Cours Première S EABJM 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 . S.COUTRY les réactions d’oxydoréductions Page 1 sur 4 Cours Première S EABJM 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. S.COUTRY les réactions d’oxydoréductions Page 2 sur 4 Cours Première S EABJM 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. S.COUTRY les réactions d’oxydoréductions Page 3 sur 4 Cours Première S EABJM 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. S.COUTRY les réactions d’oxydoréductions Page 4 sur 4