Diaporama oxydoréduction

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Les réactions
d’oxydoréduction
Oxydoréduction
Oxydant et réducteur
Exemples
Cu + 2
Ag+
→
Cu2+
+ 2 Ag
Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
Cu cède 2 électrons et chaque
ion Ag+ capte un électron
Fe cède 2 électrons et chaque
ion Cu2+ capte 2 électrons
Une réaction d’oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle il
y a échange d’électrons
Un oxydant est une espèce chimique (atome, ion ou molécule)
susceptible de capter au moins un électron.
Exemples : Cu2+ et Ag+
Un réducteur est une espèce chimique (atome, ion ou molécule)
susceptible de céder un ou plusieurs électrons. Exemple : Cu et Fe
Oxydoréduction
Oxydation et réduction
Exemples
Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag
Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
Un oxydant est une espèce chimique (atome, ion ou molécule)
susceptible de capter au moins un électron.
Exemples : Cu2+ et Ag+
Un réducteur est une espèce chimique (atome, ion ou molécule)
susceptible de céder un ou plusieurs électrons. Exemple : Cu et Fe
Une oxydation correspond à une perte d’électrons
Un réducteur est oxydé
Cu = Cu2+ + 2 eFe = Fe2+ + 2 e-
Une réduction correspond à un gain d’électrons.
Un oxydant est réduit
Cu2+ + 2 e- = Cu
Ag+ + e- = Ag
Oxydoréduction
Couple oxydant / réducteur
Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag
Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
L’oxydant Cu2+ et le réducteur Cu forment un couple oxydant / réducteur :
Cu2+ / Cu.
L’oxydant Cu2+ et le réducteur Cu sont liés par une demi-équation :
Cu2+ + 2 e- = Cu
On appelle couple oxydant/réducteur (couple rédox), l’ensemble d’un
oxydant et d’un réducteur qui se correspondent dans une demi-équation
d’oxydoréduction.
Oxydoréduction
Equilibrer une réaction redox en milieu acide
Réaction des ions fer II et des ions permanganate MnO4- en milieu acide
sachant que les couples sont : Fe3+ / Fe2+ et MnO4- / Mn2+
Fe2+ = Fe3+ + eMnO4- + 8 H+ + 5 e-
x5
= Mn2+ + 4 H2O
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ → 5 Fe3+ + Mn2++ 4 H2O
Pour équilibrer la demi-équation du couple MnO4-/ Mn2+ on équilibre :
l'élément qui s'oxyde (ou se réduit) ici Mn déjà équilibré
l'élément oxygène avec les molécules d'eau H2O (ici 4 O dans MnO4- donc
4 H2O)
l'élément hydrogène avec les ions H+ si on est en milieu acide (ici 4 H2O
donc 8 H+)
les charges avec les électrons (ici 2 charges + à gauche et 7 charges + à
droite donc il faut mettre 5 charges négatives à droite soit 5 e-).
Les piles
La pile Daniell
V
V
R
A
eI
Electrode
I
e-
-
Pont salin
Zn
+
Cu
Electrode
NO3- + NH4+
Cu2+ + SO42-
Zn2+ + SO42Demi pile
Demi pile
I
I
Zn = Zn2+ + 2 eCu2+ + 2 e- = Cu
N
-
P
+
Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+.
La réaction bilan de la pile est la réaction spontanée entre les deux couples.
Les piles
Force électromotrice
Pile formée
électrode électrode
(+)
(-)
f.e.m.
demi-équations électroniques et
équation de la réaction dans la pile
Cu2+ + 2 e- = Cu
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
Cu
Zn
1,1 V
Zn = Zn2+ + 2 eCu2+ + Zn = Cu + Zn2+
Cu = Cu2+ + 2 eCu2+ / Cu // Ag / Ag+
Ag
Cu
0,42 V Ag+ + e- = Ag
Cu + 2 Ag + = Cu2+ + 2 Ag
Force électromotrice donnée pour une concentration de 1 mol.L-1
La force électromotrice E d’une pile est la différence de potentiel entre le
pôle positif et le pôle négatif de la pile lorsque l’intensité du courant est nulle
E = VP - VN = UPN lorsque I = 0
La force électromotrice d’une pile dépend des couples utilisés pour
réaliser la pile et de la concentration des solutions.
En chimie, le potentiel d’un couple oxydant / réducteur est noté E(ox/red)
Potentiel d’oxydoréduction
Electrode standard à hydrogène
Un voltmètre mesure une tension donc une différence de potentielle.
Le potentiel d’une électrode ne peut être mesuré que par rapport à une
électrode de référence.
L’électrode de référence choisie est l’électrode
standard à hydrogène, notée E.S.H., qui met en jeu
le couple H+ / H2.
Elle est constituée d’une lame de platine plongeant
dans une solution de pH = 0, dans laquelle barbote
du dihydrogène gazeux, à la pression P° = 1,00 bar.
Son potentiel standard est donc égal à 0 V :
E°(H+/H2) = 0,00 V
Potentiel d’oxydoréduction
Définition
Le potentiel d’oxydoréduction E d’un couple oxydant réducteur,
(potentiel rédox), est la différence de potentiel entre la demi-pile du
couple considéré et l’électrode standard à hydrogène.
Lorsque tous les constituants sont dans les conditions standard (solutions
de concentrations égales à 1 mol.L-1 et gaz à la pression de 1 bar), on
obtient les potentiels standard notés E°qui sont notés dans les tables.
Un oxydant est d’autant plus fort que son potentiel standard est
grand.
Un réducteur est d’autant plus fort que son potentiel standard est
petit.
Potentiel d’oxydoréduction
Tableau de potentiels standard
Potentiel d’oxydoréduction
Prévision du sens d’une réaction
La réaction spontanée entre deux couples rédox est la réaction de
l’oxydant le plus fort, correspondant au potentiel d’oxydoréduction le
plus élevé, avec le réducteur le plus fort, correspondant au potentiel
l’oxydoréduction le plus faible.
Quelles sont les réactions spontanées possibles entre les couples
suivants pris deux à deux dans les conditions standard ?
E°(Cu2+ / Cu) = 0,35 V ; E°(Fe2+ / Fe) = - 0,44 V ;
E°(Ag+ / Ag)= 0,80 V
Cu + 2
→
+ 2 Ag
Fe + 2 Ag+ → Fe2+ + 2 Ag
Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
Ag+
Cu2+
E
Ag+
Ag
Cu2+
Cu
Fe2+
Fe

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