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L'oxydo- reduction

L'oxydo- reduction. Couples redox : définition. Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture :. Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red.

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  1. L'oxydo- reduction

  2. Couples redox : définition Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

  3. Couples redox : définition Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

  4. Couples redox : définition Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

  5. Couples redox : définition Ox symbolise l'oxydant ; Red symbolise le réducteur. On passe de l'un à l'autre par échange de n électrons par l'écriture : Il s'agit de la demi-équation électronique du couple redox Ox / Red. Il ne s'agit pas de l'écriture d'un équilibre chimique.

  6. Couples redox et réactions rédox Soient deux couples redox : Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2 On veut écrire la réaction se produisant entre Ox1 et Red2 : Couple n°1 { Ox1 + n1 e- Red1 } * n2 Couple n°2 { Red2 Ox2 + n2 e- } * n1 Bilan n2 Ox1 + n1 Red2 n2 Red1 + n1 Ox2) (n1.n2 e- échangés) Aucun électron ne doit apparaître dans une réaction chimique redox Cu2+ + 2 e- Cu Zn Zn2+ + 2 e- Bilan Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Il y a 2 électrons échangés dans cette réaction

  7. Couples redox et réactions rédox Soient deux couples redox : Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2 On veut écrire la réaction se produisant entre Ox1 et Red2 : Couple n°1 { Ox1 + n1 e- Red1 } * n2 Couple n°2 { Red2 Ox2 + n2 e- } * n1 Bilan n2 Ox1 + n1 Red2 n2 Red1 + n1 Ox2) (n1.n2 e- échangés) Aucun électron ne doit apparaître dans une réaction chimique redox Cu2+ + 2 e- Cu Zn Zn2+ + 2 e- Bilan Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Il y a 2 électrons échangés dans cette réaction

  8. Couples redox et réactions rédox Soient deux couples redox : Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2 On veut écrire la réaction se produisant entre Ox1 et Red2 : Couple n°1 { Ox1 + n1 e- Red1 } * n2 Couple n°2 { Red2 Ox2 + n2 e- } * n1 Bilan n2 Ox1 + n1 Red2 n2 Red1 + n1 Ox2) (n1.n2 e- échangés) Aucun électron ne doit apparaître dans une réaction chimique redox Cu2+ + 2 e- Cu Zn Zn2+ + 2 e- Bilan Cu2+ + Zn Cu + Zn2+ Il y a 2 électrons échangés dans cette réaction

  9. Couples redox et réactions rédox Une réaction dans laquelle un même élément est simultanément oxydé et réduit est appelée réaction de dismutation Exemple :

  10. Couples redox et réactions rédox Une réaction dans laquelle un même élément est simultanément oxydé et réduit est appelée réaction de dismutation Exemple :

  11. Couples redox et réactions rédox Il existe deux façons d'effectuer une réaction redox : Méthode 1

  12. Couples redox et réactions rédox Il existe deux façons d'effectuer une réaction redox : Méthode 2

  13. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément C’est un nombre qui se veut caractéristique de l'état d'oxydation d'un élément chimique. Par convention, on le note en chiffres romains. Ions simples : Le n.o. est la charge algébrique de l'ion (en unité e) Cl- : n.o.(Cl) = -I Na+ : n.o.(Na) = +I Fe2+ : n.o.(Fe) = +II Molécules et ions complexes : On attribue fictivement le doublet de liaison à l'élément le plus électronégatif. La charge portée alors par les différents éléments donne, en unité e, leur n.o.

  14. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément C’est un nombre qui se veut caractéristique de l'état d'oxydation d'un élément chimique. Par convention, on le note en chiffres romains. Ions simples : Le n.o. est la charge algébrique de l'ion (en unité e) Cl- : n.o.(Cl) = -I Na+ : n.o.(Na) = +I Fe2+ : n.o.(Fe) = +II Molécules et ions complexes : On attribue fictivement le doublet de liaison à l'élément le plus électronégatif. La charge portée alors par les différents éléments donne, en unité e, leur n.o.

  15. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément C’est un nombre qui se veut caractéristique de l'état d'oxydation d'un élément chimique. Par convention, on le note en chiffres romains. Ions simples : Le n.o. est la charge algébrique de l'ion (en unité e) Cl- : n.o.(Cl) = -I Na+ : n.o.(Na) = +I Fe2+ : n.o.(Fe) = +II Molécules et ions complexes : On attribue fictivement le doublet de liaison à l'élément le plus électronégatif. La charge portée alors par les différents éléments donne, en unité e, leur n.o.

  16. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

  17. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

  18. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

  19. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément n.o. de O et H dans H2O :  n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I D'après cette règle d'attribution des n.o., on en déduit que : Pour une molecule, la somme des n.o. vaut 0. Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion.

  20. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les peroxydes R-O-O-R (ex : H-O-O-H) n.o.(O) = ? n.o.(O) = - I

  21. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les peroxydes R-O-O-R (ex : H-O-O-H) n.o.(O) = ? n.o.(O) = - I

  22. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les peroxydes R-O-O-R (ex : H-O-O-H) n.o.(O) = ? n.o.(O) = - I

  23. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

  24. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

  25. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

  26. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les hydrures métalliques (ex : LiH) n.o.(H) = ? P(Li) = 0,98 et P(H) = 2,20 n.o.(H) = - I

  27. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les molécules diatomiques homonucléaires A2 (ex : Cl2, H2, O2, etc …) n.o.(A) = ? n.o.(A) = O

  28. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les molécules diatomiques homonucléaires A2 (ex : Cl2, H2, O2, etc …) n.o.(A) = ? n.o.(A) = O

  29. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Cas particuliers Les molécules diatomiques homonucléaires A2 (ex : Cl2, H2, O2, etc …) n.o.(A) = ? n.o.(A) = O

  30. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Calcul pratique du n.o. Sauf cas particulier, la technique de calcul est la suivante : • Pour une molécule, la somme des n.o. vaut 0. • Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion. • n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I. MnO4- : n.o.(Mn) = ? n.o.(Mn) = -1 -4.(-2) = +7 = +VII

  31. Le nombre d’oxydation (n.o.) d’un élément Calcul pratique du n.o. Sauf cas particulier, la technique de calcul est la suivante : • Pour une molécule, la somme des n.o. vaut 0. • Pour un ion, la somme des n.o. vaut la charge de l'ion. • n.o.(O) = -II et n.o.(H) = +I. MnO4- : n.o.(Mn) = ? n.o.(Mn) = -1 -4.(-2) = +7 = +VII

  32. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

  33. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

  34. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

  35. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

  36. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

  37. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 1 : couple MnO4- / Mn2+ : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O n.o.(Mn) = + VII n.o.(Mn) = + II

  38. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 2 : couple Cl2 / Cl- : Cl2 + 2 e- 2 Cl- n.o.(Cl) = O n.o.(Cl) = - I

  39. Oxydo-réduction et nombre d’oxydation Oxydation et réduction : Un oxydant est une espèce dont le n.o. peut diminuer. Un réducteur est une espèce dont le n.o. peut augmenter. Vérification dans l'écriture des couples redox : Dans un couple, un élément chimique voit son n.o. varier ◊ On équilibre classiquement le couple ◊ La variation de n.o. doit correspondre au nombre d'électrons échangés dans le couple. Exemple 2 : couple Cl2 / Cl- : Cl2 + 2 e- 2 Cl- n.o.(Cl) = O n.o.(Cl) = - I

  40. Potentiel d’électrode A tout couple redox Ox + n e- Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de première espèce : Les électrodes métalliques : le fil de métal (M) trempe dans une solution contenant un de ses ions (MZ+). Ici : Cu dans une solution de Cu2+

  41. Potentiel d’électrode A tout couple redox Ox + n e- Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de première espèce : Les électrodes métalliques : le fil de métal (M) trempe dans une solution contenant un de ses ions (MZ+). Ici : Cu dans une solution de Cu2+

  42. Potentiel d’électrode A tout couple redox Ox + n e- Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de première espèce : Les électrodes à gaz : un élément sous forme gazeuse barbote dans une solution contenant l'un de ses ions. Ici : H2(g) barbotant dans une solution de H+.

  43. Potentiel d’électrode A tout couple redox Ox + n e- Red on peut associer une électrode Electrodes de seconde espèce : Il s'agit d'une électrode métallique (ex: Hg), en contact avec : un sel peu soluble de ce métal (précipité) (ex : Hg2Cl2(s)) un sel à anion commun (ex : une solution de K+Cl- ) (exemple : l’électrode au calomel saturée)

  44. Potentiel d’électrode Electrodes de seconde espèce : Electrode au calomel saturée (ECS)

  45. Potentiel d’électrode A tout couple redox Ox + n e- Red on peut associer une électrode Les électrodes seront étudiées pratiquement en TP On crée une classification en fonction de leur utilisation Electrodes de troisième espèce : Métal inerte (inattaquable tel que le platine) plongé dans une solution contenant les formes oxydée et réduite d'un même couple Ox / Red Elle prend le potentiel du couple Ox / Red mis en sa présence

  46. Potentiel d’électrode - formule de Nernst A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e- Red on peut associer son potentiel E : R : constante des gaz parfaits T : température (K) n : nombre d’électrons échangés F : constante de Faraday

  47. Potentiel d’électrode - formule de Nernst A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e- Red on peut associer son potentiel E : R : constante des gaz parfaits T : température (K) n : nombre d’électrons échangés F : constante de Faraday

  48. Potentiel d’électrode - formule de Nernst A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e- Red on peut associer son potentiel E : R : constante des gaz parfaits T : température (K) n : nombre d’électrons échangés F : constante de Faraday

  49. Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Potentiel d’électrode - formule de Nernst A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e- Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

  50. Ai = soluté a(Ai) = [Ai] en mol.L-1, et c° = 1 mol.L-1 Ai = gaz parfait a(Ai) = avec Pi en bar, et P° = 1 bar Potentiel d’électrode - formule de Nernst A toute électrode mettant en jeu le couple écrit  Ox + n e- Red on peut associer son potentiel E : a(Ai) : activité de Ai Ai = solvant H2O a(H2O) = 1 Ai = solide ou liquide pur a(Ai) = 1

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