou Fe²⁺/Fe. Le fer métallique perd des électrons et s'oxyde en ions ferreux ou ferriques.
À retenir : Oxydation = perte d'électrons, Réduction = gain d'électrons (mémoriser OPE et GE).
Réactions d'oxydoréduction
Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre deux espèces : un réducteur cède des électrons à un oxydant. Les deux demi-réactions (oxydation et réduction) se produisent simultanément.
Exemple
Une batterie de voiture : le zinc et le cuivre échangent des électrons. Ou la rouille du fer exposé à l'air et l'humidité.
À retenir : Dans une réaction redox, le nombre d'électrons perdus par le réducteur égale le nombre gagné par l'oxydant.
Piles électrochimiques et fonctionnement
Une pile est un système qui transforme l'énergie chimique en énergie électrique grâce à une réaction d'oxydoréduction spontanée. Elle possède deux électrodes (anode et cathode) plongées dans un électrolyte.
Exemple
Une pile AA (Duracell, Energizer) : zinc et dioxyde de manganèse réagissent pour produire du courant électrique qui alimente une lampe de poche.
À retenir : À l'anode (pôle négatif) : oxydation du réducteur. À la cathode (pôle positif) : réduction de l'oxydant.
Force électromotrice (f.é.m.) d'une pile
La f.é.m. est la tension électrique maximale qu'une pile peut fournir quand elle ne débite pas de courant. Elle dépend de la nature des électrodes et de l'électrolyte utilisés.
Exemple
Une pile Leclanché (1,5 V) ou une pile alcaline (1,5 V aussi). La f.é.m. d'une batterie de voiture (12 V) vient de 6 piles en série.
À retenir : La f.é.m. se calcule par $E = E°_{cathode} - E°_{anode}$ (potentiels standards).
Électrolyse et évolution forcée
L'électrolyse est une réaction d'oxydoréduction non spontanée, forcée par l'application d'une tension électrique externe. Elle permet de décomposer une substance ou de produire une autre.
Exemple
L'électrolyse de l'eau : avec du courant électrique, on obtient du dihydrogène (H₂) à la cathode et du dioxygène (O₂) à l'anode. Ou le placage d'or sur un bijou.
À retenir : En électrolyse, on impose le sens de la réaction : l'anode devient l'électrode positive, la cathode l'électrode négative.
Accumulateurs et batteries rechargeables
Un accumulateur est une pile rechargeable : on peut inverser la réaction d'oxydoréduction en appliquant une tension externe, ce qui régénère les réactifs initiaux.
Exemple
Batterie lithium-ion d'un smartphone ou d'une voiture électrique (Tesla). Batterie plomb-acide d'une voiture classique (12 V).
À retenir : Un accumulateur fonctionne comme une pile en décharge, puis comme une cellule d'électrolyse en charge.
Corrosion et protection des métaux
La corrosion est l'oxydation spontanée d'un métal au contact de l'oxygène et de l'humidité. Elle détruit progressivement le métal. On peut la ralentir par protection.
Exemple
La rouille du fer : Fe + O₂ + H₂O → Fe₂O₃·nH₂O. Protection : peinture, galvanisation (zinc), ou sacrifier une anode de zinc (protection cathodique).
À retenir : La corrosion est une réaction redox spontanée ; on la prévient par barrière physique ou par protection électrochimique.
Les points clés
- Une réaction redox implique toujours un transfert d'électrons entre un oxydant et un réducteur
- Une pile convertit l'énergie chimique en électricité via une réaction spontanée ; l'électrolyse fait l'inverse en forçant une réaction non spontanée
- La f.é.m. d'une pile dépend des potentiels standards des couples redox mis en jeu
- Un accumulateur peut être rechargé en inversant la réaction redox par électrolyse
- La corrosion est une oxydation spontanée ; on la combat par barrière physique ou protection cathodique
L'essentiel
Les réactions d'oxydoréduction sont au cœur des piles, accumulateurs et électrolyse : elles transforment l'énergie chimique en électricité ou inversement.
Exercices d'entraînement
Entraîne-toi sur ces exercices, puis fais-toi corriger pas à pas par le tuteur.
Exercice 1
On considère une pile Daniell formée d'une électrode de zinc plongée dans une solution de ZnSO₄ et d'une électrode de cuivre plongée dans une solution de CuSO₄. Les deux solutions sont reliées par un pont salin. Données : $E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34$ V et $E°(Zn²⁺/Zn) = -0,76$ V. 1) Identifier le réducteur et l'oxydant. 2) Écrire les demi-réactions d'oxydation et de réduction. 3) Calculer la f.é.m. de la pile.
Corrige cet exercice avec le tuteur →Exercice 2
On réalise l'électrolyse de l'eau pure en ajoutant un peu d'acide sulfurique (H₂SO₄) comme électrolyte. On applique une tension de 5 V entre deux électrodes de platine. 1) Écrire les demi-réactions à la cathode et à l'anode. 2) Écrire l'équation bilan de l'électrolyse. 3) Quel gaz se dégage à chaque électrode ?
Corrige cet exercice avec le tuteur →