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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) MnO4 (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 MnO4
CNO MnO2
• étape (2):
• oxydation:
CN
CNO
• réduction:
MnO4
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 MnO4
MnO2 2 H 2 O 4 OH
2 H 2 O MnO4
MnO2 4 OH
La méthode ions-électrons
• étape (5a):
• oxydation:
2 OH CN
CNO H 2 O 2 e
• réduction:
2 H 2 O MnO4 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 MnO4 6 e
2 MnO2 8 OH
La méthode ions-électrons
• étape (6):
6 OH 3 CN 4 H 2 O 2 MnO4 6 e
3 CNO 3 H 2 O 2 MnO2 8 OH 6 e
3 CN 2 MnO4 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)