🎯 Objectifs du chapitre cliquer pour développer

Déterminer un nombre d'oxydation ; identifier oxydant et réducteur
Écrire demi-équations (milieu acide) et équation d'oxydo-réduction
Schématiser et faire fonctionner une pile (polarité, pont salin)
Calculer la quantité d'électricité \(Q = n(\text{e}^-)\cdot F\)

Fiche résumé — Oxydo-réduction et piles

Chapitre 4 | Terminale STL — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

1. Vocabulaire

Oxydation = perte d'e⁻ (réducteur).
Réduction = gain d'e⁻ (oxydant).
Couple Ox/Réd : \(\text{Ox} + n\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Réd}\).

Astuce : le réducteur donne, l'oxydant prend.

2. Nombre d'oxydation

Corps simple = 0 ; ion monoatomique = charge.
O = \(-\text{II}\) ; H = \(+\text{I}\).
Somme des n.o. = charge de l'espèce.

Piège : dans \(\text{MnO}_4^-\), charge \(=-1\) mais n.o.(Mn) \(=+\text{VII}\).

3. Repérer avec le n.o.

n.o. ↑ → oxydation → réducteur.
n.o. ↓ → réduction → oxydant.

Nb d'e⁻ échangés = variation du n.o.

4. Demi-équation (milieu acide)

élément (hors O, H)
O avec \(\text{H}_2\text{O}\)
H avec \(\text{H}^+\)
charges avec \(\text{e}^-\)

\(\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5\,\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}\)

5. Oxydants / réducteurs usuels

Oxydants gaz : \(\text{O}_2\), \(\text{Cl}_2\).
Oxydants aqueux : \(\text{I}_2\), \(\text{H}_2\text{O}_2\).
Réducteurs : \(\text{H}_2\) (gaz), \(\text{Fe}^{2+}\) (aqueux).

6. Équation globale

Combiner 2 demi-équations en égalisant les e⁻ (cédés = captés), additionner, simplifier \(\text{e}^-\), \(\text{H}^+\), \(\text{H}_2\text{O}\).

Vérifier : conservation des éléments et des charges.

7. La pile

2 demi-piles + pont salin (neutralité, ferme le circuit).
Anode = oxydation = pôle − ; cathode = réduction = pôle +.
e⁻ dans le fil : anode → cathode. Courant \(I\) : sens inverse (cathode → anode).
Ions : cations → cathode, anions → anode.
Équation : oxydation au pôle −, réduction au pôle +, on combine.

Piège : dans une pile, l'anode est le pôle − (pas +).

8. Quantité d'électricité

\(Q = n(\text{e}^-)\times F\)

\(F = 96\,500\ \text{C·mol}^{-1}\) (charge d'1 mol d'e⁻). \(n(\text{e}^-)\) déduit de la demi-équation du réactif limitant.

Lien : \(Q = I\times t\) → durée de vie \(t = Q/I\).

9. Redox du vivant

Couples transporteurs d'électrons (chaîne respiratoire) :

\(\text{NAD}^+/\text{NADH}\)
\(\text{FAD}/\text{FADH}_2\)
cytochromes (\(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}\)) → \(\text{O}_2\)

Exemple type

Pile Daniell : Zn (pôle −, anode) / Cu (pôle +, cathode). Équation : \(\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \to \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}\).
Pour \(m(\text{Zn}) = 0{,}654\ \text{g}\) (\(M = 65{,}4\)) : \(n(\text{Zn}) = 0{,}0100\) mol → \(n(\text{e}^-) = 0{,}0200\) mol → \(Q = 0{,}0200\times 96\,500 = 1{,}93\times 10^{3}\ \text{C}\).