Méthode

Oxidation/Reduction Limits for H2O Consider the Oxidation of H2O to yield O2(g), the half reaction can be written as; 2 H2O === O2(g) + 4 H + + 4 e-Eo = -1 23 V (from tables)

Les réactions d’oxydoréduction

l’oxydant de l’autre couple gagne des électrons - La réduction est la demi équation relative à un couple : elle correspond à un gain d’électrons L’oxydation est la demi équation relative à l’autre couple : elle correspond à une perte d’électrons - Si la réaction Ox 1 Red 2 o Red 1 Ox 2 est spontanée, la réaction Ox 2 Red

Méthode - pagesperso-orangefr

et l’on constate que le couple H2O/H2 n’est en définitive pas autre chose que le couple H+/H 2 Potentiel redox Rappels Le potentiel rédox est une grandeur, mesurée en Volts, associée à chaque couple oxydant/réducteur Il permet de comparer les pouvoirs oxydant et réducteur de différents couples : plus le potentiel redox

CEA LITEN Tutorial 22 –Batteries for Electric and Hybrid

H2O/H2 Cd2+/Cd Al3+/Al Highest Electronegative Redox Couple E0 = -3 045 V /NHE High Specific Capacity : 3860 mAh/g Li is the only alkaline metal that can be handle easily (small precautions) but Lithium density: 0 541 Why Lithium Chemistry is such Interesting for Electrochemical Energy Storage Standard Electrode Potential / V

IV - Utilisation des potentiels standards - La prévision des

Tout couple redox oxyde un couple redox de potentiel inférieur Exemple : Que se passe-t-il si on plonge une lame de cadmium métallique dans une solution de sulfate de cuivre ? E Volt et E Volt Cu 2 Cu Cd 2 Cd 0 0 34 0 0 40 + = + = − / / • Le couple du cuivre est oxydant vis à vis de celui du cadmium La réaction susceptible de se

Photoelectrochemical solar energy conversion

There are two redox systems e g For 2H 2O →2H 2 + O 2 (the most important) one reacting with the holes at the surface of the semiconductor electrode ( at the anode) 4OH-+ 4h+→O 2 + 2H 2O , E o O2/OH-= 0 401 V NHE the second reacting with the electrons entering the counter-electrode (at the cathode) 4H 2O+ 4e-→2H 2 + 4OH-, Eo H2O/H2 = -0

DM26 Oxydo-r´eduction I Inﬂuence de la complexation

Ecrire la demi-´equation redox reliant les deux esp`eces du´ couple (Cu(CN)2− 3 /Cu) 2) On cherche a d´eterminer le potentiel standard E 2 du couple (Cu(CN)2− 3 /Cu) 2 a) Etablir la relation de´ Nernst pour le couple (Cu+/Cu) de potentiel standard E 1 = 0,52 V 2 b) Etablir la relation de´ Nernst pour le couple (Cu(CN)2−

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n o p Ecrire une équation d"oxydoréduction / Feuille 1

FICHE METHODE

Ecrire une équation d"oxydoréduction

Problème à résoudre

Enoncé

Etant donné deux couples " forme oxydée/forme réduite », déterminer l"équation de la réaction chimique qui les met en jeu.

Commentaire

Deux couples " forme oxydée/forme réduite » pris au hasard ne produisent pas nécessairement une réaction d"oxydoréduction lorsque la forme oxydée d"un des deux couples est mis en présence de la forme réduite de l"autre couple.

Rappel des définitions

Oxydoréduction, oxydant, réducteur

Par définition, une réaction d"oxydoréduction est un échange d"électrons entre deux espèces chimiques. Dans une telle réaction, une espèce (appelée l"oxydant de la réaction) oxyde l"autre en lui prenant des électrons : elle la fait passer de sa forme réduite à sa forme oxydée. L"espèce qui fournit les électrons est appelée le réducteur : elle réduit l"oxydant en lui donnant des électrons, ce qui le fait passer de sa forme oxydée à sa forme réduite. La réaction est schématisée dans le tableau suivant où les deux couples en présence sont notés A+/A et B+/B. Cette notation ne signifie pas que l"espèce avec + est chargée positivement mais seulement qu"elle peut recevoir un électron (indiqué par ). Réducteur (donneur d"e-)Etat initialOxydant (gagnant d"e-) A B+ forme réduiteforme oxydée A+ B+ forme oxydéeOxydoréduction= transfert d"e-forme oxydée

Dans une réaction spontanée,

l"e- va vers la forme oxydée " la plus positive » ie celle du couple qui a le potentiel redox le plus élevé (voir fin de fiche) A+ B forme oxydéeEtat finalforme réduite (le réducteur réduit,(l"oxydant oxyde, il est oxydé)il est réduit) Le réducteur est donc la forme réduite d"un couple et l"oxydant la forme oxydée de l"autre. Pour cette raison, les couples " forme oxydée/forme réduite » sont aussi dénommés " oxydant/réducteur ». Il faut cependant se rappeler que c"est au cours d"une réaction que l"un ou l"autre membre du couple joue le rôle d"oxydant ou de réducteur. n o p Ecrire une équation d"oxydoréduction / Feuille 2

Idée de la méthode

Les deux étapes de la méthode sont 1) l"écriture des deux demi- équations relatives à chaque couple " forme oxydée/forme réduite », pour déterminer le nombre d"électrons mis en jeu, et 2) leur combinaison en une équation où les électrons n"apparaissent plus.

Description de la méthode

A. Ecriture des demi-équations pour chacun des deux couples L"ajustement des demi-équations suit impérativement l"ordre :

1 - élément chimique principal

2 - élément O, en introduisant autant de molécules H2O qu"il y

d"atomes O à équilibrer,

3 - élément H, en plaçant autant d"ions H+ qu"il y a d"atomes H à

équilibrer,

4 - charges électriques, en introduisant autant d"électrons e- que

nécessaire pour équilibrer les charges.

Acronyme mnémotechnique : POHEL .

Nota 1 : la demi-équation s"écrit :

Forme oxydée + n e- (+ p H+) = forme réduite (+ q H2O) La forme oxydée est du côté des électrons. Nota 2 : la forme oxydée est celle qui a subi l"oxydation, qui a donc donné des électrons (ceux qui apparaissent dans le premier membre de la demi-équation). Elle peut donc éventuellement les reprendre, c"est-à-dire se comporter en oxydant, à condition toutefois d"être mise en présence d"un réducteur approprié ! Nota 3 : cette méthode s"applique aussi aux " couples de l"eau » en sautant la première étape puisqu"il n"y a pas d"élément autre que H et

O (voir les exemples ci-après).

B. Ecriture de l"équation complète avec les deux couples

1 - Une demi-équation est écrite avec les électrons à gauche,

l"autre avec les électrons à droite (les réactifs sont à gauche).

2 - Chacune est, au besoin, multipliée par un coefficient pour que

le nombre d"électrons soit le même dans les deux demi-équations.

3 - Les deux demi-équations sont sommées pour obtenir

l"équation d"oxydoréduction complète sans électrons.

4 - Les éléments surnuméraires, c"est-à-dire qui interviennent en

nombre égal des deux côtés de l"équation, sont supprimés. C"est toujours le cas des électrons (éliminés) mais d"autres éléments peuvent nécessiter une simplification pour rester d"un seul côté. Exemple d©application n° 1 : les " couples de l"eau »

Données

Ecrire les demi-équations des couples de l"eau H+/H2 et O2/H2O. n o p Ecrire une équation d"oxydoréduction / Feuille 3

Résolution

a) Point de départ : H+/H2P - On saute l"étape 1 (pas d"élément " principal »)

O - Il n"y a pas d"O à équilibrer.

H - On équilibre les H : 2 H+ + ... = H2 + ...

EL - On équilibre les charges : 2 H+ + 2 e- = H2 ; c"est terminé. b) Point de départ : O2/H2O P - On saute l"étape 1 (pas d"élément " principal ») O - On équilibre les O avec H2O : O2 + ... = 2 H2O + ... H - On équilibre les H : O2 + 4 H+ + ... = 2 H2O + ... EL - On équilibre les charges : O2 + 4 H+ + 4 e- = 2 H2O.

Vérification

Il suffit de recompter les éléments chimiques et de vérifier qu"on a le même nombre d"atomes des deux côtés. Idem pour les charges.

Exemple d"application n°2

Données

Une solution violette de permanganate de potassium K++MnO4- est décolorée par une solution contenant des ions Fe2+. Après la réaction, la solution contient des ions Mn2+ et Fe3+. Ecrire l"équation d"oxydoréduction correspondante.

Résolution

Les Fe2+ ont donné des e- pour produire les Fe3+ et sont donc le réducteur de la réaction. Le 1er couple oxydant/réducteur est ainsi Fe3+/Fe2+. Ces e- ont été reçus par un oxydant qui est forcément MnO4- puisque des ions Mn2+ sont apparus ; le deuxième couple oxydant/réducteur est donc MnO4-/Mn2+.

A. Ecriture des deux demi-équations

a) Point de départ : Fe3+/Fe2+

P - On équilibre les Fe : Fe3+ +...= Fe2++...

O - Il n"y a pas d"O à équilibrer.

H - Il n"y a pas d"H à équilibrer.

EL - On équilibre les charges : Fe3+ + 1 e- = Fe2+ ; c"est terminé. b) Point de départ : MnO4-/Mn2+

P - Equilibre des Mn : MnO4- + ...= Mn2+ + ...

O - Equilibre des O avec H2O : MnO4- + ...= Mn2+ +4 H2O + ... H - Equilibre des H : MnO4- + 8 H++ ...= Mn2+ +4 H2O + ... EL - Equilibre des charges : MnO4- + 8 H++ 5 e- = Mn2+ +4 H2O .

A. Ecriture de l"équation complète

1. Demi-équations

Sont placées à gauche les espèces présentes au début de la réaction ; les électrons doivent être à droite dans une demi-équation, à gauche dans l"autre.

Fe2+ = Fe3+ + 1 e-

MnO4- + 8 H++ 5 e- = Mn2+ +4 H2O

n o p Ecrire une équation d"oxydoréduction / Feuille 4

2. Pour avoir le même nombre d"électrons des deux côtés, il suffit

ici de multiplier la première par 5 :

5 Fe2+ = 5 Fe3+ + 5 e-

MnO4- + 8 H++ 5 e- = Mn2+ +4 H2O

3. Somme des deux demi-équations :

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H++ 5 e- ® 5 Fe3+ + 5 e- + Mn2+ +4 H2O

4. Les électrons s"éliminent (et il n"y a pas dans cet exemple

d"autres espèces qui se simplifient) ; en définitive la réaction est :

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ ®® 5 Fe3+ + Mn2+ +4 H2O

Vérification

Il suffit de recompter les éléments chimiques et de vérifier qu"on a le même nombre d"atomes des deux côtés. Idem pour les charges.

Compléments utiles

Couples " oxydant/réducteur » à connaître

Forme oxydée / forme réduite

H+(aq) / H2(g)Cation métallique / Métal

Fe3+(aq) / Fe2+(aq)MnO4-(aq) / Mn2+(aq)I2(aq) / I-(aq)S4O62-(aq) / S2O32-(aq)

Le couple H2O/H2La méthode POHEL donne :

P - On saute l"étape 1 (pas d"élément " principal ») O - Equilibre des O par H2O ( !) : H2O + ... = H2 + H2O + .... H - Equilibre des H par H+: H2O + 2 H+ + ... = H2 + H2O + ... EL - Equilibre des charges : H2O + 2 H+ + 2 e- = H2 + H2O. Sur la forme finale, l"eau peut s"éliminer puisqu"il y a 1 molécule de chaque côté. Il reste alors la demi-équation :

2 H+ + 2 e- = H2et l"on constate que le couple H2O/H2 n"est en définitive pas autre

chose que le couple H+/H2.

Potentiel redox

Rappels

Le potentiel rédox est une grandeur, mesurée en Volts, associée à chaque couple oxydant/réducteur. Il permet de comparer les pouvoirs oxydant et réducteur de différents couples : plus le potentiel redox d"un couple est élevé, plus le pouvoir oxydant de son oxydant est fort ; plus le potentiel est bas, plus le pouvoir réducteur de son réducteur est fort. Le potentiel rédox E dépend de la température, la pression, les concentrations, le pH. Dans les conditions standards (concentration : n o p Ecrire une équation d"oxydoréduction / Feuille 5

1 mol.L-1, pression = 1 bar), il est dit potentiel standard et ne dépend

plus que de la température : E° = E° (T). Lorsque deux couples oxydant/réducteur sont mis en présence, une réaction spontanée se produit entre l"oxydant du couple de plus haut potentiel (oxydant le plus fort) et le réducteur du couple de plus bas potentiel (réducteur le plus fort).

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Oxidation/Reduction Limits for H2O

Les réactions d’oxydoréduction

Méthode - pagesperso-orangefr

CEA LITEN Tutorial 22 –Batteries for Electric and Hybrid

IV - Utilisation des potentiels standards - La prévision des

Photoelectrochemical solar energy conversion

DM26 Oxydo-r´eduction I Inﬂuence de la complexation

FICHE METHODE

Ecrire une équation d"oxydoréduction

Problème à résoudre

Enoncé

Commentaire

Rappel des définitions

Oxydoréduction, oxydant, réducteur

Dans une réaction spontanée,

Méthode

Idée de la méthode

Description de la méthode

1 - élément chimique principal

2 - élément O, en introduisant autant de molécules H2O qu"il y

3 - élément H, en plaçant autant d"ions H+ qu"il y a d"atomes H à

équilibrer,

4 - charges électriques, en introduisant autant d"électrons e- que

Acronyme mnémotechnique : POHEL .

Nota 1 : la demi-équation s"écrit :

O (voir les exemples ci-après).

1 - Une demi-équation est écrite avec les électrons à gauche,

2 - Chacune est, au besoin, multipliée par un coefficient pour que

3 - Les deux demi-équations sont sommées pour obtenir

4 - Les éléments surnuméraires, c"est-à-dire qui interviennent en

Données

Résolution

O - Il n"y a pas d"O à équilibrer.

H - On équilibre les H : 2 H+ + ... = H2 + ...

Vérification

Exemple d"application n°2

Données

Résolution

A. Ecriture des deux demi-équations

P - On équilibre les Fe : Fe3+ +...= Fe2++...

O - Il n"y a pas d"O à équilibrer.

H - Il n"y a pas d"H à équilibrer.

P - Equilibre des Mn : MnO4- + ...= Mn2+ + ...

A. Ecriture de l"équation complète

1. Demi-équations

Fe2+ = Fe3+ + 1 e-

MnO4- + 8 H++ 5 e- = Mn2+ +4 H2O

2. Pour avoir le même nombre d"électrons des deux côtés, il suffit

5 Fe2+ = 5 Fe3+ + 5 e-

MnO4- + 8 H++ 5 e- = Mn2+ +4 H2O

3. Somme des deux demi-équations :

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H++ 5 e- ® 5 Fe3+ + 5 e- + Mn2+ +4 H2O

4. Les électrons s"éliminent (et il n"y a pas dans cet exemple

5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ ®® 5 Fe3+ + Mn2+ +4 H2O

Vérification

Compléments utiles

Forme oxydée / forme réduite

H+(aq) / H2(g)Cation métallique / Métal

Le couple H2O/H2La méthode POHEL donne :

2 H+ + 2 e- = H2et l"on constate que le couple H2O/H2 n"est en définitive pas autre

Potentiel redox

Rappels

1 mol.L-1, pression = 1 bar), il est dit potentiel standard et ne dépend

Potentiel standard à T = 25°C

S2O82-/SO42-2,01Volts

H2O2/H2O1,77

MnO4-/Mn2+1,51

AU3+/Au1,50

Cl2(g)/Cl-1,36

Cr2O72-/Cr3+1,33

Pt2+/Pt1,00

Ag+/ag0,80

Fe3+/Fe2+0,77

O2(g)/H2O20,68

I2/I-0,62

Cu2+/cu0,34

S4O62-/S2O32-0,09

H+/H20,00

Pb2+/Pb-0,13