oxydo reduction Flashcards
def oxydant reducteur
Réducteur : donneur d’électrons (Red) Oxydant : accepteur d’électrons (Ox)
equation bilan
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
travail electrique mesurable
delta rG (T,P) = -n F E delta rG (t)° = -n F E°
formule E par rapport a E° et formule E°
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)
equation de Nerst
E= E° - RT/nF Ln ( C(Ox)^a / C (Red)^b
sens reaction
• 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.
equation E = E1-E2
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
couple H+ / H2
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
regle reaction
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
