e cours sur l`oxydoréduction

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Première S
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Piles et réactions d’oxydoréductions
I. Les piles
1. Qu’est-ce qu’une pile ?
Les piles et les accumulateurs sont des générateurs électrochimiques : Ils convertissent de
l’énergie chimique en énergie électrique. Ils sont caractérisés par une force électromotrice E
(f.é.m.) (volt V) et une résistance interne r (Ω).
Une pile est constitué de 2 demi-piles formées d'une électrode métallique et de la solution
contenant l'ion métallique correspondant appelé électrolyte. Les deux compartiments sont
reliés par une jonction assurant le passage des ions.
Schéma d’une pile Daniell et son principe de fonctionnement
2. Transformation chimique dans une pile
Dans le cas de la pile Daniell que nous avons étudié en TP, on observe que du côté cuivre, il y
a production de cuivre métallique et consommation d'ions cuivre II, du côté zinc, il y a
consommation de zinc métallique et production d'ions zinc en solution.
La transformation se produisant au niveau de l’électrode de cuivre peut-être modélisé par
l’équation : Cu2+(aq) + 2 e- → Cu (s). Il y a gain d’électrons, ce qui forme la borne positive de
la pile.
De la même manière au niveau de l’électrode de zinc, la transformation peut être modélisé
par : Zn (s) →.Zn2+(aq) + 2 e -. Il y a libération d’électrons, ce qui forme la borne négative de la
pile.
La jonction entre les deux demi-piles permet d’assurer l’électroneutralité des solutions en
permettant la migration des ions entre les deux compartiments.
Voici une animation qui illustre le fonctionnement de la pile :
http://www.ostralo.net/3_animations/swf/pile.swf .
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II. La réaction d’oxydoréduction
1) Définition
Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons
entre ses réactifs. Ce transfert peut être direct ou indirect dans le cas de la pile
3) Autres exemples
Action d’une solution de diiode I2 sur de la limaille de fer, il se forme des ion I- et des ions
Fe2+ ; action d’une solution de iodure de potassium sur une solution de chlorure de fer III, il se
forme du diiode et des ions fer II
III. Couple oxydant/réducteur
1. Oxydant et réducteur
•
•
Un oxydant est une espèce chimique (atome, ion, molécule) susceptible de capter au
moins un électron.
Un réducteur est une espèce chimique (atome, ion, molécule) susceptible de céder au
moins un électron.
2. Couple oxydant/réducteur
Un couple oxydant / réducteur est l'ensemble formé par un oxydant et un réducteur qui
se correspondent dans la même demi-équation rédox.
Ox+ne- = Red
Les deux espèces Ox et Red sont dites conjuguées
3. Exemples de couple redox
Couple
H+(aq) / H2(g)
Mn+(aq) / M(s)
Fe3+(aq)/ Fe2+(aq)
Oxydant
ion hydrogène (aq)
cation métallique
ion fer (III)
MnO4-(aq)/ Mn2+(aq) ion permanganate
I2(aq) / I-(aq)
diiode (aq)
22S4O6 (aq)/ S2O3 (aq) ion tétrathionate
Réducteur
dihydrogène
métal
ion fer (II)
Demi-équation rédox
2H+(aq) + 2e- = H2(g)
Mn+(aq) + ne- = M(s)
Fe3+(aq) + e- = Fe2+(aq)
MnO4-(aq) + 5e- + 8H+(aq) = Mn2+(aq)
ion manganèse (II)
+ 4H2O
ion iodure
I2(aq) + 2e- = 2I-(aq)
ion thiosulfate
S4O62-(aq) + 2e- = 2S2O32-(aq)
4. Oxydants et des réducteurs dans la classification périodique.
•
•
Les principaux oxydants sont les corps simples correspondant aux éléments situés à droite
du tableau périodique des éléments (O2, Cl2 etc...).
Les principaux réducteurs sont les métaux, en particulier ceux de la colonne I (métaux
alcalins) et de la colonne II (métaux, alcalino-terreux).
IV. Réaction d'oxydoréduction (ou réaction rédox).
Lorsque l'on met en contact l'oxydant d'un couple et le réducteur d’un autre couple, une
transformation chimique peut avoir lieu.
Il y a alors transfert direct d'électrons entre les deux espèces chimiques.
1. Demi-équations d'oxydoréduction.
L'écriture des demi-équations rédox est fondée sur les lois de conservation des éléments et des
charges électriques.
La conservation de la charge électrique est assurée par les électrons.
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La conservation des éléments nécessite, le cas échéant, l'intervention de l'oxygène (on le
trouve dans l'eau pour les solutions aqueuses) et/ou des ions H+(aq) ou H3O+(pour certaines
réactions qui ont lieu en milieu acide).
a. Premier exemple.
On considère le couple Fe3+(aq) / Fe2+(aq) et l'on veut écrire la demi-équation rédox
correspondante.
On écrit:
Fe3+(aq) = Fe2+(aq)
Les éléments sont équilibrés. Il faut équilibrer les charges : 3+
Fe (aq) + e-= Fe2+(aq)
On utilise les électrons.
b. Deuxième exemple.
On considère le couple MnO4-(aq) / Mn2+(aq) et l'on veut écrire la demi-équation
d'oxydoréduction correspondante.
On écrit:
MnO4-(aq) = Mn2+(aq)
L'élément
manganèse
est
équilibré. Il faut équilibrer
MnO4-(aq) = Mn2+(aq) + 4H2O
l'élément oxygène. En milieu
aqueux cela se fait avec l'eau.
Il faut équilibrer l'élément
hydrogène
introduit
par
MnO4-(aq) + 8H+(aq) = Mn2+(aq) + 4H2O
l'eau.En milieu acide on utilise
H+(aq) (ou H3O+)
Il reste à équilibrer les charges
électriques. On utilise pour cela
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- = Mn2+(aq) + 4H2O
les électrons.
2. Les réactions d'oxydoréduction.
Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples rédox. Elle consiste en un
transfère d'un ou plusieurs électron(s) du réducteur de l'un des couples à l'oxydant de
l'autre couple.
Tous les électrons cédés par le réducteur du premier couple sont captés par l'oxydant du
deuxième couple. Par conséquent il n'apparaît aucun électron dans l'équation de la
réaction. On écrira:
réducteur 1
=
oxydant 1 + n1e(×n2)
=
réducteur 2
(x n1)
oxydant 2 + n2en2.réd1 + n1.ox2
n2.ox1 + n1.réd2
Par exemple on veut écrire l'équation de l'oxydation des ions fer (II) par les ions
permanganate en milieu acide. On écrira:
Fe2+(aq)
=
Fe3+(aq) + e(x 5)
+
2+
MnO4 (aq) + 8 H3O (aq) + 5e
=
Mn (aq) + 12H2O(l)
(x 1)
5Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8 H3O+ (aq)
5Fe3+(aq) + Mn2+(aq) + 12 H2O(l)
V. La pile et l’oxydoréduction
Comme nous l’avons vu, la pile est le siège d’une réaction d’oxydoréduction spontanée.
On appelle cathode, l’électrode ou se produit une réduction et l’anode l’électrode où se
produit une oxydation.
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VI. Différents types de piles
a. Piles salines et alcalines
II existe différents types de piles, dont la pile saline et la pile alcaline.
Une pile saline contient un électrolyte gélifié constitué d'ions.
Dans une pile alcaline, l'électrolyte est une solution très basique.
Exemple de pile saline
b. Piles à combustible
Une pile à combustible est une pile alimentée en continu par les réactifs. Les produits formés
sont éliminés de la pile en continu.
Ces piles sont utilisées notamment dans le domaine spatial.
Exemple: pile à combustible hydrogène oxygène
Le pôle positif met en jeu le couple O2(g) / H2O (l) ) et le pôle négatif met en jeu le couple H
(aq) + / H2(g) ).
Couple O 2(g) / H 2 O (l) O 2(g) +4 H (aq) + +4 e − = 2 H 2 O (l)
(×1)
+
Couple H (aq) + / H 2(g)
H 2(g) = 2 H (aq) +2 e − (×2)
--------------------------------------------------------------2 H 2(g) + O 2(g) → 2 H 2 O (l)
La transformation mise en jeu dans cette pile à combustible que de l'eau. C'est une pile
«propre».
c. Accumulateurs
Lorsqu'une pile est en fonctionnement, la réaction d'oxydoréduction consomme des réactifs.
Une pile est usée lorsque l'un des réactifs est totalement consommé.
Il existe des piles rechargeables pour lesquelles il est possible de reformer les réactifs: ce sont
des accumulateurs.
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