Cu 2

Chimie des solutions
Éditions Études Vivantes
L’oxydoréduction et les piles
Diaporama réalisé
par Christian Louis,
Ph.D.
Réactions d’oxydoréduction
Les réactions d’oxydoréduction sont des réactions chimiques où il y
a transfert d’électrons.
Dans certains cas, le transfert électronique est évident :
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu.
On voit que l’atome de zinc a perdu des électrons (il a été oxydé) :
Zn Zn2+ + 2 é.
On voit que l’ion Cu2+ a gagné des électrons (il a été réduit) :
Cu2+ + 2 é  Cu.
Au cours de la réaction, des électrons sont donc transférés des
atomes de zinc vers des ions cuivre.
Zn2+
2+
Zn2+Cu
Cu
Cu
Oxydoréduction en phase aqueuse
On peut observer expérimentalement la réaction d’oxydoréduction
entre le zinc et le cuivre en plongeant une plaque de zinc dans une
solution aqueuse de sulfate de cuivre.
Zn
Zn2+
SO42Zn2+
Zn2+
SO42SO42-
On voit apparaître un dépôt rougeâtre de cuivre sur la plaque de
zinc et la coloration bleue des ions cuivre diminue autour de la
plaque.
La réaction entre les atomes Zn et les ions Cu2+ se produit donc à
la surface de la plaque, à l’endroit où atomes et ions peuvent se
rencontrer pour échanger des électrons : Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq)
+ Cu(s).
Oxydation et réduction séparées
Il est possible de réaliser à distance le transfert d’électrons entre le
réducteur Zn et l’oxydant Cu2+.
L’oxydation et la réduction à distance se feront si on place, entre
les deux réactifs, un conducteur d’électrons (un fil métallique).
Zn2+
Zn2+
Zn2+
SO42- Cu2+
Cu
Cu2+
SO4
2-
SO42Cu2+
Zn Zn2+ + 2 é
Cu2+ + 2 é  Cu
Dans l’exemple choisi, l’oxydation de Zn crée un surplus de
charges positives (Zn 2+) dans la zone de réaction.
La réduction de Cu2+ crée un déficit de charges positives dans la
zone de réaction.
Le champ électrique créé bloque la circulation des électrons. Les
réactions d’oxydation et de réduction ne pourront continuer que s’il
existe un dispositif pour évacuer les ions des zones de réaction.
Piles
On nomme « pile » le montage expérimental nécessaire pour
réaliser séparément des réactions d’oxydation et de réduction.
La pile
- une zone où la réaction d’oxydation peut se produire ;
comprend : - une zone où la réaction de réduction peut se produire
;- un conducteur qui permet aux électrons de circuler de
la
d’oxydation
vers permettant
la zone de réduction
; circuler
- zone
un pont
électrolytique
aux ions de
entre
les zones de réduction
et d’oxydation.
é
+
Zn Zn2+ + 2 é
Cu2+ + 2 é Cu
Électrodes
On nomme « électrode » la zone où il peut se produire une réaction
électrochimique d’oxydation ou de réduction.
Une électrode comprend
toujours une surface métallique
conductrice d’électrons et un
fluide conducteur d’ions.
Électrode de zinc :
Zn(s) Zn2+(aq)+2 é
On peut représenter une électrode
é
en utilisant le symbole « / » pour
Zn2+
indiquer l’interface entre deux
phases.
On nomme « anode » l’électrode
où il se produit une oxydation et
« cathode » l’électrode où il se
Zn(s) / Zn2+(aq) (0,1
produit une réduction. Une élecmol/L)
trode qui est l’anode dans une
Anode de zinc : Zn(s) Zn2+(aq)+2
pile donnée peut être la cathode é
Cathode de zinc : Zn2+(aq)+2 é 
dans une autre pile.
Zn
Différents types d’électrodes
Les électrodes les plus simples comprennent un métal plongeant
dans une solution liquide (généralement aqueuse) d’un de ses
ions.
Dans certaines électrodes, les substances oxydées et réduites sont
toutes deux en solution et on utilise un métal noble pour fournir la
surface conductrice d’électrons.
Dans certaines électrodes, la substance oxydée ou réduite est
gazeuse et on la fait barboter au-dessus d’une surface métallique
poreuse.
Platine
H2
Cu
Pt
platiné
SO42Cu2+
Fe2+
SO42- 2+ SO 24
Cu
2+
Cu
Cu2+SO 2- SO 24
4
SO42-
Cu2+
Cu(s) / Cu2+(aq)
Cu(s)Cu2+(aq)+2
SO42Fe3+
SO42Fe2+
3+
Fe SO 2- SO 24
4
Pt(s) /
Fe3+(aq)
Fe2+(aq)
SO42H+
H+
H+
H+
,
H+
H+
SO42- SO42-
Pt(s) , H2(g) / H+(aq)
H2(g)  2 H+(aq) + 2 é
Différents types d’électrodes
Dans certaines électrodes, la substance oxydée ou réduite est peu
soluble et on la retrouve sous forme solide, en équilibre avec une
solution saturée. Ce sont des électrodes du deuxième type.
Dans certaines électrodes, les substances oxydées et réduites sont
toutes solides. Ce type d’électrode est souvent utilisé dans les
piles sèches.
Cd
Ag
Cl-
Na+
Cl-
Na+
ClNa+
Na+
Cl- Na+
Cl-
Ag(s) , AgCl(s) / Cl-(aq)
Ag(s) + Cl-(aq) 
AgCl(s)+é
AgCl
solide
Pâte de
Cd(OH)
2 et de
NaOH
Cd(s) , Cd(OH)2(s) / OH-(aq)
Cd(s) + 2OH-(aq) Cd(OH)2(s) + 2
é
Forces électromotrices de piles
Un instrument nommé « voltmètre » permet de mesurer l’énergie
électrique qu’une pile peut fournir.
On nomme « force électromotrice » (abréviation : f.é.m.) le nombre
de volts mesuré (DE) de la pile.
é V
+
-
Zn Zn2+ + 2 é
Cu2+ + 2 é Cu
:
La pile convertit l’énergie chimique d’une réaction d’oxydoréduction
en énergie électrique. DE dépend de la constante d’équilibre de la
réaction.
La f.é.m. d’une pile dépend de la nature des deux électrodes et de
la nature du dispositif permettant aux ions de circuler (jonction).
Potentiels d’électrodes
On peut décomposer la f.é.m. d’une pile
en trois composantes : le potentiel
électrique de la cathode, le potentiel
électrique de l’anode et le potentiel de
jonction
DE: = Ecathode – Eanode + Ejonction.
Le potentiel de jonction est souvent nul et
on peut attribuer une valeur au potentiel
d’une électrode donnée, si on choisit une
électrode
de référence à laquelle on attribue un
potentiel dechoisie
L’électrode
zéro. est l’électrode standard
à hydrogène :
Pt(s) , H2(g) (1 atm)/ H+(aq) (1 mol/L).
Comme l’électrode à hydrogène est
difficile à manipuler, on mesure des
potentiels d’électrodes avec des
références secondaires qui ont des
Conducteur
électrique
Trou de
remplissage
Pâte de Hg,
Hg2Cl2 et KCl
Solution
saturée
de KCl
Petit trou
Jonction
poreuse
Électrode de référence
au calomel: E = 0,2444
V
2 Hg(l) + 2 Cl-(aq)
Hg2Cl2(s) + 2é
Potentiels standards d’électrodes
Les potentiels d’électrodes (E) dépendent
des concentrations des substances
contenues dans l’électrode.
Les potentiels d’électrodes sont donc
réper-toriés sous forme de potentiels
standards
(Eo).à des concentrations de 1
Eo correspond
mol/L et des pressions de 1 atm.
L’échelle de potentiel obtenue permet de
prévoir le comportement d’une pile
obtenue en branchant deux électrodes
données.
Quand on branche deux électrodes, celle
qui a le potentiel le plus élevé sera la
cathode
(+).qui a le potentiel le plus bas
L’électrode
sera l’anode (-).
Réaction de la pile : Zn(s)+ Cu2+(aq)  Zn2+(aq)+
Cu(s).
Eo volts
3,0
Réaction d’électrode
F2(g)+2é2F-(aq)
2,0
1,0
0
-1,0
MnO4-(aq)+8H+(aq)+5é
Cathode

Mn2+(aq)(+)
+4H2O(aq)
2+
Cu (aq)+2é  Cu(s)
0,34 volt
+
Anode
(-)
2H
(aq)+2éH
2(g)
Zn(s)  Zn2+(aq)+
2é
-0,76 volt
Al3+(aq)+3éAl(s)
-2,0
-3,0
Li+(aq)+éLi(s)
Décharge d’une pile
Lorsqu’une pile est construite, l’énergie d’une réaction chimique
d’oxydoréduction est convertie en énergie électrique.
Zn(s)+ Cu2+(aq)  Zn2+(aq)+ Cu(s)
é
+
-
Zn Zn2+ + 2 é
Cu2+ + 2 é Cu
:
Les réactifs sont progressivement consommés et la f.é.m. de la pile
diminue. Quand la f.é.m. devient nulle, on dit que la pile est
déchargée.
Une pile est donc un fournisseur d’énergie électrique pendant un
temps limité.
Recharge d’une pile
Si on introduit un autre fournisseur d’énergie électrique dans le
circuit d’une pile, il est parfois possible d’inverser la réaction de
cette pile.
 é 
Zn2++2é Zn
+
Cu  Cu2++2é
Cu(s)+ Zn2+(aq)  Cu2+(aq)+ Zn(s)
Les réactifs de la pile sont progressivement récupérés et la pile est
rechargée.
Quand on recharge une pile, on convertit de l’énergie électrique en
énergie chimique. On nomme le montage expérimental « cellule