800 Chapitre 30
Réactions d’oxydo-réduction
Exercice 30.2
1. Dioxygène :
O O
Compte tenu de la symétrie de cette molécule, l’oxygène a un nombre d’oxydation nul.
Eau :
H
O
H
Dans chaque liaison covalente, les deux électrons sont attribués à l’atome le plus électronégatif, ici O.
On obtient le nombre d’oxydation II pour l’oxygène.
Peroxyde d’hydrogène :
H O O H
Chaque atome d’oxygène se voit attribuer l’électron de l’hydrogène auquel il est lié, ce qui lui donne
un nombre d’oxydation I.
2. Lors de la réduction de O 2 en H 2 O, chaque atome d’oxygène passe du degré 0 au degré II, et donc
acquiert 2 électrons : O 2 + 4 e
– + 4 H
+ = 2 H 2 O.
Lors de la réduction de H 2 O 2 en H 2 O, chaque atome d’oxygène passe du degré I au degré II, et
donc acquiert 1 électron : H 2 O 2 + 2 e
– + 2 H
+ = 2 H 2 O.
Lors de la réduction de O 2 en H 2 O 2 , chaque atome d’oxygène passe du degré 0 au degré I, et donc
acquiert 1 électron : O 2 + 2 e
– + 2 H
+ = H 2 O 2 .
3. Ozone :
O
⊕
O
O
Le premier atome a ses 6 électrons de valence et son nombre d’oxydation est donc 0. Le deuxième a
un électron en moins donc son nombre d’oxydation est +I. Le troisième a un électron en plus donc son
nombre d’oxydation est I. Les charges formelles correspondent à ces degrés d’oxydation.
4. Lors de la réduction de l’ozone O 3 en dioxygène O 2 et en H 2 O, l’atome au degré d’oxydation +I passe
au degré 0 (dans O 2 ) et l’atome au degré I passe au degré II (dans H 2 O) :
O 3 + 2 e
– + 2 H
+ = O 2 + H 2 O
Exercice 30.3
1. Le potentiel de l’électrode de zinc est donné par la formule de Nernst appliquée au couple Zn
2+ /Zn,
dont la demi-équation rédox est Zn(s) = Zn
2+ + 2 e
– .
E Zn = −0,76 +
0,059
2
log
[Zn
2+ ]
= −0,79 V
Le potentiel de l’électrode de cuivre est donné par la formule de Nernst appliquée au couple Cu
2+ /Cu,
dont la demi-équation rédox est Cu
2+ + 2 e
– = Cu(s).
E Cu = 0,34 +
0,059
2
log
[Cu
2+ ]
= 0,31 V
La tension à vide Uv est donnée par la différence des potentiels :
Uv = E Cu − E Zn = 1,10 V
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Réactions d’oxydo-réduction
Exercice 30.2
1. Dioxygène :
O O
Compte tenu de la symétrie de cette molécule, l’oxygène a un nombre d’oxydation nul.
Eau :
H
O
H
Dans chaque liaison covalente, les deux électrons sont attribués à l’atome le plus électronégatif, ici O.
On obtient le nombre d’oxydation II pour l’oxygène.
Peroxyde d’hydrogène :
H O O H
Chaque atome d’oxygène se voit attribuer l’électron de l’hydrogène auquel il est lié, ce qui lui donne
un nombre d’oxydation I.
2. Lors de la réduction de O 2 en H 2 O, chaque atome d’oxygène passe du degré 0 au degré II, et donc
acquiert 2 électrons : O 2 + 4 e
– + 4 H
+ = 2 H 2 O.
Lors de la réduction de H 2 O 2 en H 2 O, chaque atome d’oxygène passe du degré I au degré II, et
donc acquiert 1 électron : H 2 O 2 + 2 e
– + 2 H
+ = 2 H 2 O.
Lors de la réduction de O 2 en H 2 O 2 , chaque atome d’oxygène passe du degré 0 au degré I, et donc
acquiert 1 électron : O 2 + 2 e
– + 2 H
+ = H 2 O 2 .
3. Ozone :
O
⊕
O
O
Le premier atome a ses 6 électrons de valence et son nombre d’oxydation est donc 0. Le deuxième a
un électron en moins donc son nombre d’oxydation est +I. Le troisième a un électron en plus donc son
nombre d’oxydation est I. Les charges formelles correspondent à ces degrés d’oxydation.
4. Lors de la réduction de l’ozone O 3 en dioxygène O 2 et en H 2 O, l’atome au degré d’oxydation +I passe
au degré 0 (dans O 2 ) et l’atome au degré I passe au degré II (dans H 2 O) :
O 3 + 2 e
– + 2 H
+ = O 2 + H 2 O
Exercice 30.3
1. Le potentiel de l’électrode de zinc est donné par la formule de Nernst appliquée au couple Zn
2+ /Zn,
dont la demi-équation rédox est Zn(s) = Zn
2+ + 2 e
– .
E Zn = −0,76 +
0,059
2
log
[Zn
2+ ]
= −0,79 V
Le potentiel de l’électrode de cuivre est donné par la formule de Nernst appliquée au couple Cu
2+ /Cu,
dont la demi-équation rédox est Cu
2+ + 2 e
– = Cu(s).
E Cu = 0,34 +
0,059
2
log
[Cu
2+ ]
= 0,31 V
La tension à vide Uv est donnée par la différence des potentiels :
Uv = E Cu − E Zn = 1,10 V
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