Stage de Pré-rentrée de Paris VI

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1 Stage de Pré-rentrée de Paris VI
Chimie Générale Chapitre 5 : Oxydo-réduction (Doublant) 26/08/2017

2 I/ Réaction d’oxydo-réduction
• Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons. • Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons. ox + ne- red Exemple : Fe2+ Fe3+ + 1e- 26/08/2017

3 Recette: Pour équilibrer une redox
- identifier les deux couples - écrire les deux demi-équations - équilibrer les équations de demi-réaction : même nombre d’éléments de chaque côté, équilibrer les O2 avec des H2O, puis les H2O avec des H+ (milieu acide) ou HO- (milieu basique), compenser les charges (+) avec des électrons - ajuster les coefficients multiplicatifs de façon à ce que le nombre d’électrons mis en jeu dans chaque demi-réaction soit le même - écrire la réaction globale en additionnant les deux équations de demi-réaction (tous les électrons doivent disparaître). 26/08/2017

4 II/ Nombre d’oxydation
Le nombre d’oxydation NO décrit l’état ou le degré d’oxydation d’un élément. Pour un atome isolé neutre, le NO est nul exemple : NO(Na) = 0 Dans le cas d'un ion monoatomique, le NO correspond à la valeur de la charge portée par l'ion exemple : NO(Al3+) = +III et NO(O2-) = -II 26/08/2017

5 ex: NO(H3O+) = 2 NO(H) + NO(O) + NO(H+) = +I
A savoir ++ : Quelques atomes ont un NO particuliers : NO(F) = -I NO(O) = -II NO(H) = +I La charge globale d’un composé vaut la somme algébrique des NO des atomes le constituant ex: NO(H3O+) = 2 NO(H) + NO(O) + NO(H+) = +I 26/08/2017

6 Dans une espèce chimique homopolyatomique neutre (composée d’atomes de même nature), le NO de chaque atome est nul (NO(Cl2) = 0). Dans une espèce chimique hétéropolyatomique (composée d’atomes de nature différente), l’atome le plus électronégatif est considéré comme recevant les électrons, son NO sera alors compté négativement Ex: H2O correspond à 2 H(+I) + O(-II) = 0). 26/08/2017

7 On peut aussi dire que chaque liaison représente un NO = ±I , en fonction de la différence d’électronégativité. 26/08/2017

8 Par exemple dans cette molécule : - Le carbone rouge « attire » les électrons des hydrogènes donc il a 3 « charges fictives » négatives en trop : son nombre d’oxydation est -III - Le carbone vert « cède » 3 électrons aux oxygènes qui l’entourent donc il a 3 « charges fictives » négatives en moins : son nombre d’oxydation est +III H O H C C +III -III O H H 26/08/2017

9 III/ Loi et formule de Nernst
L’association de deux électrodes de potentiels différents constitue une pile. • Le pôle (+) correspond à l’électrode dont le potentiel est le plus élevé, il est le lieu d’une réduction (gain d’électrons). • Le pôle (-) correspond à l’électrode dont le potentiel est le plus faible, il est le lieu d’une oxydation (perte d’électrons). 26/08/2017

10 Pile ΔrG = -n x F x E Pôle (+) Potentiel élevé réduction Pôle (-)
Potentiel faible oxydation Oxydant 1 + Réducteur Oxydant 2 + Réducteur 1 ΔrG = -n x F x E Loi de Nernst : Avec : n : nombre d’e- mis en jeu E: la force électromotrice de la pile F: constante de Faraday = coulombs 26/08/2017

11 E = E° + (0,06/n) log [a(oxydant)] a [a (réducteur)] b
Pour une électrode donnée, lieu de la réaction redox : a Oxydant + n e b Réducteur, la formule de Nernst donne le potentiel d’électrode : E = E° + (0,06/n) log [a(oxydant)] a [a (réducteur)] b avec E° le potentiel standard du couple redox. 26/08/2017

12 Dans le cas d’une pile, deux couples redox sont mis en jeu
Dans le cas d’une pile, deux couples redox sont mis en jeu. La loi de Nernst donne la force électromotrice : avec : On obtient alors la f.e.m. de la pile avec E° = E°1 + E°2 : Réactifs produits 26/08/2017

13 /!\ formule ≠ loi La formule de Nernst ne concerne qu’une seule électrode, E correspond au potentiel de l’électrode La loi de Nernst concerne la pile (deux électrodes), E correspond à la force électromotrice de la pile 26/08/2017

14 IV/ Prévision du sens de l’évolution
E°1 < E°2 Ox1 Ox2 E°1 E°2 Red1 Red2 red1 + ox2  ox1 + red2 C’est toujours l’oxydant le plus fort (E° le plus élevé) qui réagit avec le réducteur le plus fort (E° le plus faible) Constante de réaction : K = 10 (n0,06)(E°1-E°2) 26/08/2017

15 a Ox + n e- + p H+ = c Red + q H2O
V/ Influence du PH /!\ Pas traité par le prof l’an dernier Soit une redox dans un milieu acide a Ox + n e- + p H+ = c Red + q H2O E = E°pH + 0,06 x log ([Ox]a) n ([Red]c) Potentiel standard apparent pour un pH donné E°pH = E°’ = E° - 0,06 x p x pH n 26/08/2017

16 VI/ Dosage redox Rappels : Un dosage consiste à déterminer la concentration d’un réactif titré à l’aide d’une solution titrante de concentration connue, capable de réagir selon une réaction support totale L’équivalence redoxe est l’état du mélange réactionnel obtenu quand les réactifs introduits selon les proportions stœchiométriques sont totalement consommés. Soit : α ox 1 + β red 2 → γ ox 2 + δ red 1. Le rapport stœchiométrique vaut : α / β. A l’équivalence on a : β n1 = α n2  β x c1 x V1 = α x c2 x Ve, 26/08/2017

17 Remarques : Avant l’équivalence : l’espèce titrante est totalement consommée donc c’est l’espèce titré qui impose son potentiel à la solution : À la demi-équivalence : E1/2 = E1° À l’équivalence : Après l’équivalence : À la « double-équivalence » : E1/2 = E2° 26/08/2017

18 Merci à tous de votre attention
Merci à tous de votre attention ! On enchaine sur les exercices  Bon courage  26/08/2017