Les phénomènes d`oxydoréduction - théorie -2013
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2DF/2OS 1. Les notions à acquérir au cours de ce chapitre 1.1 Vocabulaire à maîtriser après ce chapitre oxydoréduction oxydation réduction combustion thermolyse oxydant oxydé réducteur réduit couple ox/red nombre d’oxydation équation bilan potentiel standard réaction naturelle pile demi-pile demi-équation pôle négatif pôle positif équation d’échange d’électrons débiter force électromotrice consommer tension pile usée cathode anode migration schéma d’une pile usure flux d’électrons dessin/croquis d’une pile paroi poreuse pont salin réaction spontanée 1.2 Les compétences à acquérir au cours de ce chapitre A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de • Reconnaître une réaction d’oxydoréduction soit à partir de son équation soit à partir de la description d’un phénomène ox/red. • Déterminer quelle espèce chimique est oxydée et/ou réduite, d’écrire les demiéquations d’oxydation et de la réduction correspondante et les équilibrer. • Ecrire l’équation bilan équilibrée d’une réaction d’oxydoréduction. • Identifier les couples ox/red (ou redox) impliqués dans le processus d’oxydoréduction, à partir soit d’une équation, soit de la description d’un phénomène ox/red, soit du schéma/dessin d’une pile. • Déterminer dans un couple ox/red qui est le réducteur, qui est l’oxydant. • Trouver et utiliser les potentiels standard des couples ox/red impliqués dans le processus d’oxydoréduction, et déterminer qui est l’oxydant et le réducteur. 2DF/2OS • Faire un croquis d’une pile en indiquant tous les espèces chimiques présentes, le sens du mouvement des électrons lorsque la pile débite, le sens de déplacement des espèces chimiques pendant le fonctionnement de la pile, la position et le signe de l’anode et de la cathode. • Ecrire le schéma d’une pile avec la convention appropriée. • Calculer la force électromotrice standard d’une pile. 2. Rappel : Les nombres d’oxydation Le nombre d’oxydation (N.O.) d’un atome indique la charge ou la fraction de charge portée par un atome lorsqu’il se lie avec d’autres atomes. Il exprime donc le nombre d’électrons déplacés lors de la formation de la liaison. Exemple Dans la molécule H2SO4 : N.O. de H = N.O. de S = N.O. de O = Règles concernant les nombres d'oxydation 1. Le N.O. des éléments dans les molécules des corps purs simples est toujours 0. 2. Dans les molécules que nous étudierons : a) le N.O. de l'oxygène est généralement de -2. b) le N.O. de l'hydrogène est généralement de +1. 3. La somme des N.O. de tous les atomes d'une molécule = 0, car une molécule est neutre. 4. La somme des N.O. de tous les atomes d’un ion = la charge de l’ion. Exemples A) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans la molécule Mg(MnO4)2. Mg :……….. Mn :……… O :……... B) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans le ion C2O42-. C :……….. O :………… C) Rechercher le N.O. de tous les atomes dans le ion Cr2O72-. Cr :………….. O :…………… 3. Introduction Les réactions d’oxydoréduction jouent un rôle fondamental tant chez les êtres vivants que dans les processus de fabrication industriels. Par exemple, ce type de réaction se rencontre lors des phénomènes suivants : - la formation de rouille à partir du fer, à l’air humide Les phénomènes d’oxydoréduction 2 2DF/2OS - le ternissement du cuivre, à l’air - la combustion du bois, de l’essence, du gaz naturel ... - la transformation en vinaigre de l’alcool présent dans le vin - la production de courant électrique par les piles et les batteries - la respiration - les méthodes de désinfection etc. Au cours de chacun de ces phénomènes qui, apparemment, n’ont rien en commun, une réaction dite d’oxydation accompagne une réaction dite de réduction. Il nous faut donc d’abord définir ce que l’on entend par oxydation et réduction. 4. L’oxydation et la réduction 4.1 Ancienne définition de l’oxydation et de la réduction 4.1.1 L’oxydation Autrefois, le terme oxydation était réservé aux réactions au cours des-quelles de l’oxygène se fixait sur des corps purs simples ou composés. Exemples : Les réactions de combustion A) La combustion du carbone (charbon) : C + → O2 ................. B) La combustion du magnésium : Mg + O2 → ................... C) La combustion du méthane dans un bec bunsen : CH4 + O2 → .................. + ................ 4.1.2 La réduction Le terme réduction(*) désignait des réactions au cours desquelles de l’oxygène était enlevé à des corps purs composés. * Réduction vient du latin « reducere » c’est-à-dire « ramener » (à l’état élémentaire) Exemples A) La thermolyse de l’oxyde de mercure HgO → ........... + ................ B) La réduction de l’oxyde de cuivre(II) par le carbone CuO + C → Les phénomènes d’oxydoréduction .......... + ............... 3 2DF/2OS 4.2 La définition actuelle l’oxydation et de la réduction A l’heure actuelle, le terme oxydation n’est plus uniquement réservé à des réactions de fixation d’oxygène et le terme réduction à des réactions d’enlèvement d’oxygène. Nous allons effectuer quelques réactions simples permettant de mettre en évidence la nouvelle définition de l’oxydoréduction. 4.2.1 Rappel Une solution aqueuse ionique contient toujours des cations et des anions dispersés et entourés d’un nombre variable de molécules d’eau (ions hydratés). Certains cations hydratés confèrent à la solution les contenant, une coloration caractéristique. Voici, par exemple, les colorations de solutions aqueuses contenant des cations Fe2+ et Cu2+ : Bleu Vert pâle Fe2+ Cu2+ D’autre part, on peut utiliser des réactions de précipitations pour tester la présence des cations Fe2+ et Cu2+ dans une solution aqueuse : Fe2+ + 2 NaOH → Fe(OH)2(s) + 2 Na+ Précipité verdâtre Cu2+ + 2 NaOH → Cu(OH)2(s) + 2 Na+ Précipité bleu 4.2.2 Réaction des ions cuivre(II) avec le métal fer A) Plongeons un clou en fer dans la solution bleue contenant des ions Cu2+. Clou en fer Observations et interprétation : En moins d’une minute, la partie immergée du clou en fer se recouvre d’un dépôt noirâtre, puis rougeâtre. Ce dépôt rougeâtre peu adhérent est du cuivre métallique. Les ions Cu2+ de la solution se sont donc transformés en cuivre métallique. Cu2+ devient Cu(métallique) La neutralité électrique de la solution ne peut être maintenue que si d’autres cations remplacent les ions Cu2+ disparus. Les phénomènes d’oxydoréduction 4 2DF/2OS B) Dans la solution de cuivre (II), ajoutons maintenant de la limaille de fer en agitant la solution : On remarque que la coloration bleue de la solution Limaille de fer initiale s’atténue et devient vert pâle. Si on ajoute à cette solution quelques gouttes d’hydroxyde de sodium, on observe l’apparition d’un précipité verdâtre d’hydroxyde de fer(II) Fe(OH)2. Cette réaction démontre que des cations Fe2+ sont apparus dans la solution. Du fer métallique s’est donc transformé en ions Fe2+ : Fe(métallique) devient Fe2+ 4.2.3 Définition de l’oxydation Le Fe(métallique) devient Fe2+ : Ce phénomène ne peut se concevoir que par la perte de 2 e- par chaque atome de Fe. Fe° → Fe+2 + 2 e- On dit maintenant que le fer s’est oxydé en Fe2+. Une oxydation est une (demi-)réaction au cours de laquelle un réactif perd des électrons. 4.2.4 Définition de la réduction Le Cu2+ devient Cu(métallique) : Ce phénomène ne peut se concevoir que par la capture de 2 e- par chaque ion Cu2+ : Cu+2 + 2 e- → Cu° On dit maintenant que les ions Cu2+ se sont réduits en Cu. Une réduction est une (demi-)réaction au cours de laquelle un réactif capture des électrons. 4.2.5 Convention pour l’écriture des réactions de réduction et d’oxydation Rappel : L’écriture de la charge et du nombre d’oxydation d’un ion, ne diffère que par l’invertion de la position du signe et du nombre écrits en exposant à droite du symbole chimique. Vous constaterez que dans les équations d’oxydation et de réduction des paragraphes précédents, les charges des ions n’apparaissent pas, bien que lors de la (demi-)réaction d’oxydation, on a effectivement formation de cations Fe2+ et lors de la (demi-)réduction, on a effectivement disparition de cations Cu2+. Les phénomènes d’oxydoréduction 5 2DF/2OS Le formalisme/la convention d’écriture des équations des (demi-)réactions d’oxydation et de réduction, (ainsi que de celle de l’équation bilan (voir plus loin)) veut que les espèces chimiques impliquées, dans ces (demi-)réactions, soient représentées en utilisant, non pas leur charges, mais leur nombre d’oxydation. Ainsi le cation cuivre (II) n’est pas symbolisé, dans l’équation, sous la forme Cu2+, mais il est symbolisé par Cu+2 et le cation fer (II) n’est pas symbolisé par Fe2+, mais par Fe+2. Les expèces non ioniques sont aussi représentées avec leur nombre d’oxydation. Ainsi le cuivre métallique est symbolisé par Cu° et le fer métallique par Fe°. 5. L’oxydant et le réducteur dans une réaction d’oxydoréduction 5.1 Définitions Les (demi-)réactions d’oxydation et de réduction présentées précédemment ne sont qu’une écriture commode pour mettre en évidence la perte ou le gain d’électrons. L’expérience montre que les électrons n’existent pas en solution aqueuse. Ainsi un atome de fer ne perd ses deux électrons que si un ion cuivre Cu2+ est là pour les capturer. La réaction observée est un transfert d’électrons entre le métal fer et les ions cuivre. La réaction englobant à la fois la (demi-)réaction d’oxydation et celle de réduction est appelée une réaction d’oxydoréduction et son équation est obtenue en superposant les deux (demi-)équations de manière que le nombre d’électrons perdus par le métal fer soit égal au nombre d’électrons gagnés par les ions cuivre. Fe° Cu+2 + 2 e- → Fe+2 + 2 e- → Cu° ………………………………………………………… Dans cette réaction, le ion Cu2+ a capturé les électrons du fer. On dit que a) le ion Cu2+ a oxydé le fer. b) le ion Cu2+ est un oxydant. c) le ion Cu2+ a été réduit lors de la réaction. le fer métallique a perdu des électrons au bénéfice du cuivre. On dit que a) le fer métallique a réduit le Cu2+. b) le fer métallique est un réducteur. c) le fer métallique a été oxydé lors de la réaction. Une espèce chimique (atome, ion, molécule) qui peut capturer des électrons est un oxydant et cette espèce chimique est réduite lors de la réaction d’oxydoréduction. Une espèce chimique (atome, ion, molécule) qui peut perdre des électrons est un réducteur et cette espèce chimique est oxydée lors de la réaction d’oxydoréduction. Les phénomènes d’oxydoréduction 6 2DF/2OS Une réaction d’oxydoréduction est donc une réaction de transfert d’électrons entre un réducteur qui s’oxyde et un oxydant qui se réduit. 5.2 Exemple: La réaction des ions argent avec le cuivre métallique Plongeons une lame de cuivre dans une solution de nitrate d’argent (AgNO3). Observations: Rapidement, la partie immergée de la lame de cuivre se recouvre d’un dépôt noir, puis argenté : c’est de l’argent métallique. Ecrivons l’équation de la réaction d’oxydoréduction : ….... (Demi-)équation d’oxydation : → ........ + ..... (Demi-)équation de réduction : ....... + ....... → ........ ........ + ….... → Bilan: ........ + ........ Le bilan s’appelle aussi l’équation de l’oxydoréduction simplifiée ou encore l’équation de l’oxydoréduction ionique. Equation de l’oxydoréduction (complète) 6. Le concept de couple Ox/Red Au cours des deux expériences décrites dans le paragraphe précédent, nous avons observé que dans certaines conditions : - Cu2+ est un oxydant : il capture 2 e- au fer au cours de la réaction. - Cu est un réducteur : il perd 2 e- au profit des ions argent au cours de la réaction. La réaction est donc possible dans les deux sens. Pour traduire ces deux possibilités, nous écrirons : Cu+2 + 2 e- Cu Cu2+ et Cu forment un ensemble d’un oxydant et d’un réducteur conjugués. L’ensemble ‘’oxydant et réducteur conjugués’’ s’appelle couple Ox/Red. On note Cu+2/Cu°. Par convention, on écrit à gauche du trait oblique l’oxydant et à droite le réducteur. Les phénomènes d’oxydoréduction 7 2DF/2OS Exemples : Ecrivez la notation des deux autres couples Ox/Red rencontrés lors des deux expériences précédentes. A) Fer : B) Argent : D’une manière générale, en représentant par Ox l’oxydant et par Red le réducteur conjugué, on peut écrire : Ox + n e- Red - où n e est le nombre d’électrons mis en jeu au cours de la réaction. Et puisque la réaction de gauche à droite est une réduction et la réaction de droite à gauche une oxydation, on peut regrouper les 4 concepts : oxydant, réducteur, oxydation et réduction, dans l’écriture : réduction - Ox + n e Red oxydation 7. Evolution des N.O. lors d’une réaction et équilibrage d’une équation 7.1 Généralisation de la notion d’oxydoréduction Reprenons la réaction d’une solution de ions Cu2+ avec le fer à l’état métallique et écrivons l’équation de cette réaction en y faisant apparaître les N.O : Capture de 2 e- réduction N.O. +2 2+ Cu 0 + Fe +2 → 2+ Fe 0 + Cu Perte de 2 e- oxydation Nous constatons qu’au cours de cette réaction : Les phénomènes d’oxydoréduction 8 2DF/2OS • le fer s’est oxydé son N.O. passe de 0 à +2 ; augmentation de son N.O. • le cuivre s’est réduit son N.O. passe de +2 à 0 ; diminution de son N.O. Ce résultat est général : Une augmentation du N.O correspond à une oxydation. Une diminution du N.O. correspond à une réduction. Remarque L’équation d’oxydoréduction précédente est une équation ionique, l’anion n’y figure pas. Par exemple, si la solution de ions Cu2+ est du sulfate de cuivre(II), l’équation d’oxydoréduction (complète) s’écrit : CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu 7.2 L’équilibrage des équations d’oxydoréduction 7.2.1 Cas simples Pour les réaction ci-dessous : a) Ecrire les n.o. des éléments participant à la réaction d’oxydoréduction. b) Ecrire la réaction d’oxydation. c) Ecrire la réaction de réduction. d) Ecrire les couples Ox/Red. e) Ecrire l’équation bilan équilibrée de l’oxydation et de la réduction. f) Equilibrer l’équation de départ. Exemple 1 : La combustion du magnésium N.O : Mg + → MgO O2 Couples Ox/Red Oxydation : Réduction : Bilan : Exemple 2 : L’action de l’acide chlorhydrique sur le fer N.O. Fe + HCl → FeCl3 + H2 Couples Ox/Red Oxydation : Réduction : Bilan : Les phénomènes d’oxydoréduction 9 2DF/2OS Exemple 3 : Réaction entre un iodure et des ions fer. N.O. FeCl3 + KI → FeCl2 + KCl + I2 Couples Ox/Red Oxydation : Réduction : Bilan : 7.2.2 Méthode pour équilibrer les équations Ox/Red complexes Voila la procédure pour équilibrer des équations de réactions d’oxydoréduction. A) Identifier les éléments qui ont leur n.o. qui change lors de la réaction. K2CrO4 + Mg Cr = +6 + HCl MgCl2 Mg = 0 + CrCl3 Mg = +2 + KCl + H2O Cr = +3 B) Ecrire les (demi-)équations d’oxydation et de réduction (équations d’échange d’électrons) en ne tenant compte que des éléments dont le nombre d’oxydation change et indiquer les couples ox/red. Couples ox/red Oxydation : (ou Réduction : Mg0 Mg+2 + 2 e- Mg0 – 2 e- Mg+2) Cr+6 + 3 e- Cr+3 Mg+2/ Mg0 Cr+6 / Cr+3 C) Equilibrer les 2 (demi-)équations (il faut avoir autant d’électrons perdus que d’électrons gagnés.). Couples ox/red Oxydation : (ou Réduction : Mg0 Mg+2 + 2 e- Mg0 – 2 e- Mg+2) Cr+6 + 3 e- Cr+3 X3 X2 Mg+2/ Mg0 Cr+6 / Cr+3 D) Ecrire l’équation bilan équilibrée Couples ox/red Oxydation : (ou Mg0 Mg+2 + 2 e- Mg0 – 2 e- Mg+2) X3 Réduction : Cr+6 + 3 eCr+3 X2 _____________________________________________ Bilan: 3 Mg0 + 2 Cr+6 Les phénomènes d’oxydoréduction Mg+2/ Mg0 Cr+6 / Cr+3 3 Mg+2 + 2 Cr+3 10 2DF/2OS E) Transférer les coefficients stoechiométriques* de l’équation bilan pour le magnésium et le chrome dans l’équation principal. 2 K2CrO4 + 3 Mg + HCl 3 MgCl2 + 2 CrCl3 + KCl + H2O *Parfois, il faut prendre un multiple de ces coefficients. F) Equilibrer le reste des éléments de l’équation comme décrit dans le chapitre sur les réactions chimiques. 2 K2CrO4 + 3 Mg + 16 HCl 3 MgCl2 + 2 CrCl3 + 4 KCl + 8 H2O Exemple 1: L’attaque du cuivre par l’acide nitrique selon la réaction : N.O. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O Couples Ox/Red Oxydation : Réduction : Bilan : Equation d’oxydoréduction : Exemple 2 : L'oxydation de fer par le chromate : N.O. K2CrO4 + FeCl2 + HCl → CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O Couples Ox/Red Oxydation : Réduction : Bilan : Equation d’oxydoréduction : Les phénomènes d’oxydoréduction 11 2DF/2OS 8. Les potentiels standards des couples ox/red 8.1 La classification des couples Ox/Red Nous avons vu précédemment que la réaction qui se déroule spontanément entre les couples Fe2+/Fe et Cu2+/Cu est la suivante : Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ Un clou en fer se recouvre spontanément d’un dépôt rouge de cuivre métallique. Si maintenant on trempe une lame de cuivre dans une solution de sulfate de fer : Observation : Il ne se passe rien ! Les ions Fe2+ n’oxyde pas le cuivre ⇒ la réaction inverse est impossible. Nous pouvons ainsi constater que : • Le métal fer réduit les ions Cu2+, alors que le métal cuivre ne peut pas réduire les ions Fe2+ : le fer est donc un métal plus réducteur que le cuivre. • Les ions Cu2+ oxydent le métal fer, alors que les ions Fe2+ ne sont pas capables d’oxyder le métal cuivre : les ions Cu+2 sont plus oxydants que les ions Fe2+. • Les pouvoirs réducteurs des métaux et les pouvoirs oxydants des cations métalliques correspondants varient en sens inverse. On peut donc classer les métaux (réducteurs) par ordre de leur pouvoir réducteur les cations correspondants (oxydants) étant alors classés par ordre de leur pouvoir oxydant : Pouvoir oxydant Ox Red Fe+2 Fe Pouvoir réducteur Cu+2 Cu La réaction naturelle se produit entre le réducteur le plus fort, Fe, et l’oxydant le plus fort , Cu2+. Lors de l’expérience entre les couples Cu2+/Cu et Ag+/Ag, la réaction spontanée était la suivante (la lame de cuivre se recouvre d’un dépôt d’argent) : 2 Ag+ + Cu → 2 Ag + Cu2+ Nous en déduisons que le cuivre est un métal plus réducteur que l’argent, donc le couple Ag+/Ag doit se placer plus bas que le couple Cu2+/Cu dans l’échelle du pouvoir réducteur (pouvoir oxydant du cation Ag+ plus grand). Des expériences analogues peuvent être tentées avec les couples Mg+2/Mg, Al+3/Al , Zn+2/Zn, Pb+2/Pb, etc. Les phénomènes d’oxydoréduction 12 2DF/2OS Le pouvoir réducteur d'un couple Ox/red se mesure par son potentiel standard de réduction E°(Volt). Ox Red Mg+2 Mg Pouvoir réducteur E° (V) -2,37 +3 Al Al -1,70 Zn+2 Zn -0,76 Fe+2 Fe -0,41 Pb+2 Pb -0,13 2 H+/H2 0,00 Cu +2 Cu +0,34 Ag +1 Ag +0,80 Pouvoir oxydant Note : Par convention, le potentiel de réduction standard de l'hydrogène est égal à 0,00 (V). 8.2 Utilisation des potentiels standards des couples Ox/Red La classification des couples Ox/Red permet de prévoir la réaction qui se produit naturellement entre deux couples donnés. Entre deux couples Ox/Red, une seule réaction peut se produire : Celle du réducteur le plus fort qui est contenu dans le couple qui a le E° le plus petit, avec l’oxydant le plus fort qui est contenu dans le couple qui a le E° leplus grand. Cette réaction est dite naturelle. Ainsi, un métal réduit les cations des métaux moins réducteurs que lui, c’est-à-dire placés au-dessous dans la classification. Le zinc peut donc réduire les cations Fe2+, Pb2+, Cu2+, Ag+ mais ne réduit pas les cations Al3+ et Mg2+. Exemple En utilisant la classification des couples Ox/Red, prévoir ce qui se passe lorsqu’on introduit une lame de plomb : 1. Dans une solution de sulfate de cuivre(II) : Les phénomènes d’oxydoréduction 13 2DF/2OS 2. Dans une solution de nitrate de fer(II) : 9. Les oxydoréductions dans les piles Pile Volta ‘’au citron’’ 9.1 Principe d’une pile Une pile électrochimique n’est rien d’autre qu’une réaction d’oxydoréduction qui a lieu dans un montage spécifiquement concu pour utiliser les électrons échangés entre le réducteur et l’oxydant dans la réaction, pour faire fonctionner un appareil électrique. Utilisons la classification précédente dans une pile oxred. Considérons comme premier exemple les couples Zn+2/Zn et Cu+2/Cu. Recherchons maintenant le sens de la réaction spontanée : Zn+2 Zn oxydation : Cu+2 Cu réduction : Réalisons le montage ci-dessous : • Une cuve séparée en deux compartiments par une paroi poreuse (papier filtre). Le compartiment de gauche contient une solution de sulfate de cuivre(II) dans laquelle plonge une lame de cuivre. Le compartiment de droite contient une solution de sulfate de zinc dans laquelle plonge une lame de zinc. Les phénomènes d’oxydoréduction 14 2DF/2OS • Chaque compartiment constitue une demi-pile et la lame de métal est appelée électrode. • Les deux demi-piles sont associées par l’intermédiaire de la paroi poreuse, qui laisse passer les ions, mais empêche les deux solutions de se mélanger Les 2 demi-piles constituent une pile. • Lorsqu’on relie les deux électrodes par un circuit contenant un milliampèremètre, on constate que le courant passe. • Un voltmètre mis à la place du milliampèremètre indique la tension aux bornes de la pile (force électromotrice de la pile). U ≈ 1,1 (V). 9.2 Les phénomènes ayant lieu dans une pile A l’extérieur de la pile, de l’électrode de zinc (pôle négatif) vers celle de cuivre (pôle positif), le courant électrique est assuré par des électrons (le sens du courant conventionnel est opposé au sens de déplacement des électrons). D’où proviennent ces électrons ? Ils sont fournis par l’électrode de zinc, pôle négatif, qui est le siège d’une oxydation selon l’équation : Zn → Zn+2 + 2 eLorsqu’ils arrivent à l’électrode de cuivre, pôle positif, ces électrons sont consommés par la réduction des ions Cu2+ selon : Cu+2 + 2 e- → Cu A l’intérieur de la pile les ions sulfates SO42- se déplacent à travers la paroi poreuse vers l’électrode zinc et les ions Zn2+ vers l’électrode de cuivre. C’est cette double migration d’ions qui assure la fermeture du circuit électrique. 9.3 L’usure de la pile Le bilan de tous les phénomènes ox/red de notre pile est le suivant : • Le volume de l’électrode en zinc diminue car des atomes de zinc, transformés en ions, passent dans la solution. Autrement dit, l’électrode de zinc est consommée pendant le fonctionnement de la pile. • Le volume de l’électrode de cuivre augmente car des ions Cu2+ transformés en cuivremétal (Cu), se déposent sur cette électrode. Autrement dit, la concentration des ions cuivre dans la solution, Cu2+, diminue. On observe la disparition de la couleur bleue de la solution. • Ces réactions cessent dès que l’un des réactifs est totalement consommé. La pile s’arrête, alors, de fonctionner. On dit que la pile est usée. Sa tension est nulle. Dans notre cas, la pile cessera de fonctionner, soit lorsque toute l’électrode de zinc aura été consommée, soit lorsqu’il n’y aura plus de ion cuivre en solution. Les phénomènes d’oxydoréduction 15 2DF/2OS • Globalement, la réaction d’oxydoréduction qui se produit est : Cu+2 + Zn → Zn+2 + Cu Le bilan chimique de fonctionnement d’une pile est celui de la réaction naturelle qui a lieu entre ses deux couples Ox/Red. 9.4 Convention de représentation d'une pile L'électrode où se déroule l'oxydation (borne négative de la pile) s'appelle l'anode. L'électrode où se déroule la réduction (borne positive de la pile) s'appelle la cathode. Notre pile Zn-cuivre peut être représentée par le schéma (ou représentation conventionelle) suivant : - Zn(s) Zn2+(aq) Cu2+(aq) Cu(s) + L'électrode négative (anode) est représentée à gauche et l'électrode positive (cathode) est représentée à droite. Un trait vertical représente une jonction entre deux phases* (ici, métal-liquide). Un double trait vertical représente une jonction entre deux demi-piles. * 2 phases = 2 états physiques différents Remarque On peut remplacer la paroi poreuse par un pont électrolytique, constitué par un tube de verre en U rempli d'une solution d'électrolyte (KCl, par exemple) qui a été additionnée d'un produit gélifiant (agar-agar). Ce pont permet la circulation des ions entre les deux solutions. Cas de la pile Daniell Les phénomènes d’oxydoréduction 16 2DF/2OS 10. Les piles commerciales Les piles chimiques sont utilisées couramment dans la vie quotidienne. On les dans tous les appareils électriques portables. 10.1 Piles versus accumulateurs On différencie les piles qui sont à usage unique, des accumulateurs qui peuvent être rechargés. Recharger un accumulateur est effectué une réaction d’oxydo-réduction dans le sens contraire de la réaction naturelle, en fournissant un courant externe. Les composant des piles et accumulateurs, sont toxiques pour l’environnement et les êtres vivants, nous devons donc les recycler. Jeter une pile à la poubelle revient à polluer l’environnement, car une partie de ces composants se retrouvent dans la nature lors de leur incinération avec les déchets ménagers. La loi suisse interdit d’ailleurs les consommateurs, depuis 1986 de les jeter, à la poubelle. Les accumulateurs sont considérés comme plus écologique que les piles à usage unique, car ils peuvent être utilisés longtemps. Le geste le plus écologique reste cependant l’utilisation du courant provenant du secteur (prise électrique). 10.2 Le piles rondes : piles Leclanché Les piles cylindriques du commerce, s’appellent, pour les spécialistes, des piles Leclanché. On les appellent aussi les piles salines ou piles sèches Les couples ox/red sont Zn2+/Zn et MnO2/MnO2H. 10.3 L’accumulateur au plomb: La batterie de voiture Les accumulateurs au plomb sont principalement utilisés dans les véhicules à moteur à explosion comme les voitures. Ils servent à alimenter les composants électriques des véhicules. Les phénomènes d’oxydoréduction 17 2DF/2OS Les réactions électrochimiques aux électrodes sont les suivantes : Anode (oxydation): Cathode (réduction): Les principales causes de dégradation des batteries sont : • La sulfatation : La sulfatation représente l'accumulation de sulfate de plomb sur les électrodes. Ce phénomène apparaît naturellement à chaque décharge de la batterie, et disparaît lors d'une recharge. Cependant sous certaines conditions (décharge prolongée ou trop profonde, température importante, gazéification de l'électrolyte), des îlots stables de sulfate de plomb apparaissent et ne sont plus dissous lors de la charge. Le sulfate de plomb ainsi généré diminue la capacité de la batterie en empêchant les réactions sur l'électrode et de par sa faible conductivité électrique. • La décharge complète • Le cyclage Les constructeurs de batteries indiquent leur durée de vie sous la forme d'un nombre de cycles normalisés de décharge/recharge. À l'issue d'un certain temps de fonctionnement dépendant du nombre et de l'amplitude des cycles, la batterie est usée : l'électrolyte présente un aspect noirâtre. • L'oxydation des électrodes L'oxydation est une cause de dysfonctionnement des batteries. Lorsque le niveau d'électrolyte est trop bas, les plaques entrent au contact de l'air et s'oxydent. La puissance au démarrage est amputée, même si le niveau d'électrolyte est complété. • L'oxydation des bornes Il arrive qu'une batterie dont les cosses ne sont pas assez serrées, ou qui ne sert que très peu, voie ses bornes s'oxyder, ce qui empêchera le courant de passer et donc, à terme, une décharge complète. Les phénomènes d’oxydoréduction 18
