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Les réactions d’oxydoréduction
et l’électrochimie
Les réactions d’oxydoréduction
• l’électrochimie est la branche de la chimie qui étudie l’interconversion entre
l’énergie électrique et l’énergie chimique
• un processus électrochimique est une réaction d’oxydoréduction où soit
• l’énergie libérée par une réaction spontanée est convertie en
électricité
• l’énergie électrique est utilisée pour déclencher une réaction nonspontanée
• une réaction d’oxydoréduction implique le transfert d’électrons d’une
substance à une autre
0
eg.;
1 1
2
1
0
Mg(s)  2 H Cl 
 Mg Cl 2 (aq)  H 2 (g)
• Mg est oxydé (perte d’électrons)
• H est réduit (gain d’électrons)
L’équilibration des équations
d’oxydoréduction
• pour une réaction d’oxydoréduction, il est souvent très difficile de balancer
l’équation chimique
• des méthodes systématiques existent pour balancer des réactions
d’oxydoréduction complexes
• dans la méthode ions-électrons:
• la réaction globale est divisée en deux demi-réactions (une oxydation et
une réduction)
• chaque demi-réaction est équilibrée
• les deux demi-réactions équilibrées sont additionnées ensemble pour
donner l’équation globale équilibrée
La méthode ions-électrons
• prenons comme exemple la réaction
0
1 5 2
2
2
2 2
1 2
Cu (s)  H N O 3 (aq) 
 Cu (aq)  N O(g)  H 2 O(l)
en milieu acide. D’après les états d’oxydation, le Cu est oxydé et le N
est réduit
• étape (1): écrire l’équation non-équilibrée de la réaction sous forme
ionique
Cu  NO3 
Cu 2  NO
• étape (2): séparer l’équation en deux demi-réactions
oxydation:
Cu 
 Cu 2
réduction:
NO3 
 NO
La méthode ions-électrons
• étape (3): équilibrer le nombre d’atomes autres que O et H dans
chacune des demi-réactions
• ceci est déjà le cas, donc on a rien à faire
• étape (4): dans le cas des réactions en milieu acide, ajouter H2O pour
équilibrer le nombre d’atomes O et ajouter H+ pour équilibrer le
nombre d’atomes H
• on a rien à faire pour l’oxydation
• pour la réduction
4 H   NO3 
 NO  2 H 2 O
La méthode ions-électrons
• étape (5a): ajouter des électrons à un côté de chaque demi-réaction
pour équilibrer les charges
oxydation:
Cu 
 Cu 2  2 e 
réduction:
4 H   NO3  3 e  
 NO  2 H 2 O
• étape (5b): au besoin, égaliser le nombre d’électrons dans les deux
demi-réactions en multipliant une ou les deux demi-réactions par des
coefficients appropriés
oxydation:
réduction:
3 Cu 
 3 Cu 2  6 e 
8 H   2 NO3  6 e  
 2 NO  4 H 2 O
La méthode ions-électrons
• étape (6): additionner les deux demi-réactions et équilibrer l’équation
finale par simplification (les électrons des deux côtés doivent
s’éliminer)
8 H   2 NO3  3 Cu  6 e  
 2 NO  3 Cu 2  4 H 2 O  6 e 
8 H   2 NO3  3 Cu 
 2 NO  3 Cu 2  4 H 2 O
• étape (7): vérifier que la charge et le nombre d’atomes de chaque
élément sont balancés
La méthode ions-électrons
• lorsque la réaction se produit dans un milieu basique, étape (4) est
modifiée de la façon suivante:
• pour chaque H+, ajouter un OH- de chaque côté
• lorsqu’il y a des H+ et OH- sur le même côté, combiner ces
deux ions pour produire le H2O
• eg.; équilibrez l’équation d’oxydoréduction
CN  (aq)  MnO4 (aq) 
 CNO (aq)  MnO2 (s)
en solution basique
La méthode ions-électrons
1

7
2

4
1
2

4
2
CN  Mn O 
 CN O  Mn O 2
• étape (1):
CN   MnO4 
CNO  MnO2
• étape (2):
• oxydation:
CN  
 CNO 
• réduction:
MnO4 
 MnO2
• étape (3): pas nécessaire
La méthode ions-électrons
• étape (4):
• oxydation:
2 OH   H 2 O  CN  
 CNO   2 H   2 OH 
2 OH   H 2 O  CN  
 CNO   2 H 2 O
2 OH   CN  
 CNO   H 2 O



 MnO2  2 H 2 O  4 OH 
• réduction: 4 OH  4 H  MnO4 
4 H 2 O  MnO4 
 MnO2  2 H 2 O  4 OH 
2 H 2 O  MnO4 
 MnO2  4 OH 
La méthode ions-électrons
• étape (5a):
• oxydation:
2 OH  CN  
CNO  H 2 O  2 e 
• réduction:
2 H 2 O  MnO4  3 e  
 MnO2  4 OH
• étape (5b):
• oxydation:
6 OH  3 CN  
 3 CNO  3 H 2 O  6 e 
• réduction:
4 H 2 O  2 MnO4  6 e  
 2 MnO2  8 OH
La méthode ions-électrons
• étape (6):
6 OH   3 CN   4 H 2 O  2 MnO4  6 e 

 3 CNO   3 H 2 O  2 MnO2  8 OH   6 e 
3 CN   2 MnO4  H 2 O 
 3 CNO  2 MnO2  2 OH
• étape (7): la charge est équilibrée ainsi que les atomes de chaque élément
(O, H, C, N, Mn)
La méthode ions-électrons
• Equilibrez la réaction suivante en milieu basique:
Cr2O72-(aq) + C3H8O(aq)  Cr3+(aq) + C3H5O2-(aq)