Réactions d` oxydoréduction - Ecole-Victor-Brodeur

Réactions d'
oxydoréduction
Chimie 12 – chapitre 5
Définitions
• Une oxydation est une
réaction au cours de laquelle
un élément perd des électrons.
– Oxydation du Cuivre :
– Cu ➔ Cu2+ + 2 e-
• Une réduction est une réaction
au cours de laquelle un
élément gagne des électrons.
– Réduction du Zinc :
– Zn2+ + 2 e- ➔ Zn
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Chimie 12 - chapitre 5
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Terminologie
• Le réducteur est
l'élément qui perd des
électrons au cours
d'une réaction
Une oxydation transforme un
d'oxydation
réducteur : le cuivre est oxydé
• L'oxydant est l'élément
qui gagne des
électrons au cours
d'une réaction de
réduction.
Une réduction transforme un
oxydant : l'ion argent est
réduit
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Chimie 12 - chapitre 5
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Exemples
• Indique si les réactions suivantes sont des
réactions d'oxydation ou de réduction :
Hg2+ + Mn
à Hg + Mn2+
H2 + Sn4+
à 2 H+ + Sn2+
2 Li + F2
à
2 Li+ + 2 F-
Br2 + 2 Cr2+
à 2 Br─ + 2 Cr3+
2 Fe2+ + Sn4+ à Sn2+ + 2 Fe3+
• Identifie les réducteurs et les oxydants
• Identifie qui est réduit et qui est oxydé
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Nombre d'oxydation
• Le nombre d'oxydation définit l'état électronique
d'une espèce chimique (atome, molécule, ion) par
rapport à son état fondamental.
– Le nombre d'oxydation d'un élément seul est 0.
• Ex. O, Fe, Au....
– Le nombre d'oxydation d'un élément dans une
molécule composée d'atomes identiques est 0.
• Ex. O2, H2, O3, P4, S8....
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Somme des nombres d'oxydation
• La somme des nombres d'oxydation dans une
molécule est égale à 0
– NaCl
Na : +1
Cl : -1
Mg : +2
N:
-3
– Mg3N2
– H2O
H:
+1
O:
-2
• La somme des nombres d'oxydation dans un ion est
égale à la charge de l'ion
2S:
+4
O:
-2
– SO3
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Nombres d'oxydation - 1
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+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
Na
Zn
Al
Mn
N
S
Cl
K
Ca
Cr
S
P
Ag
Mg
N
C
Cl
Hg
Hg
P
Si
I
Cu
Cu
Cl
H
Fe
Fe
Cl
Pb
I
Mn
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I
7
Nombres d'oxydation - 2
-1
-2
-3
-4
F
S
N
C
Cl
O
P
Br
I
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Exemple
Calcule le nombre d'oxydation de l'atome en rouge
HNO3
NO2─
CrO42─
Cr2O72─
NH4+
N3─
C2H6
C3H8
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Équilibrage des réactions
Méthode nº 1 : utilisation des demi-équations
– On identifie les deux demi-réactions
– On équilibre les éléments majeurs
– On équilibre les O en ajoutant des H2O
– On équilibre les H en ajoutant des H+
– On additionne les deux demi-réactions pour annuler
les charges
– On convertit le milieu en acide ou basique
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Équilibrage des réactions
• Méthode nº 2 : utilisation des numéros redox
– On identifie les nombres d'oxydation des éléments
en réaction
– On calcule les différences
– On multiplie chaque demi-équation par un facteur
approprié et on les additionne
– On équilibre les O en ajoutant des H2O
– On équilibre les H en ajoutant des H+
– On convertit le milieu en acide ou basique
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Titrages redox - oxydation
• On détermine la concentration
d'une solution inconnue par
oxydation ou réduction du
composé
• KmnO4 est souvent utilisé :
–
–
–
–
–
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C'est un oxydant très puissant
MnO4- + 5 e- ➔ Mn2+
E0 = 1.51 V
MnO4- est violet
Mn2+ est incolore
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Titrages redox - réduction
• Le réducteur le plus
utilisé est NaI ou KI.
• 1re étape : réduction du
composé par I– 2 I ➔ I2 + 2e
• 2e étape : oxydation de I2
par le sodium thiosulfate
– Ajout d'amidon : bleu
conc (thiosulfate) ➔ conc (I2) ➔ conc ( I-)
➔ conc inconnue
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La pile électrochimique -1
• L'électrode est la partie
conductrice où une réaction
d'oxydation ou de réduction
va apparaître.
• La cathode est l'électrode où
la réaction d'oxydation va se
faire. Elle correspond au pôle
positif de la pile.
• L'anode est l'électrode où la
réaction de réduction va se
faire. Elle correspond au pôle
négatif de la pile.
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La pile électrochimique - 2
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La pile électrochimique - 3
• Le potentiel standard
d'oxydoréduction, E0 de
l'hydrogène est la référence :
– E0 = 0.000 V
– T = 25°C, p = 1 atm, c = 1 M.
• Dans une pile électrochimique
0
0
0
E
=
E
–
E
– cell
red
ox
0
– E cell> 0 ⇒ réaction spontanée
0
– E cell< 0 ⇒ pas de réaction
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Spontanéité d'une réaction
• Elle est déterminée par
l'échelle
d'oxydoréduction :
– Mesure des potentiels
standards de réduction
+
– La référence est H /H2(g)
dont le potentiel a été
fixé à 0.
– Le potentiel est noté E0
– Il se mesure en Volts.
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Prédictions
• Plus le potentiel redox
est élevé, plus
l'oxydant du couple
est fort.
• Plus le potentiel redox
est faible, plus le
réducteur du couple
est fort.
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Exemples
• Le fer est l'oxydant le
plus fort donc il va
oxyder l'aluminium :
– Fe2+ + Al ➔ Fe + Al3+
• L'eau est l'oxydant le
plus fort donc elle va
oxyder le lithium :
+
+
– H3O + Li ➔ H2 + Li
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Points importants
0
• Le calcul de E cell ne renseigne pas sur la vitesse de la
réaction. Ex. : Ag+/Al
• La surface de l'électrode influe la vitesse de réaction,
mais pas E0cell
• La réduction de H+ en solution acide (E0 = 0.00 V) peut
intervenir dans les réactions.
+
– 2H + 2 e ⇌ H2
• La réduction de l'eau en solution neutre
(E0 = -0.41 V) peut intervenir dans les réactions.
– 2H2O + 2 e ⇌ H2 + 2 OH
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La pile Volta
• 1800 : Volta invente la première
pile : empilement de disques de
cuivre et de zinc séparés par
des linges imbibés de saumure.
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Pile saline
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Pile alcaline
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L'électrolyse
• L'électrolyse est la réaction inverse de la réaction
d'oxydoréduction spontanée.
0
E
< 0 ⇒ on doit apporter de l'énergie pour
•
cell
forcer cette réaction.
– Dans une réaction d'oxydoréduction (pile) :
• énergie chimique ➔ énergie électrique
– Dans une électrolyse (accumulateur) :
• énergie électrique ➔ énergie chimique
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La batterie plomb-acide
• Inventée par Gaston Planté
en 1859
• Au démarrage, la batterie
fournit de l'énergie :
oxydoréduction du PbO2
en PbSO4
• Quand la voiture roule, elle
emmagasine de l'énergie
grâce à une dynamo :
électrolyse du PbSO4 en
PbO2
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La galvanoplastie
• Application d'une mince couche métallique sur un
objet par électrolyse (technique également connue
sous le nom de plaquage)
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Purification d'un métal
• Purification du cuivre par électrolyse.
• Cette technique est utilisée dans la production de
l'aluminium à partir de la bauxite.
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