oxydo reduction Flashcards

1
Q

def oxydant reducteur

A

Réducteur : donneur d’électrons (Red) Oxydant : accepteur d’électrons (Ox)

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2
Q

equation bilan

A

Pas d’e- dans l’équation redox entre 2 couples

methode:
1) écrire les deux équations de couple
2) trouver le nombre d’e- échangés
3) additionner les deux équations de couple dans le bon sens
4) simplifier éventuellement l’eq bilan

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3
Q

travail electrique mesurable

A
delta rG (T,P)  =  -n F E
delta rG (t)° = -n F E°
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4
Q

formule E par rapport a E° et formule E°

A

E = E° - RT/nF ln (phi)
(pour t= 298 K) = E° - 0,06/n log (phi)
E° = RT/nF ln (K)
(pour t= 298 K) = 0,06/n log (K)

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5
Q

equation de Nerst

A

E= E° - RT/nF Ln ( C(Ox)^a / C (Red)^b

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6
Q

sens reaction

A

• Si Epile > 0 (∆𝐫𝐆 < 0), la réaction évolue dans le sens spontané, sens 1, jusqu’à l’équilibre.
o E1 > E2 Ox1 est l’oxydant le plus fort et Red2 le réducteur le plus fort.

• Si Epile < 0 (∆𝐫𝐆 > 0), la réaction évolue dans le sens spontané, sens 2, jusqu’à l’équilibre.
o E2 > E1 Ox2 est l’oxydant le plus fort et Red1 le réducteur le plus fort.

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7
Q

equation E = E1-E2

A

E = E1 - E2 = (E°1 - E°2) - 0,06 / n log (phi)
en condition standart E° = E1° -E2°
Le signe de E = E1 - E2 donne le sens d’évolution spontanée

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8
Q

couple H+ / H2

A

E° = 0 V
Le potentiel d’un couple par rapport à un couple de référence (ici H3O+/H2) concerne toujours la réaction dans le sens de la REDUCTION de « Ox » du couple considéré: a Ox + ne- <=> b Red

Si EOx/Red > 0 <=> DrG < 0 <=> Ox oxyde H2 <=> Ox plus oxydant que H+ et H2 plus réducteur que Red

Si EOx/Red < 0 <=> DrG > 0 <=> Red réduit H3O+ <=> conclusion inverse

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9
Q

regle reaction

A

Règle : l’oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort.
a) Classer les oxydants et réducteurs selon leur E°ox/red (ou E selon les conditions)
b) Les placer sur un diagramme avec le couple qui a le potentiel le plus élevé en haut
Ox le + fort a E° le plus haut
Red le plus fort a E° le plus bas

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