Oxydoréduction et piles

1. Réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre un réducteur (donneur) et un oxydant (accepteur).

• Oxydation : $\text{Red} \to \text{Ox} + n\,e^-$ (perte d'électrons).
• Réduction : $\text{Ox} + n\,e^- \to \text{Red}$ (gain d'électrons).
• Couple oxydant/réducteur : $\text{Ox}/\text{Red}$. Exemples : $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$, $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$, $\text{MnO}_4^-/\text{Mn}^{2+}$.

2. Équilibrer une demi-équation

1. Équilibrer l'élément principal.
2. Équilibrer O avec H₂O.
3. Équilibrer H avec H⁺ (milieu acide).
4. Équilibrer la charge avec e⁻.

Exemple : $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\,e^- \to \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$.

Pour obtenir la réaction globale, on combine deux demi-équations en éliminant les électrons.

3. Piles électrochimiques

Deux demi-piles (couples Ox/Red) reliées par un pont salin. Aux bornes :

• Anode (–) : oxydation.
• Cathode (+) : réduction.

Notation : $\text{Zn} | \text{Zn}^{2+} \,\|\, \text{Cu}^{2+} | \text{Cu}$.

Force électromotrice : $E = E_{cathode}^\circ - E_{anode}^\circ$ (V).

4. Quantité d'électricité

$Q = I \cdot t = n_e \cdot \mathcal{F}$, $\mathcal{F} = 96\,500$ C/mol (Faraday).

D'où la masse déposée à une électrode : $m = \dfrac{M \cdot I \cdot t}{n \cdot \mathcal{F}}$.

5. Accumulateurs et batteries

• Plomb-acide : voitures thermiques.
• Lithium-ion : électronique, véhicules électriques. Cathode LiCoO₂ ou LiFePO₄.
• Ni-MH : hybrides.

Énergies massiques (Wh/kg) : Pb 30, Ni-MH 80, Li-ion 200.

6. Pile à combustible

$2\text{H}_2 + \text{O}_2 \to 2\text{H}_2\text{O}$, conversion directe énergie chimique → électrique. Sous-produit : eau. Rendement > 60 %.

7. Électrolyse

Réaction inverse, forcée par un générateur. Applications : électrolyse de l'eau (production d'H₂), zincage, raffinage du cuivre, production d'aluminium (Hall-Héroult).

À retenir

• Oxydation = perte d'e⁻ ; réduction = gain.
• Couple Ox/Red, demi-équations équilibrées avec H⁺, H₂O.
• $Q = It = n_e \mathcal{F}$, $\mathcal{F} = 96\,500$ C/mol.
• Piles ≠ électrolyses (spontané vs forcé).