Se connecter Inscription gratuite
L'appli tout-en-un pour réviser
4.8 • +11k évaluations
Plus de 3 millions de téléchargements
Télécharger
|
|

Pile électrochimique

Pile électrochimique

Les piles électrochimiques sont très importantes pour le développement de nombreux matériaux et réactifs industriels différents. Elles peuvent également être utilisées pour la détermination des constantes thermodynamiques des réactions, ce qui explique pourquoi l'électrochimie est une partie si importante de la chimie physique.

  • Dans cet article, nous allons examiner les piles électrochimiques, ce qu'elles sont et certaines de leurs applications.
  • Nous allons d'abord aborder la définition et les types de piles électrochimiques.
  • Nous passerons ensuite en revue les caractéristiques des piles électrochimiques, à l'aide d'un diagramme.
  • Nous verrons ensuite les différentes applications des piles électrochimiques.
  • Nous trouverons le potentiel standard de la cellule et calculerons également l'énergie libre de Gibbs et la constante d'équilibre.
  • Nous verrons ensuite comment prédire le sens de l'oxydoréduction.

Cellule électrochimique : le générateur

Les cellules électrochimiques sont les principaux sites où se déroulent les réactions électrochimiques. De quoi s'agit-il exactement ?

Une cellule électrochimique est un générateur électrique qui transforme de l'énergie chimique en énergie électrique.

Les cellules électrochimiques fournissent les moyens de contrôler les réactions d'oxydoréduction. Elles peuvent être divisées en cellules voltaïques et électrolytiques.

Oxydoréduction

Le concept principal des cellules électrochimiques est qu'elles permettent de diviser une réaction d'oxydoréduction, afin de la contrôler. Dans les réactions d'oxydoréduction, les processus d'oxydation et de réduction se produisent simultanément. Cela signifie que la division de ces deux processus peut être utilisée pour des besoins chimiques spécifiques. En divisant la réaction, tu peux contrôler le flux d'électrons entre les demi-réactions d'oxydation et de réduction.

Le flux d'électrons dans une cellule électrochimique passe par un circuit et se présente sous la forme d'un courant électrique.

Pile électrochimique : Animation

Les cellules électrochimiques sont des circuits complets, ce qui signifie que même si elles démontent la réaction d'oxydoréduction donnée, elles sont connectées en deux points : le circuit externe et le pont salin. Le circuit externe permettra le transfert des électrons, tandis que le pont salin facilitera la mobilité des anions de la réaction. De cette façon, la réaction forme un circuit et peut se dérouler.

 Pile électrochimique , Animation StudySmarterFig.1- Pile électrochimique1

Nous allons aborder ci-dessous la définition de chaque cellule électrochimique.

Les types de cellules électrochimiques

Nous allons aborder ici les trois types de cellules électrochimiques générales : voltaïque, électrolytique et saline. Plus important encore, nous verrons en quoi elles diffèrent l'une de l'autre et comment elles ont été développées à des fins différentes et pour des besoins chimiques différents.

La pile voltaïque

Une pile Daniel est une pile électrochimique qui facilite une réaction spontanée.

Une réaction d'oxydoréduction spontanée est une réaction qui peut se dérouler de manière thermodynamique sans nécessiter l'apport d'énergie supplémentaire au système.

Ce type de réaction entraîne une libération d'énergie. En créant une pile voltaïque, tu peux contrôler l'énergie à l'aide d'un voltmètre, car les électrons circulent dans le circuit externe et créent de l'électricité.

Les cellules voltaïques comportent deux demi-piles, chacune facilitant une seule demi-réaction, qu'il s'agisse d'oxydation ou de réduction. Tu en verras un schéma dans la section suivante. Les deux demi-piles sont reliées par un pont salin qui favorise la mobilité des anions à travers les solutions, complétant ainsi le circuit. Ceci est opposé à la façon dont les cellules électrolytiques sont composées.

La pile électrolytique

Les cellules électrolytiques n'ont généralement pas de demi-piles, mais sont plutôt réalisées dans un seul compartiment de réaction, comme un seul bécher. En effet, la réaction que nous essayons de réaliser n'est pas spontanée et le mélange des réactifs n'entraînera pas de réaction.

Dans le cas de l'électrolyse, la réaction que tu essaies de réaliser est non spontanée, ce qui signifie que tu dois injecter de l'énergie dans le système pour que la réaction ait lieu. L'application d'un courant à la réaction par le biais d'électrodes provoquera une oxydation à une électrode et une réduction à l'autre électrode. Le courant, qui est un flux d'électrons, fournit de l'énergie et fait pencher l'équilibre de la réaction d'un côté.

Pile saline : pile Leclanché

Les piles salines sont également appelées piles Leclanché, en hommage à leur inventeur, l'ingénieur français Georges Leclanché.

Une pile saline est constituée d'une anode en zinc amalgamé et d'une cathode en graphite inerte.

Pile électrochimique pile saline (Leclanché) StudySmarterFig2- Schéma de principe d'une pile saline.

L'électrolyte de la pile est une solution congelée de chlorure d'ammonium NH4Cl, un sel, d'où le nom de pile saline.

Du carbone en poudre est dispersé dans l'électrolyte pour le rendre plus conducteur. L'oxydant MnO2, du dioxyde de manganèse en poudre, est aussi dispersé dans la solution gelée.

À l'anode, il y a oxydation du zinc selon la demi-équation :

$$Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$$

Les électrons libérés par l'anode circulent dans le circuit externe jusqu'à la cathode où ils produisent la réduction du dioxyde de manganèse, selon la demi-équation:

$$MNO_2 +H^++e^- \rightarrow MNO(OH)$$

L'équation-bilan de la réaction qui a lieu dans la pile lorsqu'elle est débitée est la suivante:

$$Zn + 2MnO_2 +2H^+ \rightarrow 2MnO(OH) + Zn^{2+}$$

Pile Daniel

La pile Daniel a été inventée par le physicien et chimiste anglais John Frederic Daniel. Elle est constituée par l'association des deux couples rédox \( Zn^{2+}/Zn \) et \( Cu^{2+}/Cu \) .

La pile Daniel a la constitution suivante :

La cathode est une lame de cuivre plongeant dans une solution saturée de sulfate de cuivre (II). L’anode est une lame de zinc, plongeant dans une solution saturée de sulfate de zinc. Les deux électrodes sont séparées par un vase poreux.

Fonctionnement d'une pile

Pile électrochimique, Diagramme d'une pile électrochimique StudySmarterFig.3- Diagramme d'une cellule électrochimique voltaïque représentant une cellule cuivre-zinc4.

Le couple oxydant réducteur

Ci-dessus, tu peux voir le diagramme d'une pile électrochimique décrivant la réaction du zinc avec le sulfate de cuivre. Ici, le zinc est oxydé, car il perd des électrons, tandis que le cuivre est réduit, car il gagne des électrons.

Sous le schéma, tu remarqueras les demi-réactions pour chaque demi-pile. Elles t'indiquent quelle réaction se produit à chaque électrode. Les électrodes sont étiquetées au-dessus pour indiquer laquelle est l'anode et laquelle est la cathode. En outre, sous le schéma, tu trouveras la notation de la cellule pour la réaction.

La notation de la cellule électrochimique te donne un aperçu du type de réactifs impliqués dans la cellule, de la manière dont la cellule est construite, ainsi que de la demi-réaction qui subit une oxydation et une réduction. Ces informations peuvent t'indiquer dans quelle direction va le flux d'électrons.

Dans la section suivante, nous allons aborder les différentes caractéristiques des piles électrochimiques.

Les caractéristiques des cellules électrochimiques

Les cellules électrochimiques sont composées de nombreux éléments différents, comme le montre le schéma ci-dessus. Nous allons aborder ici les principaux composants des cellules électrochimiques. Ces composants sont souvent les mêmes dans les cellules voltaïques et électrolytiques.

Électrode

Il y a deux électrodes dans chaque réaction électrochimique. Chaque électrode a pour fonction de réaliser une demi-réaction spécifique. Il s'agit de l'oxydation ou de la réduction.

Les électrodes peuvent être fabriquées à partir d'un métal qui participe à la réaction, ou elles peuvent être inertes. Les électrodes inertes ne participent pas chimiquement à la réaction, car elles sont constituées de graphite ou de platine.

Pont salin

Dans une cellule électrochimique, qu'elle soit voltaïque ou électrolytique, il est nécessaire de disposer d'un circuit externe où le courant peut être transporté. Le flux d'électrons généré lors de la réaction sera transféré par ce circuit.

D'autre part, le flux d'anions sera facilité par le pont salin. Il s'agit généralement d'un équipement externe poreux qui peut supporter le flux des anions mais pas celui des cations. En outre, il peut s'agir d'un tube externe ou d'une fine membrane séparant différentes parties d'un même bécher.

Accessoires supplémentaires

Parmi les autres composants essentiels des piles électrochimiques, citons le compartiment de stockage de la réaction, qui peut être un seul bécher, comme dans les réactions d'électrolyse, ou deux béchers, qui servent de demi-piles pour la réaction d'oxydoréduction.

En outre, un autre composant qui traite le flux d'électrons est nécessaire. Cet équipement de régulation de l'électricité peut prendre la forme d'un voltmètre, pour les cellules voltaïques, ou d'une batterie (ou autre source d'énergie) pour les cellules électrolytiques. Ces composants surveillent et modulent directement le flux d'électrons dans la pile électrochimique.

Énergie électrique

Nous allons aborder ici les principales applications des cellules électrochimiques, qui concernent le calcul du potentiel standard de la cellule et d'autres valeurs thermodynamiques des réactions électrochimiques.

Potentiel standard de la cellule

Qu'est-ce que le potentiel d'une cellule ?

Le potentiel standard de la cellule fait référence à la tension produite par la cellule électrochimique voltaïque.

Il y a donc deux façons de trouver le potentiel électrochimique standard d'une réaction.

  1. Effectue la réaction et lis le voltmètre.
  2. Calculer le potentiel standard de la cellule à partir des potentiels standards des électrodes.

Ici, nous allons nous concentrer sur la façon de calculer le potentiel de cellule standard en combinant deux potentiels d'électrode standard.

Les potentiels d'électrode standard sont mesurés en effectuant la réaction électrochimique en connectant la demi-pile donnée à une électrode standard à hydrogène. Tu obtiendras ainsi une tension positive ou négative que tu pourras utiliser pour effectuer des calculs avec d'autres potentiels d'électrodes, car ils sont tous relatifs au potentiel de l'électrode d'hydrogène standard. Cela signifie que tu peux "mettre à zéro" l'électrode d'hydrogène standard pour effectuer ces calculs.

Tu peux trouver des informations sur les différents potentiels d'électrode standard dans un tableau tel que celui-ci (tu peux probablement en trouver un à la fin de ton manuel de chimie) :

Piles électrochimiques Potentiels d'électrode standard StudySmarterFig.4- Tableau des potentiels d'électrode standard1.

Tu peux voir ci-dessus les différentes valeurs de tension correspondant aux différents potentiels d'électrode.

Pour calculer le potentiel standard d'électrode d'une cellule électrochimique, utilise la formule suivante :

$$ E^o_{pile} = E^o_{réd} - E^o_{ox}$$

Ici, nous allons calculer le potentiel standard de la cellule pour la cellule Cuivre et Zinc.

Nous savons que les valeurs des potentiels d'électrode standard pour la réduction du Cu sont de \( +0,34 \) , tandis que pour l'oxydation du Zn, elles sont de \( -(-0,76) \) .

Ne pas oublier d'inverser le signe lorsqu'on passe de l'oxydation à la réduction, car la réaction est inversée (par rapport à l'état dans lequel elle est écrite dans le tableau).

Ainsi :

$$ E^o_{cell} = + 0.34 - (-0.76)$$

$$ E^o_{cell} = +1.0988 \space volts $$

Autres facteurs thermodynamiques

Le potentiel standard de la cellule est lié à d'autres aspects thermodynamiques, tels que l'énergie libre de Gibbs, la constante d'équilibre et l'entropie.

Énergie libre de Gibbs

L'énergie libre de Gibbs (ΔG) détermine la quantité d'énergie dans le système. Il s'agit de l'énergie qui peut être mise à profit.

Jette un coup d'œil à l'équation suivante :

$$ \Delta G = - nFE_{cell}$$

Cette équation associe les paramètres de l'énergie libre de Gibbs au potentiel cellulaire. Grâce à cette équation, tu peux calculer l'énergie libre de Gibbs simplement en connaissant le potentiel cellulaire d'une réaction, ou l'inverse.

Cela est dû au fait que les autres composants de l'équation sont des constantes : "n" est le nombre d'électrons impliqués dans la réaction, tandis que "F" est la constante de Faraday \( (= 96,485 C/mol) \) .

Constante d'équilibre

La constante d'équilibre (K) nous donne le rapport entre les produits et les réactifs.

Nous pouvons utiliser la constante d'équilibre pour surveiller la réaction d'oxydoréduction.

Regarde l'équation suivante :

$$ \Delta G^o = -RT \space lnk$$

Ainsi :

$$ -nFE^o_{pile} = - RT \space lnk$$

Donc :

$$ E^o_{pile} = \frac {RT \space lnk}{nF}$$

Grâce à cette équation, tu peux trouver la constante d'équilibre en connaissant le potentiel cellulaire standard ou l'inverse. Cela est dû au fait que les autres valeurs de la formule sont des constantes : "T" étant la température en K, et "R" étant la constante des gaz \( (= 8,314 joule .kelvin^{-1} mole^{-1}) \) .

Prévision du sens d'oxydoréduction : réducteur

La prédiction du sens d'oxydoréduction, ou en d'autres termes le sens de circulation des électrons, dépend des électrodes et des réactions qu'elles facilitent.

Nous savons donc que dans une réaction d'oxydoréduction, l'oxydation et la réduction se produisent simultanément. Les électrodes séparent ces deux processus.

La réduction se produit à la cathode, tandis que l'oxydation se produit à l'anode. Une fois que tu as déterminé quelle électrode est la cathode et quelle électrode est l'anode, il devrait être facile de prédire la direction du flux d'électrons.

Les électrons circuleront de l'anode vers la cathode.

Pile électrochimique - Points clés

  • Les cellules électrochimiques facilitent les réactions d'oxydoréduction.
  • Elles peuvent être des cellules électrolytiques ou voltaïques.
  • La pile de Leclanché possède une anode en zinc et une cathode inerte, entourée par un oxyde métallique qui subit une réduction.
  • Les cellules électrochimiques contiennent 2 électrodes reliées par un circuit externe et un pont salin.
  • Tu peux utiliser les cellules électrochimiques pour mesurer le potentiel standard de la cellule.
  • En connaissant le potentiel standard de la cellule, tu peux mesurer l'énergie libre de Gibbs et la constante d'équilibre.
  • On peut également prévoir le flux d'électrons (de l'anode à la cathode).

References

  1. https://www.inspiritvr.com/general-chemistry/electrochemistry/calculating-standard-cell-potentials-study-guide
  2. https://fr.wikipedia.org/wiki/Pile_Leclanch%C3%A9
  3. https://gfycat.com/bigheartedrashamericanmarten
  4. https://socratic.org/questions/what-do-electrochemical-cells-include

Questions fréquemment posées en Pile électrochimique

Une pile électrochimique peut être constituée par deux métaux différents, plongeant chacun dans un électrolyte qui contient son ion Mn+. Les deux électrolytes étant relies par un pont salin.

La nature de la réaction se produisant dans une pile électrochimique est l'oxydoréduction. 

Une pile électrochimique est un générateur électrique qui transforme de l'énergie chimique en énergie électrique.

Les cellules électrochimiques fournissent les moyens de contrôler les réactions d'oxydoréduction.

Le concept principal des cellules électrochimiques est qu'elles permettent de diviser une réaction d'oxydoréduction, afin de la contrôler. Dans les réactions d'oxydoréduction, les processus d'oxydation et de réduction se produisent simultanément. Cela signifie que la division de ces deux processus peut être utilisée pour des besoins chimiques spécifiques. En divisant la réaction, tu peux contrôler le flux d'électrons entre les demi-réactions d'oxydation et de réduction.

Évaluation finale de Pile électrochimique

Question

L'électrolyse ne réalise-t-elle que des réactions d'oxydoréduction ?

Montrer la réponse

Réponse

Oui, car il répartit l'oxydation et la réduction entre les deux électrodes. 

Montrer la question

Question

Quelle réaction se produit à l'anode lors de l'électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse


Oxydation

Montrer la question

Question

À quelle électrode la réduction a-t-elle lieu dans l'électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse

Cathode

Montrer la question

Question

Quelle électrode est l'électrode positive ?

Montrer la réponse

Réponse


Anode

Montrer la question

Question


Vers quelle électrode sont attirés les cations lors de l'électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse

Cathode

Montrer la question

Question


Dans l'électrolyse, est-il nécessaire d'avoir un pont salin ?

Montrer la réponse

Réponse

Non

Montrer la question

Question

Pendant la galvanoplastie, quelle électrode est remplacée par l'objet que tu souhaites revêtir ?

Montrer la réponse

Réponse


Anode

Montrer la question

Question

Au cours de l'électrolyse de l'eau, quels gaz sont produits ?

Montrer la réponse

Réponse

Oxygène et hydrogène

Montrer la question

Question

Le courant et le temps ont-ils un effet sur la galvanisation ?

Montrer la réponse

Réponse


Oui

Montrer la question

Question

Les sels peuvent-ils ne pas être dissous dans l'eau lors d'une électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse

Oui, l'électrolyse des sels fondus se produit.

Montrer la question

Question

Cite une utilisation de l'électrolyse. 

Montrer la réponse

Réponse

Peut être :


- Le raffinage des métaux


- La production de gaz


- La galvanoplastie

Montrer la question

Question

Dans quels deux états peuvent se trouver les composés ioniques pour l'électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse

Aqueux ou fondus

Montrer la question

Question

Pourquoi les composés ioniques doivent-ils être à l'état fondu s'ils ne sont pas dissous dans l'eau pour l'électrolyse ?

Montrer la réponse

Réponse

Ils doivent être fondus pour permettre la mobilité des ions. 

Montrer la question

Question

Quel avantage présente l'électrolyse d'un composé ionique fondu par rapport à son homologue aqueux ?

Montrer la réponse

Réponse

À l'état fondu, les espèces déchargées sont les ions du sel, tandis qu'en électrolyse aqueuse, d'autres gaz peuvent souvent être dégagés. 

Montrer la question

Question

L'électrolyse exploite une réaction d'oxydoréduction_______


Montrer la réponse

Réponse

spontanée

Montrer la question

Question

À la cathode, quel processus d'oxydoréduction se produit ?

Montrer la réponse

Réponse

Réduction

Montrer la question

Question

Quels sont les deux types de cellules électrochimiques ?

Montrer la réponse

Réponse

Électrolytique et voltaïque



Montrer la question

Question

Dans quel sens les électrons circulent-ils entre les électrodes ?


Montrer la réponse

Réponse

De l'anode à la cathode

Montrer la question

Question

L'oxydation peut-elle se produire aux deux électrodes de la cellule électrochimique ?

Montrer la réponse

Réponse

Non

Montrer la question

Question

Dans quelles directions les électrons circulent-ils entre les électrodes ?

Montrer la réponse

Réponse

De l'anode à la cathode


Montrer la question

Question

Comment peux-tu prédire le flux d'électrons dans une cellule électrochimique ?

Montrer la réponse

Réponse

Déterminer quelle électrode est l'anode et la cathode, ce qui te permettra de savoir que les électrons circulent de l'anode vers la cathode. 

Montrer la question

Question

Peux-tu utiliser des cellules électrochimiques pour mesurer le potentiel standard de la cellule ?

Montrer la réponse

Réponse

Oui

Montrer la question

Question

Quelles autres constantes thermodynamiques peux-tu déterminer si tu connais le potentiel standard de la cellule ?

Montrer la réponse

Réponse

L'énergie libre de Gibbs et la constante d'équilibre.

Montrer la question

Question

Quelle est la relation entre le potentiel standard d'électrode et l'énergie libre de Gibbs ?

Montrer la réponse

Réponse

La relation est définie par l'équation suivante :

$$\Delta G = -nFE_{cellule} $$

Montrer la question

Question

Quelle est la relation entre le potentiel standard de l'électrode et la constante d'équilibre ?

Montrer la réponse

Réponse

La relation est définie par l'équation suivante : 

$$ E^o_{cell} = \frac {RTlnK}{nF}$$

Montrer la question

Question

Quelles sont les deux façons dont tu peux déterminer le potentiel standard de l'électrode ?

Montrer la réponse

Réponse

Expérimentalement (lecture du voltmètre) ou par des calculs. 


Montrer la question

Question

Quelle est l'équation permettant de calculer le potentiel de la cellule standard à partir des potentiels de la cellule et de l'électrode ? 

Montrer la réponse

Réponse

$$E^o_{cell} = E^o_{red} - E^o_{oxyd}$$

Montrer la question

Question

Comment le potentiel de l'électrode standard est-il calculé ?


Montrer la réponse

Réponse

L'électrode est comparée à l'électrode à hydrogène standard (EHS)

Montrer la question

Question

Quelles sont les caractéristiques les plus importantes d'une cellule électrochimique ?

Montrer la réponse

Réponse

Électrodes, circuit et pont salin

Montrer la question

Question

À quelle électrode l'oxydation se produit-elle dans une pile voltaïque ?

Montrer la réponse

Réponse

Anode

Montrer la question

Question

À la cathode, quel processus d'oxydoréduction se produit ?

Montrer la réponse

Réponse

Oxydation

Montrer la question

Question

Dans l'électrolyse, un courant électrique crée ....................................... 

Montrer la réponse

Réponse

une réaction d'oxydoréduction.

Montrer la question

Question

 Le système d'électrolyse du sel  est :

Montrer la réponse

Réponse

système de désinfection des piscines.

Montrer la question

Question

L'électrolyse peut également être décrite comme l'inverse d'une pile électrochimique.

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

L'énergie chimique peut donc être générée par ...............

Montrer la réponse

Réponse

l'électrolyse.

Montrer la question

Question

Dans le cas de l'électrolyse :

Montrer la réponse

Réponse

l'énergie électrique devient de l'énergie chimique.

Montrer la question

Question

Les anions sont oxydés à .............. et les cations réduits à  ...............

Montrer la réponse

Réponse

l'anode , la cathode

Montrer la question

Question

Quelles sont les trois espèces que tu peux ajouter lors de l'équilibrage des demi-équations ?

Montrer la réponse

Réponse

Molécules d'hydrogène

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'une réaction rédox ?

Montrer la réponse

Réponse

Une réaction impliquant à la fois l'oxydation et la réduction.

Montrer la question

Question

Lesquels des énoncés suivants sont des définitions de l'oxydation ?

Montrer la réponse

Réponse

Perte d'hydrogène

Montrer la question

Question

Lesquels des énoncés suivants sont des définitions de la réduction ?

Montrer la réponse

Réponse

Gain d'oxygène

Montrer la question

Question

Quel est l'état d'oxydation de l'oxygène dans \( O_2 \) ?

Montrer la réponse

Réponse

\( 0 \)

Montrer la question

Question

Quel est l'état d'oxydation de \( S \) dans \( SO_{4}^{-2} \) ?

Montrer la réponse

Réponse

\(+6 \)

Montrer la question

Question

Quel est l'état d'oxydation de \( S \) dans \( H_{2}S \) ?

Montrer la réponse

Réponse

\( -2 \)

Montrer la question

Question

Qu'est-ce qu'une réaction de dismutation ?

Montrer la réponse

Réponse

Une réaction où la même espèce est à la fois réduite et oxydée.

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Les métaux du groupe \( 1 \) ont toujours un degré d'oxydation de \( +1 \).

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

Vrai ou faux ? Le chlore a toujours un degré d'oxydation de \( -1 \) .

Montrer la réponse

Réponse

Vrai

Montrer la question

Question

Quel est l'état d'oxydation du \( Mg^{+2} \) ?

Montrer la réponse

Réponse

\( +2 \)

Montrer la question

Question

Écris les demi-équations de la réaction d'oxydoréduction suivante :


 $$ Cl_{2} + 2Br^{-} \rightarrow 2Cl^{-} +Br_{2} $$   



Montrer la réponse

Réponse

$$ Cl_{2} +2e^{-} \rightarrow 2Cl^{-}  $$

$$ 2Br^{-} \rightarrow Br_{2} + 2e^{-} $$

Montrer la question

Question

Que sont les états d'oxydation ? 

Montrer la réponse

Réponse

Numéros attribués aux ions qui indiquent combien d'électrons ils ont perdu ou gagné, par rapport à l'élément dans son état non combiné.

Montrer la question

AUTRES THÈMES LIÉS Pile électrochimique
60%

des utilisateurs ne réussissent pas le test de Pile électrochimique ! Réussirez-vous le test ?

lancer le quiz

Complète tes cours avec des thèmes et sous-thèmes disponibles pour chaque matière!

Inscris-toi gratuitement et commence à réviser !

Get FREE ACCESS to all of our study material, tailor-made!

Over 10 million students from across the world are already learning smarter.

Get Started for Free
Illustration