Chapitre 19 : Oxydoréduction Les objectifs de connaissance : Définir un oxydant et un réducteur ; Définir un couple Oxydant / Réducteur. Les objectifs de savoir-faire : Reconnaître l’oxydant et le réducteur d’un couple ; Écrire et exploiter l’équation d’une réaction d’oxydoréduction ; Réaliser une pile et modéliser son fonctionnement. Thème : AGIR Domaine : Convertir l’énergie et économiser les ressources

Voir TP n°22 : « Les réactions d’oxydoréducion » 1. Les couples d’oxydoréduction Définitions : On appelle oxydant une entité (atome, molécule ou ion) susceptible de capter un ou plusieurs électrons (noté e‒) au cours d’une réaction chimique : Oxydant = capteur d’électrons On appelle réducteur une entité (atome, molécule ou ion) susceptible de céder un ou plusieurs électrons au cours d’une réaction chimique : Réducteur = donneur d’électrons Un couple d’oxydoréduction (ou couple redox) est constitué de deux espèces chimiques qui se transforment l’une en l’autre par transfert de n électrons. Les deux espèces chimiques sont dites conjuguées. On représente ce transfert par une demi-équation d’oxydoréduction : Oxydant + n e‒ = Réducteur ou Ox + ne- = Red Exemples : quelques couples redox à connaître

oxydant1 + réducteur2  réducteur1 + oxydant2 Remarques : Par convention, on écrit toujours l’oxydant à gauche du trait oblique et le réducteur à droite ; On appelle oxydation une réaction au cours de laquelle un réactif cède (perd) un ou plusieurs électrons ; On appelle réduction une réaction au cours de laquelle un réactif capte (gagne) un ou plusieurs électrons. 2. Les réactions d’oxydoréduction Définition : Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électron(s) entre un oxydant et un réducteur de couples différents. Les produits de la réaction sont les formes conjuguées des réactifs. L’équation de réaction est : oxydant1 + réducteur2  réducteur1 + oxydant2 Cette équation de réaction est la somme de deux demi-équations de chacun des couples Ox / Red mis en jeu :

Exercice : l’expérience de l’arbre de Diane (ci-dessous) Questions : Quel est l’oxydant ? à quel couple appartient-il ? Même question pour le réducteur. Écrire les demi-équations électroniques des couples rédox qui interviennent. En déduire l’équation de la réaction totale d’oxydoréduction. Réponses : Oxydant : ion argent (Ag+) ; Couple : Ag+(aq) / Ag(s) Réducteur : atome de cuivre (Cu) ; Couple : Cu2+(aq) / Cu(s) et 4) Demi-équations électroniques et équation de la réaction d’oxydoréduction :

3. Les piles Définitions : Une pile est un générateur électrochimique (conversion d’énergie chimique en énergie électrique) dans lequel se déroule une réaction d’oxydoréduction entre deux couples redox. Il est constitué de deux parties (appelées demi-piles), reliées par un pont salin, comportant chacune un conducteur métallique (appelés électrode) en contact avec un milieu ionique (conducteur) appelé électrolyte. L’une des électrodes est la borne  et l’autre la borne  ; L’électrode où se produit une réduction est appelée la cathode ; L’électrode où se produit une oxydation est appelée l’anode.

(Le métal est consommé et des ions métalliques sont formés) Fonctionnement d’une pile : À l’intérieur de la pile, le passage du courant électrique est assuré par des ions (porteurs de charges) : les cations se déplacent dans le sens du courant (vers la borne ) et les anions se déplacent en sens inverse (vers la borne ) ; À l’extérieur de la pile, le passage du courant électrique est assuré par des électrons (porteurs de charge) : ils se déplacent de la borne  vers la borne  (sens inverse du sens conventionnel du courant) ; Le pont salin assure la continuité électrique et la neutralité électrique entres les deux demi-piles. Réactions aux électrodes : Les réactions aux électrodes se déduisent du sens de déplacement des électrons : Au pôle négatif de la pile, des électrons sont libérés selon la demi-réaction suivante (oxydation) : Red2 = Ox2 + n2 e (Le métal est consommé et des ions métalliques sont formés) Au pôle positif de la pile, les électrons qui arrivent sont captés selon la demi-réaction suivante (réduction) : Ox1 + n1 e = Red1 (Des ions métalliques sont consommés et des atomes métalliques sont formés)

Réaction de fonctionnement : Ox1 + n1 e  Red1 borne ⊕ (réduction) Cathode Red2  Ox2 + n2 e borne ⊖ (oxydation) Anode n2 Ox1 + n1 Red2  n2 Red1 + n1 Ox2  La pile transforme donc de l’énergie chimique en énergie électrique qu’elle transfère au circuit extérieur : c’est un générateur électrochimique. Une partie de l’énergie libérée est dissipée par effet Joule. Exemple : La pile Daniell En 1836, John Frederic Daniell mit au point une pile à deux compartiments. Cette « pile Daniell » fut utilisée pendant plusieurs décennies et servit même de pile étalon de tension électrique car à 25°C, elle fournit toujours une tension stable de 1,1 V. Facile à étudier au laboratoire, elle n'est cependant plus utilisée de nos jours car l'électrolyte qu'elle contient est liquide.

Remarque : il existe plusieurs types de piles Les piles salines et alcalines : Les batteries d’accumulateurs de voiture :

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(ℓ) Les piles à combustible : L’équation de la réaction globale d’oxydoréduction s’écrit alors : 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O(ℓ) 4. Applications La voiture électrique :

Le pot catalytique : Les éléments catalyseurs déclenchent ou accentuent des réactions chimiques qui tendent à transformer les constituants les plus toxiques des gaz d'échappement (monoxyde de carbone, hydrocarbures imbrûlés, oxydes d'azote), en éléments moins toxiques (eau et CO2). Réduction des oxydes d'azote en azote et en dioxyde de carbone : 2 NO + 2 CO  N2 + 2 CO2 Oxydation des monoxydes de carbone en dioxyde de carbone : 2 CO + O2  2 CO2 Oxydation des hydrocarbures imbrulés en dioxyde de carbone et en eau : 4 CxHy + (4x + y) O2  4x CO2 + 2y H2O Protection contre la corrosion :

Exercices : n°10 p298, n°15 p299, n°17 p299, n°20 p300 et n°27 p302