Oxydo-réduction 2 : Construction d’une pile et prévision des réactions redox

 

 

 

 

 

 

I Notion de potentiel d’oxydo-réduction

 

1)    Potentiel rédox d’un couple d’oxydo-réduction

 

On peut attribuer à chaque couple oxydant-réducteur un potentiel redox standard E0 (en volt).

 

Le terme standard( symbolisé par le 0 en exposant) signifie que cette valeur de potentiel est uniquement valable lorsque l’on est dans des conditions où les concentrations des solutés sont égales à la concentration standard égale à 1 mol.L-1.

 

Par convention on attribue la valeur zéro au potentiel standard du couple (H+/H2(g))                       , ceci à toute température.

 

Les valeurs de ce potentiel standard sont données à 25°C par des tables. Vous trouvez ci-dessous les potentiels standard des couples rédox les plus couramment utilisés :

 

Pour avoir toujours la même présentation, on placera l’oxydant d’un couple à gauche et le réducteur de ce couple à droite

 


 

 

 

 

2)    Classement des oxydants et des réducteurs

Plus l’oxydant d’un couple est puissant, plus son potentiel redox est élevé. Par contre, la force d’un réducteur augmente quand son potentiel diminue.


 

 

Les couples plus réducteurs que (H+ /H2) ont donc un potentiel standard négatif.

 

Les couples plus oxydants que (H+ /H2) ont donc un potentiel standard positif.

 

 

II Prévision des réactions d’oxydo-réduction

 

1)      Comparaison des potentiels standard

 

Une réaction spontanée est une réaction qui se fait seule sans apport d’énergie extérieur, c’est à dire qui se produit naturellement.

 

Si on met en présence l’oxydant 1 du couple ( ox1/red1) avec le réducteur 2 du couple (ox2/red2), pour qu’il y ait réaction spontanée, il faut que le potentiel E(Ox1/Red1) soit supérieur au potentiel E(Ox2/Red2).

 

Application :

Peut-on avoir une réaction spontanée entre :      ( écrire la réaction-bilan lorsque la réaction est spontanée)

1)      Le zinc et les ions Fe2+ ?

2)      L’or et les ions Cu2+ ?

 

Solution :

1)      En se servant des couples donnés dans la liste précédente, faisons l’inventaire des couples dans lesquels interviennent les espéces mises en présence :

Le zinc intervient en tant que réducteur dans le couple (Zn2+/Zn)

L’ion fer(II) intervient en tant que réducteur dans le couple (Fe2+/Fe) et en tant qu’oxydant dans le couple (Fe3+/Fe2+).

Or une réaction rédox fait intervenir obligatoirement un oxydant et un réducteur donc, le zinc réducteur réagit avec l’ion Fe(II) oxydant. Les couples concernés sont : (Zn2+/Zn) et (Fe2+/Fe).

 

Plaçons sur un même axe vertical ces couples  rédox en les classant selon leur valeur de potentiel standard :

 

                          


entourons les espèces mises en présence :

 

Le potentiel de l’oxydant Fe2+( -0,44V) est supérieur au potentiel du réducteur Zn ( -0,76V). Par conséquent la réaction entre ces deux composés est spontanée.

La réaction s’écrit :

Fe2+   +    Zn   à     Fe  +   Zn2+

 

2)      De la même façon, les couples qui interviennent sont : (Au3+/Au) et ( Cu2+/Cu)

 

Le potentiel de l’oxydant Cu2+( 0,34V) est inférieur au potentiel du réducteur Au ( 1,50V). Par conséquent la réaction entre ces deux composés n’est pas spontanée : la réaction ne se fera pas.

 

 

On pourra considérer qu’une réaction rédox est totale quand l’écart entre le potentiel standard de l’oxydant et le potentiel standard du réducteur est supérieur à 0,3V.

 

3)    Application : attaque des métaux par des acides

Prenons l’exemple de l’attaque de l’acide chlorhydrique  ( H+   +  Cl- ) sur le cuivre.

Les couples faisant intervenir ces espèces sont :

(H+/H2), (Cu2+/Cu), (Cl2/Cl-). Classons ces couples et entourons les espèces mises en présence:

 

 

Il n’y a qu’un seul oxydant en présence. Par contre dans le milieu, on trouve deux réducteurs Cl- et Cu. Celui que l’on choisira est le réducteur le plus fort ( celui qui a le potentiel le plus bas) : Cu.

Dans cet exemple on voit que l’oxydant a un potentiel plus faible que le réducteur : la réaction n’aura pas lieu.

Le cuivre n’est  pas attaqué par l’acide chlorhydrique.

 

Cette conclusion est valable pour tous les métaux dont le potentiel est supérieur à 0V : on parle alors de métaux nobles. C’est le cas de l’or, de l’argent ….

 

Regardons le cas d’un métal de potentiel négatif comme le zinc :

 

 

Ici la réaction entre les ions H+ et le zinc est spontanée, le zinc est attaqué par l’acide chlorhydrique par la réaction suivante : Zn   +  2 H+   à Zn2+   +   H2

 

 Lorsqu’un métal de potentiel négatif est mis en présence d’une solution d’acide, ce métal est attaqué, on parle de métaux non-nobles.

 

 

III Construction d’une pile

 

1)    Description et fonctionnement

 

Que se passe-t-il quand on met en présence l’ion Cu2+ et le zinc ?

En faisant le même raisonnement que dans la partie précédente :


 

On en déduit qu’il va y avoir une réaction spontanée entre ces deux espèces :

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+

Pour l’instant on a mis en présence les deux espèces et le déplacement d’électrons se faisait à l’intérieur des la solution pour passer du réducteur à l’oxydant.

Nous allons essayer de séparer l’oxydant ( Cu2+) du réducteur (Zn) en les mettant dans deux récipients différents et en faisant circuler les électrons par un circuit extérieur.

 

On fait alors l’expérience suivante :

Relions entre eux par une bande de papier imbibée d’une solution conductrice (solution ionique)  les deux bechers suivants :

-         le premier contient une solution d’ions zinc (II) dans laquelle plonge un morceau de zinc métallique

-         le deuxième contient une solution de cuivre (II) dans laquelle plonge une lame de cuivre métallique

Si l’on relie la lame de cuivre et la lame de zinc par un conducteur électrique (avec une résistance électrique), on observe le passage d’un courant électrique mesuré par l’ampèremètre :

 

On observe que :

-         dans le becher de droite, l’ion cuivre Cu2+ se transforme en cuivre Cu : Cu2+ + 2 e- → Cu

-         dans le becher de gauche, le zinc se transforme en ion Zn2+ : Zn            Zn2+ + 2 e-

 

Les électrons circulent donc de la lame de zinc vers la lame de cuivre.

Attention , rappelons que le sens du courant électrique est l’opposé du sens de circulation des électrons. Par conséquent, l’ampèremètre mesure un courant qui va de la lame de cuivre vers la lame de zinc comme il est indiqué sur le schéma.

 

Animation

 

2)    Mesure d’une différence de potentiel

Dans la même expérience, un voltmètre branché entre les lames de cuivre et de zinc montre qu’il existe une tension électrique entre ces deux métaux. C’est le cuivre qui est à un potentiel supérieur à celui du zinc.

 

 

D’un point de vue électrique, on a provoqué le passage d’un courant dans un circuit électrique, on a ainsi réalisé un générateur électrique, une pile, dont la borne positive est constituée par le métal dont le potentiel est le plus élevé : on observe que le pôle positif correspond au cuivre donc au couple le plus oxydant.

 

Dans l’expérience faite précédemment, il y a effectivement passage de courant dans le circuit extérieur de la pile, on dit alors que la pile débite. On mesure alors une différence de potentiel ( notée souvent d.d.p) qui dépend du circuit entre les deux lames de la pile.

Par contre, on peut ne placer aux bornes de la pile qu’un voltmètre : le voltmètre à une impédance ( ou résistance électrique) très importante qui empêche le passage d’un courant. Dans ce cas, la pile de débite pas, les électrons ne circulent pas et la réaction :

Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ ne se fait pas.

On peut néanmoins mesurer une différence de potentiel aux bornes du voltmètre, appelée différence de potentiel à vide ou force électromotrice de la pile (notée f-é-m).

La force électro-motrice d’une pile est la différence de potentiel mesurée aux bornes de la piles au moyen d’un voltmètre lorsque celle-ci ne débite pas.

 

Par exemple :

La force électromotrice d’une pile dépend :

-         de la nature des couples utilisés

-         de la concentration des solutés

 

Lorsque la concentration des solutés est choisie égale à la concentration standard de 1 mol.L-1, la force électromotrice de la pile ne dépend alors que des potentiels standard des couples en présence :

f-é-m = E+  -  E- = E0+  -E0-

Où E0+ est le potentiel standard du couple le plus oxydant et E0- est le potentiel standard du couple le plus réducteur

 

3)    Vocabulaire :

 

Une lame métallique plongeant dans une solution du même ion métallique constitue une demi-pile. Pour faire une pile il faut deux demi-piles.

La lame métallique peut être appelée électrode.

Il faut de plus assurer une jonction électrique entre les deux demi-piles en utilisant une solution ionique imbibant un support solide. Cette jonction électrique est appelée « pont salin » ou « pont ionique ». C’est en général un papier filtre imbibé d’une solution de nitrate de potassium.

 

Animation

 

Application :

On veut réaliser des piles formées par l’association de deux demi-piles standard :

a) Pb2+ / Pb     b) Ag+ / Ag     

Prévoir pour cette pile :

-         la polarité des électrodes de plomb et d’argent

-         les réactions à chaque électrode et l’équation-bilan

-         la fem e

 

Solution :

Les potentiels standard des couples sont E0( Pb2+ / Pb) = -0,13 V      et E0(Ag+ / Ag) = 0,80 V

Le pôle positif correspondra au potentiel le plus élevé c’est à dire l’argent, le pôle négatif correspondra au plomb.

L’oxydant le plus puissant (Ag+) subira une réduction : dans la demi-pile (Ag+ / Ag)  on aura donc la demi-réaction :  Ag+   +   e-     à   Ag

Le réducteur le plus puissant (Pb) subira une oxydation : Pb     à   Pb2+  +   2 e-

Les électrons vont circuler de la lame de plomb à la lame d’argent. Le courant électrique se déplace en sens inverse : de l’argent au plomb. On a bien comment vu en cours d’électricité le courant qui circule de la borne + du générateur à la borne – du générateur.

 

Ag++ e- à Ag                    Pb à Pb2+  + 2 e-

Equation-bilan : 2 Ag+   +  Pb    à 2  Ag   +   Pb2+

Calcul de la f-e-m : e = E0+  -E0- = 0,80-(-0,13) = 0,93 V