Chapitre 9 : Transformation Spontanée-Les Réactions D’oxydoréduction PDF

Tale Spé Chapitre 9 : Transformation spontanée-Les réactions d’oxydoréduction I. Les réactions d’oxydo-réduction : un transfert d’électrons 1. Rappels de base sur l’oxydo-réduction Les réactions d’oxydo-réduction sont des réactions au cours desquelles il y a un transfert...

Tale Spé Chapitre 9 : Transformation spontanée-Les réactions d’oxydoréduction I. Les réactions d’oxydo-réduction : un transfert d’électrons 1. Rappels de base sur l’oxydo-réduction Les réactions d’oxydo-réduction sont des réactions au cours desquelles il y a un transfert d’électrons entre 2 espèces chimiques. Il faut pour cela deux espèces chimiques : un oxydant et un réducteur. Un oxydant est une espèce capable de capter un ou plusieurs électrons. Un oxydant est réduit. Un réducteur est une espèce capable de libérer un ou plusieurs électrons. Un réducteur est oxydé. Un couple oxydant/réducteur est un couple dans lequel les deux membres sont capables d’échanger des électrons. Un couple se présente toujours sous la forme Ox/Red. Exemple : Couple : Fe2+/ Fe Fe2+ est l’oxydant ; Fe le réducteur. 2. Rappels sur l’écriture d’une équation de réaction d’oxydo-réduction Règles pour ajuster une demi-équation d’oxydo-réduction : - On écrit : ox = Red ou Red = Ox Le réactif s’écrit toujours à droite de l’équation. - On ajuste les éléments chimiques qui ne sont ni l’hydrogène, ni l’oxygène - On ajuste l’élément oxygène avec des H2O(l) - On ajuste l’élément hydrogène avec des H+(aq) - On ajuste les charges avec des électrons notés e- Une fois les deux ½-équations d’oxydo-réduction écrites, on peut alors écrire l’équation de la réaction d’oxydo-réduction. Pour cela, il est important d’avoir le même nombre d’électrons transférés dans les deux ½-équations, sinon l’équation n’est pas équilibrée. Quelques conseils : - Veillez à écrire les ½-équations dans le bon sens en mettant bien les réactifs de l’équation bilan à gauche du signe « = ». - Vous pouvez aussi aligner les signes « = » des ½-équations : cela rend l’écriture de l’équation bilan plus simple car réactifs et produits sont visuellement séparés. Exemple 1 : On étudie la réaction entre le peroxyde d’hydrogène et les ions iodure : ½-équation n°1 : ½-équation n°2 : Equation de la réaction redox : Pour cette équation, la situation est simple : on a 2 électrons transférés dans chaque ½-équation. Mais ce n’est pas toujours le cas… Exemple 2 : On étudie cette fois la réaction entre l’ion argent et le cuivre conduisant à la formation de l’arbre de Diane : ½-équation n°1 : ½-équation n°2 : Equation de la réaction redox : Dans cette équation, on a un nombre d’électrons transférés différents pour chaque ½-équation. Pour qu’il y ait autant d’électrons transférés, il suffit de multiplier par 2 la première ½-équation : cela signifie que lorsque l’on a un ion formé, on a formé 2 atomes d’argent Ag. Exemple 3 : On étudie la réaction d’oxydation de l’éthanol par l’ion permanganate. ½-équation n°1 : ½-équation n°2 : Equation de la réaction redox : Cette fois, il n’existe pas de multiple commun entre 2 et 5. Il faut donc multiplier les nombres l’un par l’autre pour obtenir un nombre d’électrons transférés identiques. Ainsi, on aura 10 électrons transférés dans les deux ½-équations. La présence de l’ion à gauche et à droite de la flèche montre que cet ion est réactif et produit. Il faut simplifier l’équation pour avoir la bonne écriture encadrée ci-dessus.  Faire le cap-Exos 01 Page 2 sur 5  3. Quelques oxydants et réducteurs à connaître Certaines espèces chimiques sont connues pour leur caractère oxydant ou réducteur. La liste ci- dessous énumère les espèces à connaître en classe de Terminale. - L’eau de Javel est une solution aqueuse d’hypochlorite de sodium : c’est un oxydant - Le dioxygène : c’est un oxydant - Le dichlore : c’est un oxydant - L’acide ascorbique : c’est un réducteur - Le dihydrogène : c’est un réducteur - Les métaux que l’on note de manière générale : ce sont des réducteurs Les métaux du bloc s sont également des réducteurs. II. Comment construire une pile ? 1. Approche énergétique d’une pile Une pile électrochimique est un dispositif reposant sur deux couples d’oxydo-réduction échangeant spontanément des électrons. Energie chimique Energie électrique PILE L’énergie chimique est convertie en énergie électrique.  Faire le cap-Exos 02 2. Composition d’une pile électrochimique Une pile est constitué de : - deux demi-piles Une demi-pile est constituée d’une électrode plongeant dans une solution contenant des ions (on parle d’électrolyte). Chaque demi-pile doit contenir les espèces chimiques conjuguées d’un même couple. - d’une membrane appelée souvent pont salin Il est généralement constitué d’un gel contenant des ions. Il est nécessaire au fonctionnement de la pile car le déplacement des ions permet d’assurer la fermeture du circuit mais aussi l’électroneutralité des électrolytes des DEUX demi-piles. Page 3 sur 5  Exemple : Schématisation de la pile Daniell avec un Voltmètre Schématisation de la pile Daniell avec un ampèremètre COM V  Faire le cap-Exos 03 3. Polarité d’une pile Les polarités de la pile peuvent être repérées en utilisant un voltmètre ou un ampèremètre. Ces appareils sont bien branchés dans le circuit si la valeur affichée est positive. A cette condition, leur borne « COM », indique le pôle négatif de la pile et la borne « V » ou « A » indique le pôle positif de la pile.  Ajouter les pôles + et – sur le schéma ci-dessus. Remarque : Si la valeur affichée est négative, c’est le contraire. La valeur affichée par le voltmètre est appelée la tension à vide (notée U0). Elle dépend des deux demi-piles et de la concentration des ions. 4. Circulation des électrons et sens du courant Par convention, le sens du courant symbolisé par la lettre « I » va du pôle + de la pile vers son pôle -. Le sens de déplacement des électrons symbolisé par « e-» est opposé : de la borne – vers la borne +. Attention, les électrons ne peuvent pas « circuler » dans une solution, ils se déplacent dans les métaux soit dans le cuivre des fils métalliques et donc uniquement dans le circuit EXTERIEUR !  Compléter le schéma ci-dessus en y ajoutant les sens de circulation des électrons et du courant. 5. Anode et Cathode L’ANODE est le nom donné à la demi-pile subissant une oxydation, soit la demi-pile où l’oxydant est formé. C’est donc le pôle négatif de la pile. La CATHODE est le nom donné à la demi-pile subissant une réduction, soit la demi-pile où le réducteur est formé. C’est le pôle positif de la pile. Moyen mémo- ANode Cathode technique : Oxydation Réduction Pôle Négatif Pôle positif  Ajouter les mots « anode » et « cathode » sur les schémas précédents et écrivez les demi- équations de chaque demi-pile.  Faire le cap-Exos 04 Page 4 sur 5 III. Bilan de matière dans une pile Au cours du fonctionnement de la pile, le quotient de réaction évolue jusqu’à atteindre la constante d’équilibre. Lorsque l’état d’équilibre est atteint, la pile ne débite plus : elle est dite usée. 1. Intensité du courant L’intensité du courant délivrée par une pile est liée à la quantité d’électricité transférée et à la durée de fonctionnement. Avec : - , la quantité d’électricité transférée en coulombs (C) - , l’intensité du courant en ampères (A) - , la durée de fonctionnement en s. 2. Qu’est ce que la quantité d’électricité ? La quantité d’électricité correspond au nombre de Coulomb soit à la charge ayant traversé le circuit pendant la durée Δt. Avec : - , la quantité d’électricité transférée en coulombs (C) - , la quantité de matière d’électrons transférés pendant une durée (mol) - , la constante d’Avogadro ( ) - , la charge élémentaire (C) - , la constante de Faraday ( ) Rq : - La constante de Faraday représente donc la charge électrique d’une mole d’électrons. Généralement, sa valeur est donnée dans les énoncés. - Pour trouver la valeur de n(e-), il faut se référer aux demi-équations d’oxydo-réduction. 3. Capacité électrique d’une pile La capacité électrique de la pile, noté Qmax désigne la quantité d’électricité maximale qui peut circuler jusqu’à ce que la pile soit usée, c’est-à-dire jusqu’à ce que le système soit à l’équilibre chimique. Calculer la quantité de matière d’électrons nécessite de savoir combien d’électrons sont transférés au total. Un tableau d’avancement permet de déterminer cette quantité de matière d’électrons.  Faire le cap-Exos 05 Page 5 sur 5