Les réactions d’oxydoréduction

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1 Les réactions d’oxydoréduction

2 Oxydoréduction Oxydant et réducteur
Exemples Cu + 2 Ag+ → Cu Ag  Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ Cu cède 2 électrons et chaque ion Ag+ capte un électron Fe cède 2 électrons et chaque ion Cu2+ 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. Un réducteur est une espèce chimique (atome, ion ou molécule) susceptible de céder un ou plusieurs électrons. Exemples : Cu2+ et Ag+ Exemple : Cu et Fe

3 Oxydoréduction Oxydation et réduction
Exemples Cu + 2 Ag+ → Cu Ag  Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ Un oxydant est une espèce chimique (atome, ion ou molécule) susceptible de capter au moins un électron. Un réducteur est une espèce chimique (atome, ion ou molécule) susceptible de céder un ou plusieurs électrons. Une oxydation correspond à une perte d’électrons Un réducteur est oxydé Une réduction correspond à un gain d’électrons. Un oxydant est réduit Exemples : Cu2+ et Ag+ Exemple : Cu et Fe Cu = Cu e- Fe = Fe e- Cu e- = Cu Ag+ + e- = Ag

4 Oxydoréduction Couple oxydant / réducteur
Cu + 2 Ag+ → Cu Ag  Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ L’oxydant Cu2+ et le réducteur Cu forment un couple oxydant / réducteur : Cu2+ / Cu. L’oxydant Cu2+ et le réducteur Cu sont liés par une demi-équation : Cu e- = Cu On appelle couple oxydant/réducteur (couple rédox), l’ensemble d’un oxydant et d’un réducteur qui se correspondent dans une demi-équation d’oxydoréduction.

5 Oxydoréduction Equilibrer une réaction redox en milieu acide
Réaction des ions fer II et des ions permanganate MnO4- en milieu acide sachant que les couples sont : Fe3+ / Fe2+ et MnO4- / Mn2+ Fe2+ = Fe3+ + e- MnO = Mn2+ 5 Fe2+ + MnO H+ → 5 Fe3+ + Mn2++ 4 H2O x 5 + 8 H+ + 5 e- + 4 H2O Pour équilibrer la demi-équation du couple MnO4-/ Mn2+ on équilibre : l'élément qui s'oxyde (ou se réduit) ici Mn déjà équilibré l'élément oxygène avec les molécules d'eau H2O (ici 4 O dans MnO4- donc 4 H2O) l'élément hydrogène avec les ions H+ si on est en milieu acide (ici 4 H2O 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-).

6 Les piles La pile Daniell
V A R e- I I e- - + Electrode Pont salin NO3- + NH4+ Electrode Zn Cu Zn2+ + SO42- Cu2+ + SO42- Demi pile Demi pile Zn = Zn e- I I Cu e- = Cu N P - + Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+. La réaction bilan de la pile est la réaction spontanée entre les deux couples.

7 Les piles Force électromotrice
Pile formée électrode (+) (-) f.e.m. demi-équations électroniques et équation de la réaction dans la pile Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu Cu Zn 1,1 V Cu e- = Cu Zn = Zn e- Cu2+ + Zn = Cu + Zn2+ Cu2+ / Cu // Ag / Ag+ Ag 0,42 V Cu = Cu e- Ag+ + e- = Ag Cu + 2 Ag + = Cu 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 = VP - VN = UPN 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)

8 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+ / H2. 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+/H2) = 0,00 V

9 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.

10 Potentiel d’oxydoréduction Tableau de potentiels standard

11 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°(Cu2+ / Cu) = 0,35 V ; E°(Fe2+ / Fe) = - 0,44 V ; E°(Ag+ / Ag)= 0,80 V Cu + 2 Ag+ → Cu Ag Fe + 2 Ag+ → Fe Ag Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ E Ag+ Ag Cu2+ Cu Fe2+ Fe