Première · Physique-chimie

Oxydoréduction

Chapitre 2

15 questions originales à réponses multiples pour vérifier les notions, les méthodes et les points de vigilance du chapitre.

Cette série reprend les idées essentielles du chapitre Oxydoréduction. Elle alterne connaissances, méthodes, conditions d’application et pièges classiques.

Comment répondre ?

Prévois une feuille et un stylo pour poser tes calculs et rédiger tes étapes. Chaque QCM propose cinq affirmations. Une ou plusieurs réponses peuvent être exactes. Coche-les, vérifie, puis ouvre la correction pour comprendre chaque proposition. Tu obtiens un point seulement si tu coches toutes les bonnes réponses, sans cocher de réponse fausse.

0 question vérifiée sur 15

Question 1

Une lame de zinc dans une solution de cuivre(II)

La réaction observée est Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). On cherche le sens du transfert électronique. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Le zinc métallique est réducteur. Le cuivre(II) cède des électrons au zinc. Cu²⁺(aq) est oxydant. Les électrons figurent du côté des produits dans l’équation-bilan finale. Deux électrons sont transférés par mole de zinc transformée.

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Réponse attendue : A, C, E

A — Vrai. Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻ : le métal cède deux électrons et s’oxyde.
B — Faux. L’ion Cu²⁺ capte deux électrons ; c’est le zinc qui les fournit, comme le montrent les deux demi-équations.
C — Vrai. Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s) : l’ion capte les électrons du zinc et se réduit.
D — Faux. En additionnant les deux demi-équations, les deux électrons libérés et captés se simplifient ; ils ne subsistent pas dans le bilan.
E — Vrai. La demi-équation Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻ fixe deux moles d’électrons cédés pour une mole de Zn. Les mêmes deux électrons sont captés par Cu²⁺ ; ils ne s'ajoutent pas au bilan global.

Méthode à retenir. Identifier qui cède et qui capte les électrons, puis vérifier charge et éléments dans l’équation-bilan.

Question 2

Fer et ions cuivre(II)

On fait réagir Fe(s) et Cu²⁺(aq) ; le modèle fournit Fe²⁺(aq) et Cu(s). La réaction est totale pour les quantités engagées. Sélectionner toutes les propositions exactes.

L’équation Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu viole la conservation de charge. Le cuivre déposé provient de l’oxydation de Cu²⁺(aq). Fe(s) subit une oxydation. Le fer gagne deux électrons. L’ion formé par le fer dans ce modèle est Fe³⁺(aq).

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Réponse attendue : C

A — Faux. La charge totale vaut +2 de chaque côté ; Fe et Cu métalliques sont neutres.
B — Faux. Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ → Cu(s) : le gain d’électrons transforme l’ion en métal ; c’est une réduction, pas une oxydation.
C — Vrai. Il cède deux électrons selon Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2 e⁻ ; perdre des électrons définit l’oxydation.
D — Faux. Fe devient Fe²⁺ en cédant deux électrons ; c’est Cu²⁺ qui reçoit ces électrons.
E — Faux. L’énoncé donne Fe²⁺ ; la demi-équation du fer comporte deux électrons cédés, pas trois.

Méthode à retenir. Écrire Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻ et Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu avant de les additionner.

Question 3

Cuivre et solution d’argent(I)

Une bande de cuivre réagit selon Cu(s) + 2 Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2 Ag(s). Sélectionner toutes les propositions exactes.

Le dépôt d’argent correspond à l’oxydation de Ag⁺. Ag⁺(aq) est l’oxydant. La charge totale est +2 des deux côtés de l’équation. Deux ions Ag⁺ sont nécessaires pour un atome de Cu oxydé. Cu(s) est le réducteur.

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Réponse attendue : B, C, D, E

A — Faux. Le dépôt Ag(s) se forme par réduction : l’ion Ag⁺ gagne un électron pour devenir neutre.
B — Vrai. Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s), donc l’ion argent capte un électron et se réduit.
C — Vrai. À gauche, 2 Ag⁺ donnent +2 ; à droite, Cu²⁺ donne +2, les métaux étant neutres.
D — Vrai. Les deux électrons cédés par Cu sont pris chacun par un Ag⁺ : la somme donne 2 Ag⁺ dans le bilan.
E — Vrai. Le cuivre métallique cède deux électrons et devient Cu²⁺(aq) : il est oxydé.

Méthode à retenir. Un atome de cuivre cède deux électrons ; chaque ion Ag⁺ en capte un, d’où le coefficient 2.

Question 4

Le couple fer(III)/fer(II)

Une solution contient les deux formes Fe³⁺(aq) et Fe²⁺(aq) du même élément. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Fe²⁺ peut jouer le rôle de réducteur en s’oxydant. Le couple s’écrit Fe³⁺/Fe²⁺. La réduction de Fe³⁺ libère un électron. Fe³⁺ et Fe²⁺ diffèrent par un proton. La réduction s’écrit Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺.

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Réponse attendue : A, B, E

A — Vrai. La transformation inverse Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻ cède un électron à une autre espèce.
B — Vrai. Fe³⁺ est la forme oxydée et Fe²⁺ la forme réduite ; la convention place Ox avant Red.
C — Faux. Une réduction consomme ici un électron, elle n’en libère pas : Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺.
D — Faux. Le noyau est celui du même élément fer dans les deux formes ; une seule charge électronique les distingue. Le nombre de protons du noyau de fer reste inchangé ; seul l'état électronique varie.
E — Vrai. La charge passe de +3 à +2 grâce au gain d’un électron de charge −1.

Méthode à retenir. Dans un couple Ox/Red, la forme oxydée reçoit un électron pour donner la forme réduite.

Question 5

Le couple dichlore/chlorure

On considère le couple Cl₂(g)/Cl⁻(aq), avec conservation des atomes de chlore et de la charge. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Deux protons H⁺ sont nécessaires pour équilibrer cette demi-équation. Cl₂ est la forme oxydée de ce couple. L’ion Cl⁻ gagne un électron pour former Cl₂. La réduction est Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻. La réduction donne un unique ion Cl⁻ par molécule Cl₂.

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Réponse attendue : B, D

A — Faux. Aucun atome H ni O n’intervient ; seuls Cl et les électrons suffisent à équilibrer matière et charge.
B — Vrai. L’écriture conventionnelle Ox/Red place le dichlore, accepteur de deux électrons, avant les ions chlorure.
C — Faux. La transformation inverse est 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻ ; les ions chlorure cèdent des électrons.
D — Vrai. Il y a deux atomes de chlore de chaque côté et une charge −2 de chaque côté, électrons compris.
E — Faux. Une molécule Cl₂ possède deux atomes ; il faut former deux ions chlorure : Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻.

Méthode à retenir. Équilibrer d’abord les deux atomes de Cl puis les charges au moyen d’électrons.

Question 6

Diiode et iodure

Le couple I₂(aq)/I⁻(aq) intervient dans une solution aqueuse. On examine aussi le sens inverse de la demi-équation. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La réduction d’une mole de I₂ consomme deux moles d’électrons. La charge totale vaut −2 de chaque côté dans le sens réduction. L’oxydation de I⁻ se note 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻. I⁻ est l’oxydant du couple I₂/I⁻. Une mole de I₂ réduite forme deux moles de I⁻.

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Réponse attendue : A, B, C, E

A — Vrai. La demi-équation exige deux électrons par I₂, afin d’obtenir deux ions de charge −1.
B — Vrai. À gauche, les deux électrons portent −2 ; à droite, deux ions I⁻ portent également −2.
C — Vrai. Deux ions iodure cèdent au total deux électrons pour former une molécule neutre de diiode.
D — Faux. I⁻ est la forme réduite, capable de céder des électrons ; dans ce couple, l’oxydant est I₂.
E — Vrai. I₂ + 2 e⁻ → 2 I⁻ : le coefficient 2 des ions conserve les deux atomes d’iode.

Méthode à retenir. Écrire I₂ + 2 e⁻ → 2 I⁻, puis inverser flèche et signe de l’échange électronique si I⁻ est oxydé.

Question 7

Permanganate en milieu acide

En milieu acide, on cherche la réduction de MnO₄⁻(aq) en Mn²⁺(aq). Sélectionner toutes les propositions exactes.

On équilibre l’oxygène en ajoutant librement O₂(g) à droite. La demi-équation équilibrée ne comporte aucun H⁺. L’ion permanganate MnO₄⁻ est l’oxydant de ce couple. La demi-équation est MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O. Cinq électrons sont captés par ion MnO₄⁻ réduit.

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Réponse attendue : C, D, E

A — Faux. La méthode de demi-équation en solution acide utilise H₂O pour l’oxygène, H⁺ pour l’hydrogène, puis e⁻ pour la charge.
B — Faux. Quatre H₂O à droite introduisent huit atomes H ; il faut huit H⁺ à gauche pour conserver l’hydrogène.
C — Vrai. L’espèce MnO₄⁻ accepte cinq électrons pour devenir Mn²⁺ ; elle est réduite et joue le rôle d’oxydant. Le nombre d'oxydation du manganèse passe de +VII à +II, soit cinq électrons gagnés.
D — Vrai. Quatre molécules d’eau équilibrent O, huit H⁺ équilibrent H, et la charge de gauche −1 + 8 − 5 = +2 égale celle de droite.
E — Vrai. Le nombre d’électrons 5 provient de la conservation de charge après équilibre des atomes et des protons.

Méthode à retenir. Introduire H₂O pour O, H⁺ pour H, puis les électrons pour la charge ; contrôler les deux côtés.

Question 8

Dichromate en milieu acide

On réduit Cr₂O₇²⁻(aq) en Cr³⁺(aq) dans un milieu où H⁺ est disponible. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Le bilan contient sept H₂O du côté des produits. La réduction utilise six électrons par ion Cr₂O₇²⁻. Il faut ajouter deux électrons, car le dichromate porte −2. Un seul ion Cr³⁺ suffit à conserver le chrome. Le milieu acide interdit l’emploi de H⁺ dans une demi-équation.

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Réponse attendue : A, B

A — Vrai. Les sept oxygènes de Cr₂O₇²⁻ se retrouvent dans sept molécules d’eau ; quatorze H⁺ équilibrent alors H.
B — Vrai. Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O : les charges valent +6 des deux côtés. Chacun des deux atomes de chrome passe de +VI à +III, d'où six électrons captés.
C — Faux. La charge doit être calculée sur tous les termes : −2 + 14 − 6 = +6 à gauche, et 2 × (+3) = +6 à droite.
D — Faux. Le réactif Cr₂O₇²⁻ contient deux atomes Cr : il faut deux ions Cr³⁺ parmi les produits.
E — Faux. Les ions H⁺ sont précisément utilisés pour ajuster H après avoir ajouté H₂O pour ajuster O.

Méthode à retenir. Conserver d’abord les deux Cr et les sept O, puis ajuster les charges par six électrons.

Question 9

Peroxyde d’hydrogène et eau

On étudie en milieu acide la réduction de H₂O₂(aq) en H₂O(l). Sélectionner toutes les propositions exactes.

H₂O₂ est oxydant dans la transformation considérée. Deux molécules d’eau se forment par molécule de H₂O₂ réduite. Deux électrons interviennent dans cette réduction. La charge totale du membre gauche est nulle. La demi-équation ne respecte pas l’oxygène.

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Réponse attendue : A, B, C, D

A — Vrai. Il accepte deux électrons et se réduit en eau ; un même composé peut jouer d’autres rôles dans d’autres réactions. Dans H₂O₂, l'oxygène passe de −I à −II dans l'eau : il gagne des électrons.
B — Vrai. Les deux O de H₂O₂ donnent deux H₂O ; les deux H supplémentaires viennent de 2 H⁺.
C — Vrai. La demi-équation H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → 2 H₂O présente une charge nulle des deux côtés.
D — Vrai. H₂O₂ est neutre, 2 H⁺ apportent +2 et 2 e⁻ apportent −2 ; somme 0 comme pour l’eau.
E — Faux. Il y a deux atomes O dans H₂O₂ à gauche et deux dans 2 H₂O à droite ; l’oxygène est conservé.

Méthode à retenir. Vérifier atomes et charge dans H₂O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻ → 2 H₂O.

Question 10

Additionner les demi-équations : cuivre et argent

On associe Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2 e⁻ et Ag⁺(aq) + e⁻ → Ag(s). Sélectionner toutes les propositions exactes.

Les électrons se simplifient dans le bilan. Il faut multiplier la demi-équation de l’argent par deux. Le bilan est Cu + Ag⁺ → Cu²⁺ + Ag. Le bilan est Cu(s) + 2 Ag⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 2 Ag(s). La demi-équation d’argent libère les électrons captés par Cu.

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Réponse attendue : A, B, D

A — Vrai. La réaction globale transporte les électrons entre espèces ; elle ne les crée ni ne les laisse libres dans son équation ionique nette.
B — Vrai. Cu libère 2 e⁻ et chaque Ag⁺ en capte 1 ; deux ions Ag⁺ sont nécessaires pour consommer les deux électrons.
C — Faux. Cette proposition porte une charge +1 à gauche et +2 à droite ; il faut coefficienter Ag⁺ et Ag par 2. Le contrôle de charge permet de déceler l'oubli du coefficient 2 même sans dessiner les électrons.
D — Vrai. Après égalisation des électrons, leur simplification laisse deux ions argent pour un cuivre ; éléments et charge +2 sont conservés.
E — Faux. Ag⁺ reçoit les électrons, tandis que Cu métallique les donne ; le sens des flèches électroniques est inverse.

Méthode à retenir. Multiplier la demi-équation de l’argent par deux avant d’additionner ; les électrons doivent disparaître.

Question 11

Fer(III) et étain(II)

Dans l’eau, Fe³⁺(aq) + e⁻ → Fe²⁺(aq) et Sn²⁺(aq) → Sn⁴⁺(aq) + 2 e⁻ sont les demi-équations utilisées. Sélectionner toutes les propositions exactes.

La charge totale vaut +6 à gauche et +4 à droite. Le bilan est 2 Fe³⁺ + Sn²⁺ → 2 Fe²⁺ + Sn⁴⁺. Sn²⁺ est le réducteur. Les électrons restent dans l’équation-bilan de la solution. Un Fe³⁺ consomme deux électrons.

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Réponse attendue : B, C

A — Faux. À gauche 2 × (+3) + (+2) = +8 ; à droite 2 × (+2) + (+4) = +8 : les charges sont conservées.
B — Vrai. Deux Fe³⁺ consomment 2 e⁻ ; Sn²⁺ cède 2 e⁻. Les charges valent +8 de chaque côté. On multiplie d'abord la demi-équation du fer par deux, puis on annule les électrons.
C — Vrai. Sn²⁺ cède deux électrons et devient Sn⁴⁺ ; cette perte définit une oxydation.
D — Faux. Ils sont autant produits que consommés après multiplication ; la somme des demi-équations les simplifie.
E — Faux. Une seule réduction Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺ capte un électron ; deux ions Fe³⁺ ensemble en captent deux.

Méthode à retenir. Deux Fe³⁺ consomment les deux électrons cédés par un Sn²⁺ ; vérifier la charge globale.

Question 12

Iodure et peroxodisulfate

On met en présence I⁻(aq) et S₂O₈²⁻(aq). Les produits retenus sont I₂(aq) et SO₄²⁻(aq). Sélectionner toutes les propositions exactes.

Le bilan est 2 I⁻ + S₂O₈²⁻ → I₂ + 2 SO₄²⁻. Une mole d’iodure produit une mole de diiode. S₂O₈²⁻ est réduit. I⁻ est oxydé en I₂. La charge ionique totale est −4 dans chacun des membres.

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Réponse attendue : A, C, D, E

A — Vrai. Les deux électrons cédés par 2 I⁻ sont captés par S₂O₈²⁻ ; il reste deux sulfates pour conserver S et O. La réduction complémentaire est S₂O₈²⁻ + 2 e⁻ → 2 SO₄²⁻ ; les électrons se compensent.
B — Faux. Le coefficient 2 devant I⁻ montre que deux moles d’iodure donnent une mole de I₂ si la transformation est totale.
C — Vrai. Il capte les deux électrons venant de l’iodure pour former 2 SO₄²⁻.
D — Vrai. Deux iodures cèdent deux électrons au total : 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻.
E — Vrai. À gauche 2 × (−1) + (−2) = −4 ; à droite 2 × (−2) = −4, le diiode étant neutre.

Méthode à retenir. Écrire 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻ et S₂O₈²⁻ + 2 e⁻ → 2 SO₄²⁻ ; additionner et contrôler les charges.

Question 13

Quantités dans la réaction zinc-cuivre

On introduit 0,050 mol de Zn(s) et 0,030 mol de Cu²⁺(aq). La réaction Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu est supposée totale. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Cu²⁺ est le réactif limitant. Il reste 0,020 mol de Zn(s). La quantité de Cu(s) formée est 0,030 mol. Le zinc est limitant parce qu’il est métallique. La quantité de Zn²⁺ formée est 0,050 mol.

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Réponse attendue : A, B, C

A — Vrai. Les coefficients sont 1 et les quantités initiales sont 0,030 mol de Cu²⁺ contre 0,050 mol de Zn : Cu²⁺ s’épuise d’abord.
B — Vrai. Le zinc consommé vaut x_max = 0,030 mol ; 0,050 − 0,030 = 0,020 mol subsistent.
C — Vrai. À transformation totale, x_max = 0,030 mol et le coefficient du cuivre produit vaut 1, donc n(Cu) = 0,030 mol.
D — Faux. La nature de métal n’identifie pas le limitant ; il faut comparer les quantités rapportées aux coefficients.
E — Faux. Le coefficient de Zn²⁺ est 1 : la quantité formée suit x_max = 0,030 mol, pas tout le zinc initial.

Méthode à retenir. Comparer les rapports n₀/ν et déduire les quantités formées et restantes de x_max en mol.

Question 14

Quantités dans la réaction cuivre-argent

Une solution contient 0,060 mol de Ag⁺(aq), mis en présence de 0,040 mol de Cu(s). On suppose Cu + 2 Ag⁺ → Cu²⁺ + 2 Ag totale. Sélectionner toutes les propositions exactes.

On peut atteindre un avancement de 0,040 mol sans quantité négative. Il se forme seulement 0,030 mol de Ag(s). Il ne reste aucun cuivre. Ag⁺ est limitant. La quantité de cuivre qui réagit vaut 0,030 mol.

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Réponse attendue : D, E

A — Faux. À x = 0,040 mol, on consommerait 0,080 mol de Ag⁺ alors que 0,060 mol seulement sont disponibles.
B — Faux. Le coefficient de Ag formé est 2 : n(Ag) = 2 × 0,030 = 0,060 mol.
C — Faux. Il reste 0,040 − 0,030 = 0,010 mol de Cu(s) après épuisement de Ag⁺.
D — Vrai. Ag⁺ permet au maximum x = 0,060/2 = 0,030 mol, moins que 0,040 mol autorisées par Cu. Une fois 0,060 mol d'Ag⁺ épuisées, 0,010 mol de cuivre subsistent encore.
E — Vrai. Le coefficient de Cu est 1 : à x_max = 0,030 mol, le cuivre consommé est 0,030 mol.

Méthode à retenir. Les coefficients 1 et 2 règlent la consommation : x_max = min(0,040 ; 0,060/2) mol.

Question 15

Permanganate et fer(II) en excès d’acide

Dans le milieu acide en excès, 5 Fe²⁺(aq) + MnO₄⁻(aq) + 8 H⁺(aq) → 5 Fe³⁺(aq) + Mn²⁺(aq) + 4 H₂O(l). On mélange 0,080 mol de Fe²⁺ et 0,010 mol de MnO₄⁻ ; transformation totale. Sélectionner toutes les propositions exactes.

Il reste 0,030 mol de Fe²⁺. MnO₄⁻ est limitant. Fe²⁺ est limitant car 0,080 mol est une quantité plus grande. L’avancement maximal vaut 0,010 mol. Il se forme 0,050 mol de Fe³⁺.

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Réponse attendue : A, B, D, E

A — Vrai. Le fer(II) consommé vaut 5 × 0,010 = 0,050 mol ; 0,080 − 0,050 = 0,030 mol subsistent.
B — Vrai. Les bornes possibles sont 0,080/5 = 0,016 mol et 0,010/1 = 0,010 mol : le permanganate est épuisé en premier.
C — Faux. Les quantités brutes ne se comparent pas seules : il faut diviser par 5 pour Fe²⁺ et par 1 pour MnO₄⁻.
D — Vrai. Le minimum des deux rapports aux coefficients est 0,010 mol ; l’acide est annoncé en excès. Les bornes respectives valent 0,016 mol pour Fe²⁺ et 0,010 mol pour MnO₄⁻.
E — Vrai. Le coefficient du fer(III) produit est 5 : n(Fe³⁺) = 5 x_max = 5 × 0,010 = 0,050 mol.

Méthode à retenir. Comparer n(Fe²⁺)/5 à n(MnO₄⁻)/1 ; garder H⁺ en excès hors de la recherche de ce limitant.

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