Oxydoréduction : Cours et Exercices corrigés

Les réactions d’oxydoréduction sont des réactions dans lesquelles des électrons sont transférés entre réactifs. Par exemple, la rouille du fer, le blanchiment des cheveux, la production d’électricité dans les batteries résultent de réactions d’oxydoréduction.

Beaucoup de ces réactions mettent en jeu le dioxygène :

La plupart des réactions d’oxydoréduction ne nécessitent pas la présence de dioxygène. Par exemple, dans la réaction suivante :

un métal (qui a tendance à perdre un électron) réagit avec un non métal (qui a tendance à gagner un électron) . L’élément métallique (le sodium) cède un électron au non métal (le dichlore).

Par définition, une oxydation est une perte d’électrons et une réduction est un gain d’électrons.

I- Couple oxydant-réducteur

• On appelle oxydant une entité (atome, molécule ou ion) capable de capter au moins un électron (noté e‒) au cours d’une réaction chimique :
  • Oxydant = capteur d’électrons
• On appelle réducteur une entité (atome, molécule ou ion) capable de céder au moins un électron au cours d’une réaction chimique :
  • Réducteur = donneur d’électrons
• Un oxydant et un réducteur sont dits conjuguées et forment un couple redox (noté Oxydant/Réducteur) si on peut les relier par une demi-équation d’oxydoréduction :

Exemples :

II- L’état d’oxydation, le nombre d’oxydation

Dans une réaction d’oxydoréduction entre un métal et un non métal, il est facile de « suivre » le transfert d’électrons entre le réducteur et l’oxydant. Cela est plus difficile lorsque la réaction met en jeu deux non métaux. Pour « suivre » le transfert d’électrons, les chimistes ont construit un outil commode qui fait appel au nombre (ou degré) d’oxydation . Ce dernier permet de savoir si un élément chimique peut être réduit (il a gagné un ou des électrons) ou oxydé (il a perdu ou gagné un électron) qu’il soit seul ou engagé dans un édifice moléculaire ou ionique.

Nous allons donc attribuer à chaque élément chimique un nombre d’oxydation en suivant les règles suivantes :

Règle 1: Le nombre d’oxydation d’un élément dans un corps pur simple atomique ou moléculaire est égal à 0.

Règle 2: Le nombre d’oxydation d’un élément dans un ion monoatomique est égal à la charge de cet ion.

Règle 3: La somme de tous les n.o des éléments dans :

• une molécule neutre est égal à 0.

• un ion est égal à la charge de cet ion.

Règle 4: Dans des composés, les éléments métalliques ont des n.o positifs :

• Les éléments du groupe 1A (alcalins) ont toujours un n.o de +I.

• Les éléments du groupe 2A (alcalino-terreux) ont toujours un n.o de +II.

Règle 5 : Dans des composés, les éléments non métalliques suivants ont les n.o indiqués dans le tableau suivant:

Ces résultats peuvent s’expliquer en étudiant la structure de Lewis des molécules et à partir de l’électronégativité des éléments. Il faut noter des exceptions : pour l’élément oxygène, dans le peroxyde d’hydrogène H2O2 (eau oxygéné),n.o(O) = -I , pour l’élément hydrogène, dans les hydrures métalliques tels que LiH et NaH , n.o(H) = -I .

Quand on cherche à déterminer le n.o d’un élément, il faut retenir les points suivants :

• Le n.o d’un élément dépend des autres éléments présents dans le composé à l’exception des alcalins et alcalino-terreux dont les n.o sont toujours les mêmes.
• La règle 3 est toujours vérifiée.
• Quand on veut déterminer le n.o d’un élément qui n’est pas couvert par les règles 4 et 5 (comme le carbone), il faut utiliser la règle 3.

III- Pile électrochimique

Une pile est un générateur électrochimique (conversion d’énergie chimique en énergie électrique) dans lequel se déroule une réaction d’oxydoréduction entre deux couples redox. Il est constitué de deux parties (appelées demi-piles), reliées par un pont salin, comportant chacune un conducteur métallique (appelés électrode) en contact avec un milieu ionique (conducteur) appelé électrolyte.

• L’électrode où se produit une réduction est appelée la cathode ;
• L’électrode où se produit une oxydation est appelée l’anode.

Fonctionnement d’une pile :

• À l’intérieur de la pile, le passage du courant électrique est assuré par des ions (porteurs de charges) : les cations se déplacent dans le sens du courant (vers la borne + ) et les anions se déplacent en sens inverse (vers la borne – ) ;
• À l’extérieur de la pile, le passage du courant électrique est assuré par des électrons (porteurs de charge) : ils se déplacent de la borne – vers la borne + (sens inverse du sens conventionnel du courant) ;
• Le pont salin assure la continuité électrique et la neutralité électrique entres les deux demi-piles.

Réactions aux électrodes :

Les réactions aux électrodes se déduisent du sens de déplacement des électrons :

• Au pôle négatif de la pile, des électrons sont libérés selon la demi-réaction suivante (oxydation) :

(Le métal est consommé et des ions métalliques sont formés)

• Au pôle positif de la pile, les électrons qui arrivent sont captés selon la demi-réaction suivante (réduction) :

(Des ions métalliques sont consommés et des atomes métalliques sont formés)

Réaction de fonctionnement :

Lorsque la pile fonctionne, une réaction chimique à lieu dont l’équation correspond au bilan des réactions électrochimiques qui se déroulent à chacune des électrodes de la pile :

La pile transforme donc de l’énergie chimique en énergie électrique qu’elle transfère au circuit extérieur : c’est un générateur électrochimique. Une partie de l’énergie libérée est dissipée par effet Joule.

Lorsqu’on recharge un accumulateur, les espèces chimiques qui ont été consommées aux électrodes sont régénérées : le sens de la réaction d’oxydoréduction est inversé grâce à un apport d’énergie.

Pour plus de détails télécharger les documents ci-dessous:

Liens de téléchargement des cours sur les réactions d’Oxydoréduction

Liens de téléchargement des exercices corrigés sur les réactions d’Oxydoréduction

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Chimie des Solutions : Cours -Résumés-Exercices corrigés-Examens corrigés

Une solution est constituée d’une espèce chimique majoritaire appelée solvant et d’espèces chimiques minoritaires appelées solutés. Dans le cas d’une solution aqueuse l’eau joue le rôle de solvant. La molécule H2O est polaire, elle présente de ce fait, un pouvoir dissolvant important vis-à-vis des composés ioniques et les composés polaires.

Un électrolyte est une substance chimique qui, en solution aqueuse, se dissocie en ions et permet de ce fait la conduction de courant électrique. Les ions formés sont solvatés c’est-à-dire entourés de molécules de solvant (H2O)

Tables des matières du cours Chimie des Solutions

CHAPITRE I – EQUILIBRES ACIDO-BASIQUES

I- Généralités

I-1-Solution aqueuse

I-2-Electrolyte

I-3-Equilibre ionique

II- Acide, base, couple acido-basique

II-1-Définitions

II-2-Acides, bases et structure

II-3-Composé amphotère

II-4-Couple acido-basique

II-5- Equilibre ionique de l’eau : Autoprotolyse de l’eau

II-6 -Force des acides et des bases

II-6-1-Equilibre de dissociation d’un acide faible

II-6-2-Equilibre de dissociation d’une base faible

II-6-3- Relation entre Ka et Kb

II-6-4- Nivellement des acides forts et des bases fortes par le solvant.

II-6-5- Loi de dilution d’OSTWALD

II-6-6- Force relative de deux couples

III- pH de solutions aqueuse

III-1-pH d’une solution acide

III-1-a- Solution d’acide fort:

III-1-b-acide faible

III-2-pH de solution basique

III-2-a-base forte

III-2-b-base faible

III-2-c-Domaines de prédominance

III-3- Les sels

III-4- Mélange d’acides ou de bases

III-4-a-Mélange de deux acides forts

III-4-b-Mélange d’un acide fort et un acide faible

III-4-c-Mélange d’un acide faible et de sa base conjuguée

III-4-d- Pouvoir tampon

III-4-e- pH d’une solution d’ampholyte

IV- Indicateurs colorés

V-Dosage acido-basique

V-2-Salification d’un acide faible par une base fort

V-3-Salification d’une base faible par un acide fort

CHAPITRE II – EQUILIBRES DE SOLUBILITE – PRECIPITATION ET DE COMPLEXATION

I-Equilibre de solubilité-Précipitation

I-1-Solubilité

I-2-Expression du produit de solubilité Ks – solubilité dans l’eau pure

I-3- Condition thermodynamique de précipitation

I-4-Effet d’ions communs

I-5-Précipitations successives

I-6-Influence du pH sur la solubilité

I-6-1- cas de sels d’acides faibles

I-6-2- Cas d’hydroxydes métalliques

I-7-Effet de la température sur la solubilité

II-Equilibres de complexation

II-1-Définition d’un complexe

II-2-Constante de formation et de dissociation d’un complexe

II-3-Equilibres successifs de complexation

II-4- Complexations compétitives : prévision de réactions

II-5- Solubilité et complexation

II-6- Diagramme de prédominance complexe – ion central libre

CHAPITRE III – EQUILIBRES D’OXYDO-REDUCTION

I- Réaction d’oxydoréduction

I-1-Nombre d’oxydation

I-2-Equilibrage de réactions d’oxydo-réduction

I-3-Réaction de dismutation

II- Potentiel d’électrode

II-1-Demi-pile

II-2-Electrode

II-3-Potentiel d’électrode

II-4-Prévision du sens de la réaction d’oxydo-réduction dans les conditions standard

II-5-Loi de NERNST

III- Types d’électrodes

IV-Pile ou cellule galvanique

Enthalpie libre et constante d’équilibre d’oxydo-réduction

V- Notation conventionnelle d’une pile

VI- Pile de concentration

VII- Détermination indirecte de potentiel standard

VIII- Détermination de constantes d’équilibre

Exercice

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Chimie des électrolytes : Cours – Exercices et Examens corrigés

Electrolyte : Milieu (liquide, parfois solide) pouvant manifester une conductibilité ionique c’est à dire que les charges sont transportées par les ions.

La molécule d’eau peut être considérée comme un dipôle électrostatique du fait de la polarisation de la liaison O-H (différence d’électronégativité des atomes liés) et par la présence de 2 doublets non liants.

Electrode : Matériau pouvant manifester une conductibilité électronique c’est à dire que les charges sont transportées par les électrons

Circulation d’un courant électrique.

Lorsque l’on relie par un galvanomètre deux électrodes de nature différente plongées dans une solution aqueuse, on constate une déviation du galvanomètre. Cela constitue la preuve du passage d’un courant dans le circuit.

Dans le circuit extérieur, le courant électrique est dû à un déplacement d’électrons. Au niveau de la solution, le courant se traduit par un déplacement d’ions. Ainsi, la conductivité d’une solution représentera la capacité avec laquelle se déplaceront les ions.

Mesures de conductivités.

Elles sont réalisées grâce à un conductimètre. C’est un appareillage muni de deux plaques en platine platiné conductrices parallèles de section s, séparées par une distance l dont le principe est basé sur celui du pont de Wheastone. Le rapport k =l/s dépend de la cellule. Un courant alternatif entre les deux électrodes est appliqué afin d’éviter leur polarisation. La tension appliquée aux électrodes et le courant circulant dans la solution sont proportionnels. Les solutions ioniques se comportent comme des conducteurs ohmiques.

Conductivité équivalente

La conductivité spécifique n’est pas une grandeur pratique pour évaluer correctement les phénomènes de conduction dans les solutions. En effet, la même solution à diverses concentrations aura des conductivités différentes uniquement parce qu’un volume donné de ces solutions ne contiendra pas les mêmes quantités d’ions

La conductivité équivalente traduit l’aptitude d’un ion à transporter des charges électriques parmi les molécules d’eau de la solution.

Loi empirique de Kohlrausch

Lorsque la concentration ceq tend vers zéro, la conductivité équivalente devient indéterminée. Kohlrausch et ses collaborateurs, après avoir essayé de la déterminer expérimentalement, ont constaté deux comportements distincts des électrolytes à température donnée. En effet, la conductivité équivalente variait linéairement ou non en fonction de la racine carrée de la concentration suivant les solutions.

Plan du cours CHIMIE DES ELECTROLYTES  

CHAPITRE 1 : DEFINITIONS

CHAPITRE 2 : CONDUCTIVITE 

CHAPITRE 3 : REACTIONS D’OXYDO-REDUCTION                                      

CHAPITRE 4 : CONDUCTEURS ELECTRONIQUES

CHAPITRE 5 : ELECTROLYSE ET PILES

CHAPITRE 6 : DOSAGE OXYDO-REDUCTEUR 

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