L'oxydo- reduction.

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1 L'oxydo- reduction

2 Couples redox : définition
Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

3 Couples redox : définition
Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

4 Couples redox : définition
Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

5 Couples redox : définition
Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

6 Couples redox et réactions rédox
Soient deux couples redox : Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2 On veut écrire la réaction se produisant entre Ox1 et Red2 : Couple n°1 { Ox1 + n1 e Red1 } * n2 Couple n°2 { Red Ox2 + n2 e- } * n1 Bilan n2 Ox1 + n1 Red n2 Red1 + n1 Ox2) (n1.n2 e- échangés) Aucun électron ne doit apparaître dans une réaction chimique redox Cu e Cu Zn Zn e- Bilan Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Il y a 2 électrons échangés dans cette réaction

7 Couples redox et réactions rédox
Soient deux couples redox : Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2 On veut écrire la réaction se produisant entre Ox1 et Red2 : Couple n°1 { Ox1 + n1 e Red1 } * n2 Couple n°2 { Red Ox2 + n2 e- } * n1 Bilan n2 Ox1 + n1 Red n2 Red1 + n1 Ox2) (n1.n2 e- échangés) Aucun électron ne doit apparaître dans une réaction chimique redox Cu e Cu Zn Zn e- Bilan Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Il y a 2 électrons échangés dans cette réaction

8 Couples redox et réactions rédox
Soient deux couples redox : Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2 On veut écrire la réaction se produisant entre Ox1 et Red2 : Couple n°1 { Ox1 + n1 e Red1 } * n2 Couple n°2 { Red Ox2 + n2 e- } * n1 Bilan n2 Ox1 + n1 Red n2 Red1 + n1 Ox2) (n1.n2 e- échangés) Aucun électron ne doit apparaître dans une réaction chimique redox Cu e Cu Zn Zn e- Bilan Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Il y a 2 électrons échangés dans cette réaction

9 Couples redox et réactions rédox
Une réaction dans laquelle un même élément est simultanément oxydé et réduit est appelée réaction de dismutation Exemple :

10 Couples redox et réactions rédox
Une réaction dans laquelle un même élément est simultanément oxydé et réduit est appelée réaction de dismutation Exemple :

11 Couples redox et réactions rédox
Il existe deux façons d'effectuer une réaction redox : Méthode 1

12 Couples redox et réactions rédox
Il existe deux façons d'effectuer une réaction redox : Méthode 2

13 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
C’est un nombre qui se veut caractéristique de l'état d'oxydation d'un élément chimique. Par convention, on le note en chiffres romains. Ions simples : Le n.o. est la charge algébrique de l'ion (en unité e) Cl- : n.o.(Cl) = -I Na+ : n.o.(Na) = +I Fe2+ : n.o.(Fe) = +II Molécules et ions complexes : On attribue fictivement le doublet de liaison à l'élément le plus électronégatif. La charge portée alors par les différents éléments donne, en unité e, leur n.o.

14 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
C’est un nombre qui se veut caractéristique de l'état d'oxydation d'un élément chimique. Par convention, on le note en chiffres romains. Ions simples : Le n.o. est la charge algébrique de l'ion (en unité e) Cl- : n.o.(Cl) = -I Na+ : n.o.(Na) = +I Fe2+ : n.o.(Fe) = +II Molécules et ions complexes : On attribue fictivement le doublet de liaison à l'élément le plus électronégatif. La charge portée alors par les différents éléments donne, en unité e, leur n.o.

15 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
C’est un nombre qui se veut caractéristique de l'état d'oxydation d'un élément chimique. Par convention, on le note en chiffres romains. Ions simples : Le n.o. est la charge algébrique de l'ion (en unité e) Cl- : n.o.(Cl) = -I Na+ : n.o.(Na) = +I Fe2+ : n.o.(Fe) = +II Molécules et ions complexes : On attribue fictivement le doublet de liaison à l'élément le plus électronégatif. La charge portée alors par les différents éléments donne, en unité e, leur n.o.

16 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

17 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

18 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

19 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

20 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les peroxydes R-O-O-R (ex : H-O-O-H) n.o.(O) = ? n.o.(O) = - I

21 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les peroxydes R-O-O-R (ex : H-O-O-H) n.o.(O) = ? n.o.(O) = - I

22 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les peroxydes R-O-O-R (ex : H-O-O-H) n.o.(O) = ? n.o.(O) = - I

23 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

24 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

25 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

26 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

27 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les molécules diatomiques homonucléaires A2 (ex : Cl2, H2, O2, etc …) n.o.(A) = ? n.o.(A) = O

28 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les molécules diatomiques homonucléaires A2 (ex : Cl2, H2, O2, etc …) n.o.(A) = ? n.o.(A) = O

29 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Cas particuliers Les molécules diatomiques homonucléaires A2 (ex : Cl2, H2, O2, etc …) n.o.(A) = ? n.o.(A) = O

30 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Calcul pratique du n.o. Sauf cas particulier, la technique de calcul est la suivante : Pour une molécule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion. n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I. MnO4- : n.o.(Mn) = ? n.o.(Mn) = (-2) = +7 = +VII

31 Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément
Calcul pratique du n.o. Sauf cas particulier, la technique de calcul est la suivante : Pour une molécule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion. n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I. MnO4- : n.o.(Mn) = ? n.o.(Mn) = (-2) = +7 = +VII

32 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO H+ + 5 e Mn H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

33 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO H+ + 5 e Mn H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

34 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO H+ + 5 e Mn H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

35 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO H+ + 5 e Mn H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

36 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO H+ + 5 e Mn H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

37 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO H+ + 5 e Mn H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

38 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 2 : couple Cl2 / Cl- : Cl2 + 2 e Cl- n.o.(Cl) = O n.o.(Cl) = - I

39 Oxydo-réduction et nombre d’oxydation
Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 2 : couple Cl2 / Cl- : Cl2 + 2 e Cl- n.o.(Cl) = O n.o.(Cl) = - I

40 Potentiel d’électrode
A tout couple redox Ox + n e Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de première espèce : Les électrodes métalliques : le fil de métal (M) trempe dans une solution contenant un de ses ions (MZ+). Ici : Cu dans une solution de Cu2+

41 Potentiel d’électrode
A tout couple redox Ox + n e Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de première espèce : Les électrodes métalliques : le fil de métal (M) trempe dans une solution contenant un de ses ions (MZ+). Ici : Cu dans une solution de Cu2+

42 Potentiel d’électrode
A tout couple redox Ox + n e Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de première espèce : Les électrodes à gaz : un élément sous forme gazeuse barbote dans une solution contenant l'un de ses ions. Ici : H2(g) barbotant dans une solution de H+.

43 Potentiel d’électrode
A tout couple redox Ox + n e Red on peut associer une électrode Electrodes de seconde espèce : Il s'agit d'une électrode métallique (ex: Hg), en contact avec : un sel peu soluble de ce métal (précipité) (ex : Hg2Cl2(s)) un sel à anion commun (ex : une solution de K+Cl- ) (exemple : l’électrode au calomel saturée)

44 Potentiel d’électrode
Electrodes de seconde espèce : Electrode au calomel saturée (ECS)

45 Potentiel d’électrode
A tout couple redox Ox + n e Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de troisième espèce : Métal inerte (inattaquable tel que le platine) plongé dans une solution contenant les formes oxydée et réduite d'un même couple Ox / Red Elle prend le potentiel du couple Ox / Red mis en sa présence

46 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : R : constante des gaz parfaits T : température (K) n : nombre d’électrons échangés F : constante de Faraday

47 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : R : constante des gaz parfaits T : température (K) n : nombre d’électrons échangés F : constante de Faraday

48 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : R : constante des gaz parfaits T : température (K) n : nombre d’électrons échangés F : constante de Faraday

49 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

50 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

51 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

52 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

53 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

54 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : E°Ox/Red : E lorsque toutes les espèces (oxydant, réducteur, H+) sont prises dans un état tel que leur activité vaut 1. On dit qu’elles sont dans leur état standard. E°Ox/Red est appelé potentiel standard (ou normal) du couple Ox/Red E°Ox/Red ne dépend que de T.

55 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : E°Ox/Red : E lorsque toutes les espèces (oxydant, réducteur, H+) sont prises dans un état tel que leur activité vaut 1. On dit qu’elles sont dans leur état standard. E°Ox/Red est appelé potentiel standard (ou normal) du couple Ox/Red E°Ox/Red ne dépend que de T.

56 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E : E°Ox/Red : E lorsque toutes les espèces (oxydant, réducteur, H+) sont prises dans un état tel que leur activité vaut 1. On dit qu’elles sont dans leur état standard. E°Ox/Red est appelé potentiel standard (ou normal) du couple Ox/Red E°Ox/Red ne dépend que de T.

57 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
 Ox n e  Red +

58 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
 Ox n e  Red + Le couple doit être équilibré avec des H+, et pas des OH-

59 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
 Ox n e  Red + Expression invariante par multiplication scalaire du couple

60 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E :

61 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E :

62 Potentiel d’électrode - formule de Nernst
A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e  Red on peut associer son potentiel E :

63 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

64 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

65 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

66 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

67 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

68 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

69 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

70 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

71 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

72 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

73 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

74 Exemples d’écriture de la formule de Nernst

75 Nécessité et choix d’une électrode de référence
Expérimentalement, on ne mesure pas un potentiel, mais toujours une différence de potentiel Il y a nécessité d’avoir une référence internationale (convention internationale) pour pouvoir exprimer le potentiel (ce que fait l’équation de Nernst).

76 Nécessité et choix d’une électrode de référence
Expérimentalement, on ne mesure pas un potentiel, mais toujours une différence de potentiel Il y a nécessité d’avoir une référence internationale (convention internationale) pour pouvoir exprimer le potentiel (ce que fait l’équation de Nernst).

77 Nécessité et choix d’une électrode de référence
Convention internationale : E°H+/H2(g) = 0,00 V la température T C’est l’électrode standard à hydrogène (ESH)

78 Nécessité et choix d’une électrode de référence
Convention internationale : E°H+/H2(g) = 0,00 V la température T C’est l’électrode standard à hydrogène (ESH)

79

80 Nécessité et choix d’une électrode de référence
Convention internationale : E°H+/H2(g) = 0,00 V la température T C’est l’électrode standard à hydrogène (ESH)

81 Nécessité et choix d’une électrode de référence
Convention internationale : E°H+/H2(g) = 0,00 V la température T C’est l’électrode standard à hydrogène (ESH)

82 Electrode standard à hydrogène

83 Intérêt de l’ESH

84 Intérêt de l’ESH

85 Intérêt de l’ESH

86 Intérêt de l’ESH

87 Intérêt de l’ESH

88 Intérêt de l’ESH

89 Intérêt de l’ESH

90 Intérêt de l’ESH

91 Intérêt de l’ESH

92 Problèmes expérimentaux liés à l’ESH
Condition délicate à obtenir

93 Problèmes expérimentaux liés à l’ESH
Condition délicate à obtenir

94 Problèmes expérimentaux liés à l’ESH
Mesure instable Condition délicate à obtenir

95 L’électrode au calomel saturé (ECS) Une électrode de référence
A la place de l’ESH, on préfère utiliser une électrode de seconde espèce, comme l’ECS : • son potentiel est constant (EECS = 0,245 V à 298 K) • son potentiel est stable • ses dimensions sont raisonnables

96 L’électrode au calomel saturé (ECS) Une électrode de référence
A la place de l’ESH, on préfère utiliser une électrode de seconde espèce, comme l’ECS : • son potentiel est constant (EECS = 0,245 V à 298 K) • son potentiel est stable • ses dimensions sont raisonnables

97 L’électrode au calomel saturé (ECS) Une électrode de référence
A la place de l’ESH, on préfère utiliser une électrode de seconde espèce, comme l’ECS : • son potentiel est constant (EECS = 0,245 V à 298 K) • son potentiel est stable • ses dimensions sont raisonnables

98 L’électrode au calomel saturé (ECS) Une électrode de référence
A la place de l’ESH, on préfère utiliser une électrode de seconde espèce, comme l’ECS : • son potentiel est constant (EECS = 0,245 V à 298 K) • son potentiel est stable • ses dimensions sont raisonnables

99 L’électrode au calomel saturé (ECS) Une électrode de référence
Attention aux conditions d’utilisation de l’ECS !

100 L’électrode au calomel saturé (ECS) Une électrode de référence
Attention aux conditions d’utilisation de l’ECS ! L’électrolyte en contact doit être compatible avec KCl

101 Relation entre des E°

102 Relation entre des E°

103 Relation entre des E°

104 Relation entre des E°

105 Cellules électrochimiques

106 Cellules électrochimiques

107 Cellules électrochimiques

108 Cellules électrochimiques

109 Cellules électrochimiques

110 Cellules électrochimiques

111 Fonctionnement de la cellule / signe des électrodes

112 Fonctionnement de la cellule / signe des électrodes

113 Fonctionnement de la cellule / signe des électrodes

114 Fonctionnement de la cellule / signe des électrodes

115 Fonctionnement de la cellule / signe des électrodes

116 Cellules électrochimiques
Cellule sans jonction : l’électrolyte est commun

117 Cellules électrochimiques
Cellule sans jonction : l’électrolyte est commun

118 Cellules électrochimiques
Cellule avec jonction : électrolytes incompatibles

119 Cellules électrochimiques
Cellule avec jonction : électrolytes incompatibles

120 Cellules électrochimiques
Cellule avec jonction : électrolytes incompatibles Pont salin

121 Le pont salin

122 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques

123 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques

124 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile. Borne gauche : Borne droite :

125 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile. Borne gauche : Borne droite :

126 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile. Borne gauche : Borne droite :

127 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile. Borne gauche : Borne droite :

128 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile. Borne gauche : Borne droite :

129 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile. Borne gauche : Borne droite :

130 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : oxydation ou réduction ?

131 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : oxydation ou réduction ?

132 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : oxydation ou réduction ?

133 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : réduction

134 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : réduction donc cathode

135 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : réduction donc cathode donc pôle positif

136 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : réduction donc cathode donc pôle positif Pôle de gauche : oxydation donc anode donc pôle négatif

137 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Borne gauche : Borne droite : Réaction globale de fonctionnement de la pile : Pôle de droite : réduction donc cathode donc pôle positif Pôle de gauche : oxydation donc anode donc pôle négatif

138 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Sens de déplacement conventionnel des électrons : de la gauche vers la droite Pôle de droite : réduction donc cathode donc pôle positif Pôle de gauche : oxydation donc anode donc pôle négatif Sens de déplacement conventionnel des électrons logique avec la convention : Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile.

139 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Sens de déplacement conventionnel des électrons : de la gauche vers la droite Pôle de droite : réduction donc cathode donc pôle positif Pôle de gauche : oxydation donc anode donc pôle négatif Sens de déplacement conventionnel des électrons logique avec la convention : Lorsqu'on lit la pile conventionnelle de la gauche vers la droite, les échanges électroniques résultant des réactions à chaque électrode doivent, par convention, créer un échange électronique de la gauche vers la droite à l'extérieur de la pile.

140 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

141 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

142 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

143 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

144 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

145 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

146 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

147 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

148 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Cas général électrons Réactions conventionnelles associées : Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : La f.e.m. de la pile est définie par : e = E(+) - E(-) e = ED - EG = E1 - E2

149 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Convention et réalité ? électrons Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : Pour savoir si la réaction de fonctionnement réel est la réaction conventionnelle, ou l’inverse, on mesure ou on calcule la f.e.m. de la pile e = ED - EG = E1 - E2

150 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Convention et réalité ? électrons Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : Pour savoir si la réaction de fonctionnement réel est la réaction conventionnelle, ou l’inverse, on mesure ou on calcule la f.e.m. de la pile e = ED - EG = E1 - E2

151 Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques
Convention et réalité ? électrons Réaction de fonctionnement conventionnelle associée : Pour savoir si la réaction de fonctionnement réel est la réaction conventionnelle, ou l’inverse, on mesure ou on calcule la f.e.m. de la pile e = ED - EG = E1 - E2

152 Cas d’une cellule avec jonction
Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques Cas d’une cellule avec jonction

153 Cas d’une cellule avec jonction
Ecriture conventionnelle de cellules galvaniques Cas d’une cellule avec jonction

154 f.e.m. d’une cellule galvanique
électrons f.e.m. de la pile : e = E(+) - E(-) = ED - EG = E1 - E2

155 f.e.m. d’une cellule galvanique
électrons f.e.m. de la pile : e = E(+) - E(-) = ED - EG = E1 - E2

156 f.e.m. d’une cellule galvanique
électrons f.e.m. de la pile : e = E(+) - E(-) = ED - EG = E1 - E2

157 f.e.m. d’une cellule galvanique
électrons f.e.m. de la pile : e = E(+) - E(-) = ED - EG = E1 - E2

158 f.e.m. d’une cellule galvanique
électrons f.e.m. de la pile : e = E(+) - E(-) = ED - EG = E1 - E2

159 f.e.m. d’une cellule galvanique

160 f.e.m. d’une cellule galvanique

161 Constante d’équilibre d’une réaction redox

162 Constante d’équilibre d’une réaction redox
Condition d'équilibre pour une pile ?

163 Constante d’équilibre d’une réaction redox
Condition d'équilibre pour une pile : e = 0

164 Constante d’équilibre d’une réaction redox
Condition d'équilibre pour une pile : e = 0 électrons f.e.m. de la pile : e = E(+) - E(-) = ED - EG = E1 - E2

165 Constante d’équilibre d’une réaction redox
A T=298 K :

166 Constante d’équilibre d’une réaction redox
A T=298 K :

167 Constante d’équilibre d’une réaction redox
A T=298 K :

168 Constante d’équilibre d’une réaction redox
A T=298 K :

169 Constante d’équilibre d’une réaction redox
A T=298 K :

170 Echelle des E° A T=298 K :

171 Echelle des E° A T=298 K :

172 Echelle des E° A T=298 K :

173 Echelle des E° A T=298 K :

174 Echelle des E° A T=298 K :

175 Echelle des E°

176 Echelle des E° A T=298 K :

177 Echelle des E° A T=298 K :

178 Echelle des E° A T=298 K :

179 Echelle des E° A T=298 K :

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