Transcript Diaporama oxydoréduction
Les réactions d’oxydoréduction
Oxydoréduction Oxydant et réducteur
Exemples
Cu + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag Cu 2+ + Fe → Cu + Fe 2+ Cu cède 2 électrons et chaque ion Ag + capte un électron Fe cède 2 électrons et chaque ion Cu 2+ 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 : Cu 2+ 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 Cu 2+ + → Cu 2+ + 2 Ag + Fe → Cu + Fe 2+
Un oxydant
est une espèce chimique (atome, ion ou molécule) susceptible de capter au moins un électron. Exemples : Cu 2+ 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 = Cu Fe = Fe 2+ 2+ + 2 e + 2 e -
Une réduction
correspond à un gain d’électrons.
Un oxydant est réduit
Cu 2+ + 2 e Ag + + e = Cu = Ag
Oxydoréduction Couple oxydant / réducteur
Cu + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag Cu 2+ + Fe → Cu + Fe 2+ L’oxydant Cu 2+
Cu 2+ / Cu .
et le réducteur Cu forment un
couple oxydant / réducteur :
L’oxydant Cu 2+
Cu 2+ + 2 e -
et le réducteur Cu sont liés par une
= Cu demi équation :
On appelle
couple oxydant/réducteur (couple rédox)
d’oxydoréduction.
, l’ensemble d’un oxydant et d’un réducteur qui se correspondent dans une demi-équation
Oxydoréduction Equilibrer une réaction redox en milieu acide
Réaction des ions fer II et des ions permanganate MnO 4 sachant que les couples sont : Fe 3+ / Fe 2+ et MnO 4 / Mn 2+ en milieu acide Fe 2+ = Fe 3+ + e -
x 5
MnO 4 +
8 H +
+
5 e -
= Mn 2+ +
4 H 2 O 5
Fe 2+ + MnO 4 +
8
H + →
5
Fe 3+ + Mn 2+ +
4
H 2 O Pour équilibrer la demi-équation du couple MnO 4 / Mn 2+
l'élément qui s'oxyde
on équilibre : (ou se réduit) ici Mn déjà équilibré l'élément
oxygène
avec les molécules d'eau
H 2 O
(ici 4 O dans MnO 4 donc 4 H 2 O) l'élément
hydrogène
avec les ions
H +
si on est en milieu acide (ici 4 H 2 O 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
Zn
-
e A R Electrode I Pont salin NO 3 + NH 4 + e I
+
Cu Electrode Zn 2+ + SO 4 2 Cu 2+ + SO 4 2 Demi pile Demi pile Zn = Zn 2+ + 2 e I I Cu 2+ + 2 e = Cu N
-
P
+
Cu 2+ + Zn = Cu + Zn 2+ . La réaction bilan de la pile est
la réaction spontanée
entre les deux couples.
Pile formée
Zn / Zn 2+ // Cu 2+ / Cu
Les piles Force électromotrice
électrode (+) électrode (-) f.e.m.
demi équations électroniques et équation de la réaction dans la pile
Cu Zn 1,1 V Cu 2+ + 2 e = Cu Zn = Zn 2+ Cu 2+ + 2 e + Zn = Cu + Zn 2+ Cu 2+ / Cu // Ag / Ag + Ag Cu 0,42 V Cu = Cu 2+ Ag + + e + 2 e = Ag Cu + 2 Ag + = Cu 2+ + 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 = V P - V N = U PN 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 + / H 2
.
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 + /H 2 ) = 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 ° (Cu 2+ / Cu) = 0,35 V ; E ° (Fe 2+ / Fe) = - 0,44 V ; E ° (Ag+ / Ag)= 0,80 V Ag + Cu 2+ Cu + 2 Ag Fe + 2 Ag + Cu 2+ + → Cu 2+ → Fe 2+ + 2 Ag + 2 Ag + Fe → Cu + Fe 2+ Fe 2+ E Ag Cu Fe