Chapitre 14 - Oxydoréduction Flashcards
réducteur
espèce susceptible de céder un ou plusieurs électrons
oxydant
espèce susceptible de capter un ou plusieurs électrons
demi-équation d’oxydoréduction
Ox + n e⁻ = Red
oxydation
perte d’e⁻ subie par un élément du réducteur
réduction
gain d’e⁻ subie par un élément de l’oxydant
nombre d’oxydation n.o
concept introduit pour déterminer l’état d’oxydation d’un élément seul ou engagé dans un édifice moléculaire ou ionique
n.o (O)
en général -II
sauf
- O2 : n.o(O) = 0
- peroxyde ( -O-O- ) : n.o(O) = - I
- lié à F : +I
n.o (H)
en général +I
sauf
- H2 : n.o(H) = 0
- hydrure d’alcalin (H-Na) : n.o(H) = - I
determiner le n.o
- structure de Lewis
- si atomes identiques : 0 aux deux atomes
- si atomes différents : - 1 au + électronégatif et +1 à l’autre
- addition des +_ 1
lien n.o / ox red
- n.o(élément) est élevé + l’élément est oxydé + l’entité est oxydante
- si n.o (élément) est élevée il y a une réaction d’oxydation
- dans un couple red/ox il y a forcément un élément dont le n.o varie entre ox et red
réaction redox
un échange d’e⁻ entre 2 couples redox
méthode ajuster des réactions rédox
- calculer les n.o dans les éléments des couples
–> n.o le + grand = oxydant / n.o le + petit = réducteur - équilibrer l’élément subissant la variation de n.o des 2 cotés de la 1/2 équation
- Ajuster :(H3O⁺ / H2O / H⁺)
ampholyte
composé à la fois oxydant dans un couple et réducteur dans un autre
dismutation
espèce amphotère réagit sur elle même
médiamutation
réaction inverse de la dismutation
eau oxydante et réductrice
oxydante : H2O/H2 (connaitre la 1/2 équation)
réductrice : O2/H2O (connaitre la 1/2 équation)
électrode (demi pile)
{ Ox et Red d’un couple redox + électrolyte en contact avec un conducteur électronique}
pile Daniell Cu/Zn
connaitre le schéma
- passage des e⁻ par l’extérieur du milieu réactionnel ==> récupération d’énergie
- on peut facilement interrompre l’avancement avec un interrupteur
électrolyte
solution (support) qui assure un transfert de charge
cathode
siège de la réduction (là d’où arrivent les e⁻)
anode
siège de l’oxydation (d’où partent les e⁻)
cellule électrochimique
connaitre le schéma
ensemble constitué de 2 demi-cellules
pont salin
assure la “fermeture” du circuit pour le transport des charges en assurant l’électroneutralité dans les 2 1/2piles
les porteurs de charges qui transitent par le pont salin sont des ions
fonctionnement de la pile (circuit ouvert / fermé)
circuit fermé : e⁻ circulent –> système hors-équilibre qui évolue vers un état d’équilibre
- équilibre atteint : si xsi eq < xsi max
- disparition complète d’un réactif avant l’équilibre : rupture
circuit ouvert : e⁻ ne circulent pas –> réaction bloquée dans un état hors-équilibre
tension à vide
différence de potentiel entre l’électrode de droite et de gauche à courant nul
capacité d’une pile
charge totale qu’elle peut débiter entre l’état initial et l’état final
en C ou A.h
constante de Faraday
Q = ne⁻ * F
F = e * Na
= 96 500 C
électrode de référence absolue
ESH : électrode standard à hydrogène (mais impossible à réaliser expérimentalement)
potentiel d’électrode de l’ESH
0,000V (car on mesure la différence de tension avec elle même)
potentiel de Nernst (potentiel d’électrode) (en ln)
Eox/red = E° ox/red - RT/nF ln ( a(red)^b/a(ox)^g)
avec
F cst de Faraday
n nb d’e⁻ échangé
T T° en K
R cst des GP 8,314 J.K⁻¹.mol⁻¹
a activité
b et g = bêta gamma
potentiel redox standard E°
potentiel redox du couple lorsque toutes les espèces impliquées sont dans leur état standard et à pH = 0
potentiel de Nernst (potentiel d’électrode) (en log)
Eox/red = E°ox/red - alpha/n * log(a(red)^b/a(ox)^g)
alpha = 0,059V à 298K
lien E Nernst et réaction
la réaction est d’autant + favorable qu’elle fait réagir l’oxydant le + fort (E Nerst le + élevé) sur le réducteur le + fort (E Nernst le + faible)
équilibre d’une réaction rédox
lorsque la réaction s’arrête <=> delta E = 0V <=> E(+) = E(-)
E°2 - E°1 = alpha/n log (Qr,eq)
K° = 10^(n/alpha) (E°ox2 - E°red1)
Critère d’évolution d’une réaction redox
Si Qr < K° <=> delta E > 0 : réaction dans le sens 1
Si Qr > K° <=> delta E < 0 : réaction dans le sens -1
Si Qr = K° <=> delta E = 0 : équilibre
–> prédire le sens d’évolution d’une réaction redox = comparer les E nernst des 2 couples
Lien réaction favorable et ox/red
Réaction + favorable –> oxydant + fort (E nernst le + élevé) et réducteur le + fort (E nernst le + faible)
Domaine de prédominance ou d’existence
(Savoir le “schema”)
Prédominance : pour des solutés ou des gaz
Existence : pour un solide
Convention de tracé
Convention “espèces “
Convention “ atomique”
Convention de frontière
Connaître le tableau
Valeur de frontière même atomicite (en solution)
E front = E° (ox/red)
Savoir le retrouver grâce à la formule
Ne dépend pas des concentrations
Frontière entre espèce en solution et espèce solide
Apparition du solide
Concentration de l’espèce en solution fixe à une valeur donnée
Dépend de la concentration de tracé (frontière toujours voisine de E°)
Stabilité d’une espèce redox en solution aqueuse
Calculer Efront 1 et E front 2
Faire un diagramme
Domaines joints = espèce stable
dismutation d’une espèce rédox en solution aqueuse
calculer E front 1 et E front 2
faire un diagramme
domaines disjoints = espèce instable dismutation
sens d’évolution par comparaison des E°
si delta E° > 0,24 V <=> K° > 10⁴ –> on peut se limiter la comparaison des E°
choix des electrodes
- electrode de mesure : suivre le potentiel du coupl d’nteret
- electrode de référence : potentiel constant à T donné
electrode de mesure
- titage pH metrique : electrode de verre E proportionnel au pH de la solution dans laquelle elle trempe
- titrage potentiométrique : electrode en metal / electrode en conducteur inerte
electrode de référence
-electrode au calomel saturé (sauf si présence d’ions Ag⁺
- si Ag⁺ : fritté poreux
indicateur coloré
utilisé pour determiner le point d’équivalence
ex: empois d’amidon
