Introduction aux réactions redox et équilibres chimiques

📋 Plan du Cours

1. Réactions acido-basiques
2. Calculs logarithmiques
3. Équilibres redox
4. Couples redox
5. Nombres d’oxydation
6. Relation de Nernst
7. Piles électrochimiques
8. Espèces oxydantes et réductrices
9. Calcul du nombre d’oxydation
10. Propriétés des nombres d’oxydation

📖 1. Réactions acido-basiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Réactions acido-basiques : réactions au cours desquelles un acide cède un proton (H+) à une base, selon la théorie de BRØNSTED-LOWRY (1923). Ces réactions impliquent le transfert de ions H3O+ ou OH- entre les espèces.

• pH : indicateur de l’acidité ou de la basicité d’une solution, défini par l’équation $pH = -\log [H_3O^+]$. Il mesure la concentration en ions H3O+ en mol/L.

• pOH : indicateur de la basicité, défini par $pOH = -\log [OH^-]$. Relation fondamentale : $pH + pOH = 14$ à 25°C.

• Constante d’auto-ionisation de l’eau (Kw) : constante d’équilibre pour la réaction d’auto-ionisation de l’eau, donnée par Kw = 10^{-14} à 25°C, exprimant la productivité des ions H3O+ et OH- dans l’eau pure.

• Relations logarithmiques liées au pH : la définition du pH et du pOH repose sur la propriété logarithmique, permettant de relier la concentration ionique à une valeur de pH ou pOH : $[H_3O^+] = 10^{-pH}$, $[OH^-] = 10^{-pOH}$.