[PDF] Chapitre V : REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION

Couples oxydant-réducteur

Chapitre 11 Couples oxydant-réducteur Page 1 sur 19 CHAPITRE 11 Couples oxydant-réducteur Un tès gand nombe de méthodes d’analse sont basées su des éactions d’o Æ Çdo éduction Nous Àeons dans ce chapite les éactions de titation pa éaction edo Mais les applications de l’o Æ Çdo éduction à l’anal Çse ou Àent

NOTION DE COUPLE OXYDANT /REDUCTEUR

NOTION DE COUPLE OXYDANT /REDUCTEUR Exercice 1 : Faire le point 1 Citer les noms et les symboles des métaux les plus courants 2 Parmi les ions suivants, lesquels ne sont pas métalliques : Zn2+, Mg2+, I-, Ba2+, NH 4 +, MnO 4-, Al3+ 3 Déterminer la concentration en ions aluminium d’une solution de chlorure d’aluminium (III) dont la

Un couple oxydant/réducteur - AlloSchool

1- Déterminer les deux couples oxydant/réducteur qui interviennent dans la réaction et écrire la demi-équation de chaque couple 2- Déduire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction 3- Quelle est l’évolution du mélange qui se produit que nous pouvons distinguer à l’œil nu

SERIE 6 : NOTION DE COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR

SERIE 6 : NOTION DE COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR EXERCICE 1 : CONNAISSANCES DU COURS 1-crire, s’il a lieu, la réaction qui se produit lorsqu’on met en présence une solution de chlorure d’or et une lame de plomb 2-Dire au cours de cette réaction 2 1-Quel est l’oxydant, quel est le réducteur?

1 Rappels sur les couples oxydants- réducteurs

L’oxydant Fe2+ est réduit en Fe L’oxydant est toujours réduit Le gain d’électrons correspond à une réduction 2 Couple redox Un même élément impliqué dans un oxydant et un réducteur définit un couple oxydant/réducteur Dans le couple redox, le réducteur est toujours présenté à droite de l’oxydant

Chapitre V : REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION

1 1 Couple oxydant/réducteur C’est une écriture formelle car les électrons libres n’existent pas en solution aqueuse L’oxydant et le réducteur forment un couple conjugué, encore appelé couple rédox, et noté Ox / Red 1 2 Nombre (ou degré) d’oxydation 1 2 1 Définition :

Chapitre IV Chimie : oxydo-réduction

1°) Couple oxydant- réducteur 1 1)Réaction entre union métallique et un métal Expérience On constate: Interprétation Il se produit simultanément deux réactions (1) L'ion capte deux électrons pour donner du cuivre métallique, la réaction s'appelle une (2)

Chapitre :6 « Les piles et l’oxydoréduction

Couple oxydant-réducteur Deux espèces, qui, au cours d'une transformation chimique, se transforment l'une en l'autre par gain ou perte d'électrons sont dites conjuguées et forment un couple oxydant-réducteur

Réactions doxydo-réduction - AlloSchool

Montrer expérimentalement le caractère oxydant d’un antiseptique Savoir définir les termes suivant : oxydant, réducteur, oxydation, réduction, couple oxydant/réducteur Savoir en déduire les couples ox/red misent en évidence lors d’une réaction chimique d’oxydo-réduction

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Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Chapitre V :

REACTIONS D'OXYDO-REDUCTION

1 Les équilibres d'oxydoréduction

1.1 Couple oxydant/réducteur

C'est une écriture formelle car les électrons libres n'existent pas en solution aqueuse.

L'oxydant et le réducteur forment un couple conjugué, encore appelé couple rédox, et noté Ox / Red.

1.2 Nombre (ou degré) d'oxydation

1.2.1 Définition :

Le nombre (ou degré) d'oxydation est un concept introduit pour déterminer l'état d'oxydation d'un

élément, que cet élément soit seul ou engagé dans un édifice moléculaire ou ionique.

Il correspond à la différence d'électrons de valence entre l'atome isolé et l'atome lorsque l'atome est

dans son édifice, toutes les liaisons étant considérées comme purement ioniques.

Un réducteur est une espèce (atomique, moléculaire ou ionique) susceptible de céder un ou

plusieurs électrons

Un oxydant est une espèce (atomique, moléculaire ou ionique) susceptible de capter un ou

plusieurs électrons.

A tout oxydant correspond un réducteur, selon le schéma formel appelé demi-équation

d'oxydoréduction (ou rédox) : ·Une réduction correspond à un gain d'électron(s) pour l'élément étudié ; ·Une oxydation correspond à une perte d'électron(s) pour l'élément étudié.

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

C'est un nombre entier, algébrique ou nul. Il est représenté à côté du symbole chimique par un chiffre

romain et un signe (+ ou -).

1.2.2 Règles pour déterminer le nombre d'oxydation

Première règle : le nombre d'oxydation d'un élément dans une espèce monoatomique est égal à la

charge algébrique de cette espèce :

Ex : Ag (métal) n.o. = (0) Fe

3+ n.o = (+III) O2- n.o = ( - II)

Deuxième règle : Quand deux éléments sont liés par une liaison covalente, les électrons de la

liaison sont attribués arbitrairement à l'élément le plus électronégatif. Le nombre d'oxydation de

chaque élément est alors égal au nombre de charge fictif qui lui est attribué par cette répartition.

Ex : H

2O : cO > cH d'où n.o (O) = (-II) et n.o (H) = ( + I)

Rappel : Echelle des électronégativités : F > O > N > Cl > ... (cf. position dans tableau périodique et

1C001).

Ainsi, le n.o. d'un atome peut se déterminer de la façon suivante :

· Ecrire la structure de Lewis

· Pour chaque liaison,

- Si 2 atomes identiques : on attribue 0 aux deux atomes.

- Si 2 atomes différents : on attribue -1 à l'élément le (+) électronégatif et +1 à l'élément le

(-) électronégatif. · Pour chaque atome, on additionne les ±1 et on tient compte des charges présentes.

EXEMPLE

éthanol et acide acétique

Cette méthode est très rigoureuse : elle permet de déterminer les n.o. de chaque atome dans tous les

cas, y compris dans les molécules organiques, pour lesquelles le n.o. peut s'avérer difficile à calculer

autrement. Mais elle nécessite de connaitre la structure de Lewis de la molécule.

Il est possible de calculer le n.o. moyen d'un atome sans connaitre la structure de la molécule en

utilisant la troisième règle ci-dessous :

Troisième règle : La conservation de la charge impose que la somme algébrique des nombres

d'oxydation multiplié par le nombre des atomes de l'élément présent dans la formule d'un édifice

soit égale à la charge globale de cet édifice

Cas à retenir :

· Pour l'oxygène : mis à part le fluor, c'est le deuxième élément le plus électronégatif, son

nombre d'oxydation sera très généralement (- II) sauf : - pour le dioxygène O

2 (n.o. = 0)

- pour les peroxydes : --O - O - (n.o = -I)

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

- quand il est lié au fluor qui est plus électronégatif que lui.

· Pour l'hydrogène : dans la plupart des composé hydrogénés, l'hydrogène est lié à des éléments

plus électronégatifs que lui, son n.o = ( + I) sauf - pour le dihydrogène H

2 (n.o= (0 ))

- pour les hydrures métalliques NaH : n.o = (- I) puisque le métal est plus électronégatif (cf. position dans tableau périodique)

1.2.3 Propriétés et utilisation du nombre d'oxydation.

Dans un couple rédox, l'étude du n.o. permet d'identifier l'oxydant et le réducteur :

· Plus le n.o. de l'élément considéré dans une entité donnée est élevé, plus l'élément est dans un

état oxydé. Il cherchera donc à se réduire lors d'une réaction rédox : il est l'oxydant du couple.

· Plus le n.o. de l'élément considéré dans une entité donnée est faible, plus l'élément est dans un

état réduit. Il cherchera donc à s'oxyder lors d'une réaction rédox : il est le réducteur du couple.

Au cours de la réaction, l'étude de la variation du n.o. permet de déterminer si l'on a à faire à une

oxydation ou à une réduction : · Lorsque le n.o. d'un élément augmente, il subit une oxydation (il perd des électrons).

· Lorsque le n.o. d'un élément diminue, il subit une réduction (il gagne des électrons).

Dans une demi-équation rédox, la valeur absolue de la variation du nombre d'oxydation global d'un

élément (c'est-à-dire la somme des n.o. de cet élément s'il a plus d'un atome dans l'édifice) est égal au

nombre d'électron(s) transféré(s) dans ce couple rédox.

Ex : ½ O

2 + 2 e = O2- n(e) = ½D(n.o)½= +2 il y a 2 électrons échangés.

1.3 Réaction d'oxydoréduction ou réaction rédox

1.3.1 Définition

On définit Q

r le quotient réactionnel

1 2 2 1

1 2

2 1 1 2

2 1ReRen n

Ox d r n n

Ox da aQa aa b

a b

Une réaction d'oxydoréduction ou rédox correspond à un échange d'électrons entre deux couples :

a1 Ox1 + n1 e = β1 Red1 a2 Ox2 + n2 e = β2 Red2 a pour équation bilan : n

2 a1 Ox1 + n1 β2 Red2 = n1 a2 Ox2 + n2 β1 Red1

Une équation d'une réaction rédox ne fait pas apparaître les électrons transférés dans l'équation

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

1.3.2 Etablissement des demi-équations rédox et équilibrage des réactions

rédox Vous pouvez utiliser la méthode apprise au lycée : - On équilibre les éléments différents de l'oxygène et de l'hydrogène - On équilibre l'oxygène avec des molécules d'eau - On équilibre l'hydrogène avec des protons - On termine par l'équilibre des charges avec des électrons

Mais il est plus sûr d'utiliser, surtout dans les cas complexes, la méthode suivante, utilisant les nombres

d'oxydation.

APLLICATION DIRRECTE

Action du dichromate Cr2O72- sur l'iodure I -

On équilibre d'abord chacun des couples redox pris séparément - Assurer la conservation des éléments autres que H et O - Déterminer les n.o. de l'élément subissant l'oxydo-réduction : - Déterminer la variation du n.o. GLOBAL de l'élément subissant l'oxydo-réduction : - Assurer la conservation de la charge de part et d'autre de l'égalité avec les couples acido-basiques de l'eau (*) H+(aq) / H2O (en milieu acide) et H2O /HO- (en milieu basique) :

- Assurer la conservation de l'élément hydrogène : la conservation de l'élément oxygène

doit être réalisée du même coup !! - Pour l'élément iode, cela donne : I

2 (aq) + 2 e- = 2 I- (aq)

On combine les deux demi-équations redox de manière à ce que les électrons n'apparaissent

pas dans le bilan

(*) Sans précision du texte, il faut se placer en milieu acide. Mais en cas de précision de milieu basique,

on équilibre avec HO -(aq).

1.4 Ampholyte rédox ; réactions de dismutation et de médiamutation

Un ampholyte (adjectif dérivé : amphotère ; on parle donc d' " espèce amphotère ») est un composé à

la fois oxydant dans un couple et réducteur dans un autre. Ex : le chlore Cl

2(g) est oxydant dans le

couple Cl

2(g)/Cl-(aq) et réducteur dans le couple HClO(aq)/Cl2(g).

Lors d'une réaction de dismutation, une espèce amphotère réagit sur elle-même, jouant à la fois le rôle

d'oxydant et de réducteur.

L'élément de cette espèce qui subit l'oxydo-réduction existe donc sous 3 n.o. différents (au moins) (il a

au départ le n.o. intermédiaire)

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Une médiamutation est la réaction inverse de la dismutation : deux espèces possédant un même

élément à deux n.o. différents réagissent ensemble pour donner une espèce dans laquelle le n.o. de cet

élément a une valeur intermédiaire.

1.5 Couples oxydant/réducteur de l'eau

Dans la molécule d'eau, l'hydrogène a pour n.o. = (+I) et l'oxygène a pour n.o. = (-II)

L'eau est une espèce amphotère rédox :

1.5.1 L'eau oxydante

La molécule d'eau se réduit ; H passe du n.o. = (+I) au n.o. = (0)

Le couple mis en jeu est H

2O(l) / H2(g)

En milieu acide, le couple rédox s'écrit : 2 H

3O+(aq) + 2 e- = H2 (g) + 2 H2O(l)

ou encore plus simplement : 2 H +(aq) + 2 e- = H2 (g) En milieu basique, le couple rédox s'écrit : 2 H

2O(l) + 2 e- = H2 (g) + 2 HO-(aq)

1.5.2 L'eau réducteur

La molécule d'eau s'oxyde ; l'oxygène passe du n.o. = (-II) au n.o. = (0)

Le couple mis en jeu est O

2 / H2O

En milieu acide , le couple rédox s'écrit : O

2 (g) + 4 H3O+(aq) + 4 e- = 6 H2O(l)

ou encore plus simplement : O

2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- = 2 H2O(l)

En milieu basique, le couple rédox s'écrit : O

2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- = 4 HO-(aq)

1.6 Les différents types de réactions rédox

1.6.1 Voie chimique

Il y a contact direct des réactifs, on ne voit pas le transfert d'électrons qui se fait de proche en proche.

La réaction peut être très rapide (oxydation des alcalins dans l'eau) ou très lente (oxydation du fer par

l'eau).

Exemple classique : Cu/Zn:

Une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre :

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Couples : Cu

2+(aq)/Cu (s) : Cu2+(aq) +2e- = Cu(s)

Zn

2+(aq)/Zn (s) : Zn(s) = Zn2+(aq) +2e-

Réaction : Cu

2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)

1.6.2 Voie électrochimique

Contact indirect des réactifs, le transfert d'électrons se fait grâce à un conducteur métallique et les

électrons circulent donc à l'extérieur du milieu réactionnel. Un dispositif électrochimique, siège d'une

réaction spontanée d'oxydo-réduction est appelé une cellule électrochimique ou pile Exemple de la pile Daniell (John Daniell, en 1836) : Cu/Zn : - A l'électrode de zinc, il a une oxydation : Zn(s) = Zn

2+(aq) +2e-, c'est l'anode.

- A l'électrode de cuivre, il a une réduction : Cu

2+(aq) +2e- = Cu(s) c'est la cathode.

Réaction: Cu

2+(aq) + Zn(s) = Cu(s) + Zn2+(aq)

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

2 Les cellules électrochimiques

2.1 Demi-cellule

2.2 Cellule électrochimique

2.2.1 Présentation

Une cellule électrochimique (ou " cellule galvanique ») est l'ensemble constitué par deux demi-cellules.

On parlera :

· De " pile » si elle transforme une énergie chimique en énergie électrique (générateur

électrique)

· d'électrolyseur (ou " cellule électrolytique ») dans le cas contraire (récepteur électrique).

Dans le cas où la réaction directe peut avoir lieu entre les différentes espèces, on sépare les demi-piles

pour obliger les électrons à circuler par le circuit extérieur. On ajoute alors une séparation entre les

demi-piles qui doit assurer la conduction du courant (c'est-à-dire l'égalité des potentiels des solutions

en l'absence de courant) en assurant l'eléctroneutralité des électrolytes par échange d'ions. On parle de

jonction électrolytique, ou de pont salin, où l'électrolyte est fixé dans un gel, paroi poreuse. Le pont

salin se comporte comme une résistance.

Une demi-cellule est l'ensemble constitué par les deux espèces Ox et Red d'un couple rédox et d'un

électrolyte en contact avec un conducteur électronique. Le conducteur peut être, ou non, une des

espèces Ox ou Red du couple.

On parle également d'électrode.

Par définition :

- L'anode est le siège de l'oxydation, - La cathode est le siège de la réduction mV

Ox1, Red1

Ox2, Red2

Pt Pt

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Les porteurs de charges qui transitent par le pont salin sont des IONS et non des électrons.

2.2.2 Représentation conventionnelle des cellules électrochimiques

· Une barre verticale | représente une jonction entre deux phases différentes · Une double barre verticale || représente une jonction électrolytique.

Ex : Zn(s) | Zn

2+(aq) , SO42-(aq) || SO42-(aq) , Cu2+(aq) | Cu(s).

Pour une pile, le sens conventionnel est tel que les électrons vont de l'électrode de gauche à l'électrode

de droite à travers un conducteur les reliant à l'extérieur de la cellule.

2.2.3 Fonctionnement de la pile

· Lorsque le circuit est fermé, les électrons circulent (la pile débite),

C'est donc un système hors-équilibre qui évolue vers son état d'équilibre. Lorsque l'équilibre est

atteint, la pile est " morte » : il n'y a alors plus de circulation d'électrons, donc plus de changement

de quantité de matière.

· Lorsque le circuit est ouvert (ou que la pile est branchée aux bornes d'un millivoltmètre dont la

résistance, supposée infinie, le fait se comporter comme un interrupteur ouvert), les électrons ne

peuvent pas circuler : la réaction est bloquée dans un état hors-équilibre. Polarité et sens de circulation des électrons

Dans le circuit électrique extérieur à la pile, les électrons circulent de l'anode vers la cathode et le

courant électrique circule de la cathode vers l'anode.

Lors du fonctionnement d'une pile, l'anode constitue le pôle "-» et la cathode le pôle "+»

Exemple : dans la pile Daniell, les électrons libérés par l'oxydation du zinc partent vers le pôle " + » de la

pile. Le pôle négatif est donc la plaque de zinc et le pôle positif la plaque de cuivre. Mouvement des porteurs de charges Les électrons circulent dans le circuit électrique de l'anode vers la cathode.

Les cations du pont salin se déplacent vers la demi-pile cathodique (pour assurer l'électroneutralité de

l'électrolyte qui s'appauvrit en cation métallique)

Les anions du pont salin se déplacent vers la demi-pile anodique (pour assurer l'électroneutralité de

l'électrolyte qui s'enrichit en cation métallique)

Remarque : il est cependant possible que, dans les textes, la convention ne soit pas respectée : c'est le

cas des problèmes où l'on demande de trouver les signes des électrodes (ben oui... sinon, c'est trop

simple !...) Pile Daniell: - Zn (s) ½ Zn2+(aq) , SO4 2-(aq) || SO4 2-(aq) , Cu2+(aq) ½ Cu (s) + e- i

Circuit extérieur

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

2.2.4 Différence de potentiel (ddp) d'une cellule électrochimique

C'est cette grandeur que l'on mesure lorsque l'on branche un millivoltmètre aux bornes de la pile.

C'est une grandeur algébrique (positive ou négative).

En vertu des règles vues en électricité sur le signe d'une différence potentiel aux bornes d'un dipôle, le

signe renseigne sur le sens de circulation des électrons :

- si la ddp est positive, cela signifie que, quand on ferme le circuit, les électrons circulent de la

borne de gauche vers la borne de droite ;

- si la ddp est négative, cela signifie que, quand on ferme le circuit, les électrons circulent de la

borne de droite vers la borne de gauche Nous le justifierons chimiquement dans la suite de ce cours.

Un système est dans les conditions standards lorsque les activités de tous les constituants de la pile sont

égales à 1 (en particulier sous une pression P égale à P° = 1 bar et toutes les concentrations égales à C° =

1 mol.L

-1). Lorsque tous les constituants de la pile sont dans les conditions standards, la ddp de la pile est la ddp standard notée

DE°.

3 Potentiel d'électrode

3.1 Différence de potentiel entre électrodes - électrode de référence

Seules les différences de potentiel sont mesurables expérimentalement.

On utilise donc une référence absolue pour comparer toutes les électrodes entre elles : on considère

donc les piles dont le couple de droite (couple 2) est celui qui nous intéresse et le couple de gauche

(couple 1) le couple H +/H2 dans les conditions standard (aH3O+=1 et aH2=1). Cette demi-pile est appelée électrode standard à hydrogène (ESH).

Par convention, la ddp (pour " différence de potentiel ») d'une pile, encore appelée " force

électromotrice » d'une pile (fem), est la différence entre le potentiel électrique de sa borne de

droite et le potentiel électrique de sa borne de gauche, en circuit ouvert (i = 0) c'est-à-dire quand

elle ne débite pas : Par convention, elle s'écrit : DE = ED - EG avec ED = potentiel de la demie-cellule de droite

EG = potentiel de la demie-cellule de gauche

Elle s'exprime en volt.

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Cette électrode correspond donc au couple H

+/H2, (H2 = 2 H+ + 2 e-) L'électrode standard à hydrogène (ESH) est l'électrode de référence absolue. Mais elle ne peut être réalisée en pratique car l'ESH implique les suppositions suivantes : a

H+ = aH2 = 1

H+ = γH2 = 1

où a représente l'activité chimique des différentes espèces et γ leur coefficient d'activité.

Ces suppositions reviennent donc à considérer que, pour réaliser une ESH, la réaction d'oxydation du

dihydrogène devrait avoir lieu avec :

· une pression partielle P

H2 égale à 1 bar ;

· une concentration en H

+ égale à 1 mol.L-1 ; · le dihydrogène se comportant comme un gaz parfait ;

· le coefficient d'activité du proton γ

H+ égale à 1 ;

Les deux premiers critères peuvent être vérifiés. On obtient alors une électrode normale à hydrogène.

Les deux seconds critères ne peuvent être vérifiés. C'est pourquoi l'ESH ne peut être réalisée.

On réalise donc généralement une électrode normale à hydrogène (ENH) pour l'étalonnage des autres

électrodes de référence en considérant généralement comme négligeables les différences existant

entre l'ENH et l'ESH.

3.2 Définition du potentiel d'électrode

Le potentiel rédox d'un couple rédox (ou potentiel d'électrode) est égal à la ddp d'une cellule

électrochimique dans laquelle l'électrode de gauche est l'E.S.H. et la demi-pile à étudier est à droite :

Pt (s) H

2(g) H+(aq) || Ox, Red Pt (s).

La réaction associée est :

- Oxydation pour le couple H +(aq)/H2(g) : H2(g) = 2 H+(aq) + 2 e- - Réduction pour le couple étudié : Ox + ne - = Red

Bilan : H

2(g) + Ox = 2 H+(aq) + Red

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Le potentiel d'oxydo-réduction est un potentiel relatif à l'E.S.H. ; c'est une grandeur algébrique.

Par construction, à toute température, le potentiel de Nernst de l'E.S.H est égal à 0,000V car on mesure

la différence de tension avec elle-même.

3.3 Relation de Nernst

On peut montrer que le potentiel d'électrode d'un couple rédox Ox/Red échangeant n électrons

s'exprime par la relation suivante : Dans le cas d'un système à 298 K, le terme Re (Ox)ln(Red)Ox dRT a nF an peut être exprimé sous la forme ReRe (Ox) 0,06 (Ox)ln10 log log(Red) (Red)OxOx ddRT a a nF a n an n

4 Evolution et équilibre d'une réaction rédox

Dans cette partie, on s'intéresse maintenant à une réaction entre DEUX couples Ox/Red, par la pile :

Pt (s) ½ Red

1 ½ Ox1 ½½ Ox2 ½Red2 ½Pt (s)

n

1a2Ox2 + n2b1Red1 = n1b2Red2 + n2a1Ox1

Par définition DE = E

D - EG

Si la réaction associée à la cellule se déroule spontanément dans le sens de l'écriture, la ddp est positive

; sinon, elle est négative.

Le tout est appelé relation de Nernst :

A 298 K, la relation de Nernst s'écrit :

- Pt (s) ½ Red1, Ox1 ½½ Ox2, Red2 ½Pt (s) + e- i

Chapitre V : Réactions d'oxydo-réduction

Electrode de gauche: b

1 Red1 = a1Ox1 + n1e- :

1 1 1

Ox1/Red1 Ox1/Red1

1

1(Ox )ln(Red )

a b aRTE En Fa= ° +

Electrode de droite: a

2Ox2 + n2e- = b2 Red2 :

2 2 2

Ox2/Red2 Ox2/Red2

2

2(Ox )ln(Red )

a b aRTE En Fa= ° +

Le quotient réactionnel s'écrit est :

1 2 2 1

1 2 2 1

1 2

1 2(Ox ) (Red )

(Red ) (Ox ) a n b n rb n a na aQa a=

4.1 Expression de la ddp en circuit ouvert (ou à courant nul)

D G Ox2/Red2 Ox1/Red1

21

Ox2/Red2Ox1/Red121

(Ox ) (Ox )2 1ln ln (Red ) (Red )2 12 1aa bb

E E E E E

a a

RT RTE E En F n Fa aD = - = -

1 2 2 1

1 2 2 12 1

Ox2/Red2 Ox1/Red1

1 2 2 1(Ox ) (Red )- ln(Red ) (Ox )n a n b

2/Re 2 1/Re 1

1 21lnOx d Ox d

r

RTE E E

n n F Q

A 298 K :

Ox2/Red2 Ox1/Red1

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