PARTIE V : Transformations chimiques en solution aqueuse. CHAPITRE : Réactions d oxydo-réduction.

Transcription

1 PARTIE V : Transformations chimiques en solution aqueuse. CHAPITRE : Réactions d oxydo-réduction. Nombre d oxydation. Notions et contenus Exemples usuels : nom, nature et formule des ions thiosulfate, permanganate, dichromate, hypochlorite, du peroxyde d hydrogène. Potentiel d électrode, formule de Nernst, électrodes de référence. Diagrammes de prédominance ou d existence. Aspect thermodynamique. Dismutation et médiamutation. Capacités exigibles (CE) Prévoir les nombres d oxydation extrêmes d un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. Identifier l oxydant et le réducteur d un couple. Décrire le fonctionnement d une pile à partir d une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d électrodes. Déterminer la capacité d une pile. Utiliser les diagrammes de prédominance ou d existence pour prévoir les espèces incompatibles ou prévoir qualitativement ou quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydo-réduction. Prévoir quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydo-réduction. L oxydo-réduction en coiffure : L oxydo-réduction et alimentation : Oxydo-réduction et métabolisme : Etude aérobiomécanique d'un cycliste soumis à des tests de pédalage. Son corps est alors le siège de modifications métaboliques importantes, en particulier de réactions d'oxydoréduction. Vidéo n 1 : Une réaction d oxydo-réduction oscillante : 1

2 L oxydo-réduction et les hauts fourneaux : Depuis des siècles, la production de fonte brute dans des hauts-fourneaux joue un rôle économique primordial. Est également fondamental, le processus en haut-fourneau dans lequel du minerai de fer (oxydes de fer, d'autres métaux et de Si) est converti en fonte brute ; il s'agit d'un phénomène d oxydo-réduction. Coulée de fonte en bas du haut-fourneau 2

3 I- Un petit lexique sur l oxydo-réduction. Document 1 : Document 2 : Document 3 : Document 4 : Un couple rédox est l association d un réducteur et de son oxydant conjugué liés par un échange d électrons symbolisé par une demi-équation rédox : Ox + n e - Red On parle de forme réduite et de forme oxydée du couple : Ox / Red Exemples: Cu 2+ (aq) + 2 e - = Cu (s) ; l ion Cu 2+ est un oxydant et le métal Cu est le réducteur. Document 5 : Équilibrer une demi-équation d oxydo-réduction en milieu acide Vidéo n 2 : Méthode : 3

4 Document 6 : Équilibrer une demi-équation d oxydo-réduction en milieu basique Vidéo n 3 : Méthode : Travail à faire : 1- Donner trois façons de définir les mots oxydation et réduction. (Documents 1, 2 3 et document sur les hauts fourneaux) 4

5 2- Définir les mots oxydant et réducteur en solution aqueuse. (Documents 1, 2) 3-Donner des exemples de couples rédox en vous appuyant sur les documents précédents. (Documents 1, 2 3 et document sur les hauts fourneaux) 4- On donne les couples rédox : MnO - 4 / Mn 2+ ; S 2 O 2-3 / S ; Cr 2 O 2-7 / Cr 3+ ; ClO - / Cl - ; H 2 O 2 / H 2 O ; O 2 / - H 2 O 2 et MnO 4 / MnO 2. Nommer les oxydants et réducteurs appartenant à ces couples. 5

6 5- Équilibrer les demi-équations rédox associées aux couples rédox suivants en milieu acide ou neutre : MnO - 4 / Mn 2+ ; S 2 O 2-3 / S ; Cr 2 O 2-7 / Cr 3+ ; ClO - / Cl - ; H 2 O 2 / H 2 O ; O 2 / H 2 O Équilibrer la demi-équation rédox associée au couple rédox suivant en milieu basique : MnO 4 / MnO 2. 6

7 II- Nombre d oxydation. Vidéo n 4 sur les nombres d oxydation : Document 1 : une première approche de la notion de nombre d oxydation. Il sert à caractériser l état d oxydation d un élément dans une espèce chimique ; il est écrit en chiffres romains, il est noté : NO(X). Pour un ion monoatomique : le n.o. de l élément est égal à la charge algébrique de l ion. Exemples: Fe 2+ : n.o(fe) = + II Cl - : n.o(cl) = - I Pour une molécule ou un ion polyatomique : le n.o. d un élément dans une molécule ou un ion polyatomique est la charge fictive que porteraient ses atomes après rupture de toutes les liaisons covalentes : - les doublets des liaisons hétéroatomiques étant attribués à l atome le plus électronégatif, - les électrons des liaisons homoatomiques se répartissant en nombre égal sur chaque atome. Document 2 : Quelques règles simplifiées de calculs. v Pour un corps simple : le n.o. de l élément est égal à 0 (exemples : O 2, F 2 ). v Pour une molécule : la somme des n.o. des éléments constitutifs est nulle. v Pour un ion : la somme des n.o. des éléments constitutifs est égale à la charge de l ion. v Pour la molécule d un corps composé ou pour un ion polyatomique le n.o. attribué à l élément O est II et celui attribué à l élément H est + I si ces éléments sont présents ; attention, il y a des exceptions (cas d espèces contenant l élément F, cas d espèces contenant la liaison covalente O O) On retient : La somme des nombres d oxydation de tous les atomes de l édifice chimique est égale à la charge globale de cet édifice chimique. Remarques : Le nombre d oxydation maximal d un élément «représentatif» du tableau périodique (colonnes 1, 2, 13 à 18) ne peut être supérieur au nombre d électrons de la couche externe. Il peut arriver, lorsqu il y a plusieurs atomes du même élément dans un composé, que le calcul conduise à un nombre d oxydation fractionnaire. On est alors amené à considérer que tous les atomes de l élément considéré ne sont pas au même nombre d oxydation. 7

8 Document 3 : Cas particuliers pour H et O. Nombres d oxydation de l élément hydrogène Cas général : n.o.(h) = + I Cas des hydrures: NaH (Na + + H - ), CaH 2 (Ca H - ) : n.o.(h) = - I - I 0 + I n.o. hydrures H 2 majorité des composés (NaH, CaH 2 ) (HX, H 2 O ) Nombres d oxydation de l élément oxygène Cas général : n.o.(o) = - II Cas des peroxydes : Na 2 O 2, BaO 2, H 2 O 2 (peroxyde d hydrogène) : n.o.(o) = - I - II - I 0 composés usuels peroxydes O 2 (H 2 O, OH -, oxydes ) (H 2 O 2, Na 2 O 2 ) O 3 n.o. Document 4 : Utilisation et interprétation de la valeur du no. 1. L oxydation d un élément correspond à une augmentation de son n.o. 2. La réduction d un élément correspond à une diminution de son n.o. 3. La variation du n.o. d un élément chimique dans deux espèces est égal au nombre d électrons qui interviennent dans l écriture de la demi-équation électronique du couple rédox formé par les deux espèces. 4. On peut classer des composés contenant tous le même élément chimique suivant le nombre d oxydation de cet élément. Travail à faire : 1- Exploitation du document 1 : Pour chaque entité, donner son schémas de Lewis et déterminer la valeur du no de chaque atome constitutif. - H 2 O ; HCl ; SO 2 ; MnO 4 ; S 2 O 2-3 (un atome de soufre est central, tous les autres atomes lui sont liés), CO 2 8

9 2- Exploitation des documents 2 et 3 : Calculer la valeur du no des atomes combinés aux atomes - 2- d oxygène dans les entités suivantes : MnO 4 ; Cr 2 O 7 ; ClO - ; H 2 O Exploitation des documents 2 et 3 : Calculer les no des atomes dans les entités suivantes : I 3 ; O 3 et S 2 O 2-3 (atome de soufre). Commenter. 4- Exploitation du document 4 : Soit le couple rédox Fe 2+ / Fe, écrire la demi-équation d oxydation des atomes de fer en ion fer II, Illustrer les items 1 et 3 de ce document. 9

10 5- Exploitation du document 4 : Soit le couple rédox MnO - 4 / Mn 2+, écrire la demi-équation de réduction des ions permanganate en ions manganèse II, illustrer les items 2 et 3 de ce document. 6- Exploitation du document 4 : Dire si les espèces suivantes constituent un couple rédox, si oui identifier l oxydant et le réducteur du couple : NO et NO ; H 2 SO 4 et SO 4 ; C et CO 2. (Item 4) BO : Identifier l oxydant et le réducteur d un couple. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 10

11 7-Application: Donner le nombre d oxydation du chlore dans les entités suivantes (no(cl)) : Cl - ; Cl 2 ; ClO - ; ClO - 2 ; ClO - 3 ; ClO - 4. Une de ces espèces donne le no maximal du chlore, à quoi correspond cette valeur maximale pour le chlore? (Nombre d électrons externes, numéro de colonne de la classification périodique). Faire le lien avec l élément manganèse dans l espèce MnO - 4.(Documents 1, 2, 3 et 4) BO : Prévoir les nombres d oxydation extrêmes d un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 8- Quels sont les nombres d oxydation extrêmes du carbone, du phosphore et du soufre en relation avec leurs places respectives dans la classification périodique des éléments? (Document 2) BO : Prévoir les nombres d oxydation extrêmes d un élément à partir de sa position dans le tableau périodique. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 11

12 III- Pile électrochimique, potentiel d électrode, électrodes de référence. Document 1 : La pile Daniell Vidéo n 5 sur la pile Daniell : La pile Daniell a été inventée par le chimiste britannique John Daniell en 1836 au moment où le développement du télégraphe faisait apparaître un besoin urgent de sources de courant sûres et constantes. La pile électrique Daniell est constituée d'une anode (lame de zinc plongée dans une solution contenant du sulfate de zinc) et d'une cathode (lame de cuivre plongée dans une solution contenant du sulfate de cuivre). Les deux solutions sont reliées par un pont salin (solution de chlorure de potassium KCl ou de nitrate de potassium KNO 3 qui sert à équilibrer les charges). Document 2 : la pile Daniell Schéma : e - ma i Zn Cu Pont électrolytique (ex : K + + Cl - ) [Zn 2+ ] = 1 mol/l [Cu 2+ ] = 1 mol/l demi-pile demi-pile ou demi-cellule ou électrode(1) (2) Le pont électrolytique ou pont salin est constitué par un tube en U qui contient une solution concentrée et gélifiée d un sel très soluble et très conducteur. Il assure la fermeture du circuit électrique où la conduction est assurée par des ions. Mesures : Elles donnent les polarités. Ampèremètre le sens de circulation du courant : du pôle + vers le pôle - Voltmètre f.é.m. E (Cu/Zn) = 1,10 V (tension en circuit ouvert, ou à vide) Cette force électromotrice est une différence de potentiel entre les deux électrodes. Document 3 : Représentation conventionnelle des piles Il existe une représentation conventionnelle des piles : on place le pôle négatif à gauche, le pôle positif à droite, et on sépare chaque espèce par un trait (/), le pont électrolytique (ou tout autre dispositif de jonction) étant symbolisé par un double trait (//) 12

13 Document 4 : Potentiel d électrode (potentiels d oxydoréduction ou potentiel rédox) La f.é.m. de la pile Cu/Zn peut s écrire comme la différence de deux termes : les potentiels des deux couples. E (Cu/Zn) = E + - E - = E (2) E (1) = E (Cu 2+ /Cu) E (Zn 2+ /Zn) Avec : E (Cu 2+ /Cu): Potentiel rédox du couple Cu 2+ /Cu, ou potentiel de l électrode (2), E (Zn 2+ /Zn): Potentiel rédox du couple Zn 2+ /Zn, ou potentiel de l électrode (1). Le potentiel rédox d un couple (ou potentiel d électrode) est une grandeur associée à la demi-pile comportant le couple considéré. Document 5 : Document 6 : Électrode de référence D après ce qui précède, on ne peut mesurer que des différences de potentiel. Pour connaître le potentiel rédox d un couple, il faut donc disposer d une référence. Electrode standard à hydrogène (E.S.H.) H + (aq) / H 2(g) / Pt 2 H + (aq) + 2 e - = H 2 (g) Electrode à hydrogène : Electrode standard à hydrogène (E.S.H.) : p H2 = 1 atm [ H+] = 1 mol/l, d où ph = 0 E (H + (aq)/h 2(g)) = 0,00 V à toute température, par convention Remarque : si l électrode à hydrogène n est pas dans les conditions standard, on la nomme électrode quelconque à hydrogène (E.Q.H.), et son potentiel E est différent de zéro. 13

14 Document 7 : L électrode au calomel saturée Le système électrochimique de l'électrode est constitué de : Hg 2 Cl 2 / Hg / Cl -, KCl saturé. Le potentiel de cette électrode est : E = 0,244 V à 25 C, dans KCl saturé. Cette électrode est utilisée comme électrode de référence pour les dosages ph-métriques et pour la plupart des dosages potentiométriques exceptés ceux où les ions chlorures seraient susceptibles de réagir avec un composé présent dans la solution, comme avec les ions Ag + avec lesquels les ions chlorures forment un précipité, AgCl, dans quel cas on utilisera une électrode au sulfate mercureux.. Document 8 : L électrode d Argent Document 9 : Mesure d un potentiel rédox Pour mesurer le potentiel E Ox/Red du couple Ox/Red ; on constitue la chaîne électrolytique : Ox/Red couple rédox H + (aq) / H 2 (g) / Pt à étudier, dans des conditions données de dans les conditions standard température, éventuellement de ph E.S.H. Par convention : U Ox/Red / E.S.H. = E Ox/Red 14

15 Le potentiel rédox ou potentiel d électrode du couple Ox/Red par rapport à l E.S.H. est la d.d.p. (en circuit ouvert) entre l électrode du couple Ox/Red et l E.S.H. U Ox/Red/E.S.H. = E Ox/Red E (E.S.H.) = E (couple à étudier) E (référence) E Ox/Red est une grandeur algébrique, positive ou négative. E Ox/Red dépend du couple Ox/red, de la température et des activités des espèces. Travail à faire : 1- Donner la représentation conventionnelle de la pile Daniell. (Document 3) 2- Justifier les polarités de la pile Daniell. (Document 2) BO : Décrire le fonctionnement d une pile à partir d une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d électrodes. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 3- Donner les équations des réactions aux électrodes ainsi que l équation bilan lorsque la pile débite. (Documents 1 et 2) BO : Décrire le fonctionnement d une pile à partir d une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d électrodes. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 4- définir anode et cathode (Documents 1 et 2) 15

16 5- Expliquer l extrait du document 1 suivant : «Les deux solutions sont reliées par un pont salin (solution de chlorure de potassium KCl ou de nitrate de potassium KNO 3 qui sert à équilibrer les charges)», en détaillant le rôle du pont salin dans le cas de la pile Daniell. (Documents 1 et 2) BO : Décrire le fonctionnement d une pile à partir d une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d électrodes. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 6- Application : (Documents 1 ; 2 ; 3 ; 4 et 5) Données : M Zn = 65,4 g.mol -1 ; M Cu = 63,5 g.mol -1 ; la valeur du Faraday : 1 F = C.mol -1. BO : Décrire le fonctionnement d une pile à partir d une mesure de tension à vide ou à partir des potentiels d électrodes. BO : Déterminer la capacité d une pile. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 16

17 7- Que doit vérifier une électrode pour servir d électrode de référence. (Documents 6 ; 7 et 8) 8- L électrode d Argent est la plus utilisée de nos jours en démarche expérimentale, pourquoi? 17

18 9- Applications : Caractéristiques électriques de piles (un peu de physique ) BO : Déterminer la capacité d une pile. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 18

19 IV- Potentiel rédox standard, formule de Nernst. Document 1 : Potentiel rédox standard. Vidéo n 6 about Standard Reduction Potentials : Si le couple Ox/Red à étudier est dans les conditions standard, alors E Ox/red = E Ox/Red et E Ox/Red est appelé potentiel rédox standard ; il caractérise le couple rédox Ox/Red ; il ne dépend que de la température. Le potentiel rédox standard d un couple Ox/Red est la d.d.p. en circuit ouvert entre l électrode du couple Ox/Red, dans les conditions standard et l E.S.H. U Ox/Red/E.S.H. = E Ox/Red E E.S.H. = E Ox/Red 0 = E Ox/Red Plus E est élevé, plus la forme oxydée du couple a un pouvoir oxydant élevé. Plus E est élevé, plus la forme réduite du couple a un pouvoir réducteur faible. Pour les ampholytes rédox : E est moyen ; on les trouve dans le milieu du tableau (par exemple, E (I 2 /I - ) = 0,54 V). Document 2 : Les conditions standards Dans les conditions standard, les quantités de matière et l état physique des constituants doivent être définis. La température est fixée : en général elle vaut 298K (25 C) L état physique des éléments est le plus stable à la température fixée. Exemples : L eau est liquide, L oxygène est sous sa forme gazeuse de dioxygène O 2. Les quantités de matières sont telles que l activité de tous les constituants est égale à 1. Document 3 : Expression d un potentiel rédox : loi de Nernst Quand un couple rédox n est pas utilisé dans les conditions standard, il faut pouvoir calculer la valeur de son potentiel. α Ox + β B + + n e - = α Red + β C +. E Ox/Red Avec R = 8,314 J.K -1.mol -1 ; T température en K (Kelvin) et F = C.mol -1 (Le Faraday qui est la quantité d électricité transportée par une mole d électrons). ln x = 2,30 log x ; le calcul est le plus souvent fait à 25 C soit 298 K ; On a alors La relation devient : á â = 0 RT a Ox a B E Ox/Red + ln á' nf a a â' RT 2,3 = 0,059V F Red 0,059 C a á â = 0 Ox B E Ox/Red E Ox/Red + log á' à 25 C. n a â' Red a C On écrit en fait une expression simplifiée faisant intervenir les expressions des activités. a 19

20 Travail à faire : 1-À partir de l extrait du document 1 : «Pour les ampholytes rédox : E est moyen ; on les trouve dans le milieu du tableau (par exemple, E (I 2 /I - ) = 0,54 V)», définir et illustrer le terme «ampholyte rédox» 2- Appliquer la loi de Nernst (à 25 C) aux couples suivants : Fe 3+ / Fe 2+ ; MnO - 4 / Mn 2+ ; Cu 2+ / Cu ; O 2 / H 2 0 et Hg 2 Cl 2 (s) / Hg(l) (Conclure sur ce couple si la solution est saturée en ion Cl - ) (Documents 2 et 3) 20

21 V-Réactions d oxydo-réduction. Document 1 : Calcul de la constante d équilibre K 0 d une réaction d oxydo-réduction Une réaction d oxydoréduction (ou réaction rédox) met en jeu deux couples rédox. En solution aqueuse une oxydation ne peut avoir lieu sans être couplée avec une réduction : Les échanges électroniques entre l oxydant d un couple 1 et le réducteur du couple 2 se font par contact direct. Dans une pile électrochimique, les électrons sont échangés par l intermédiaire des conducteurs métalliques du circuit extérieur. Construction de l équation de la réaction d oxydoréduction à partir des deux demi-équations rédox. 21

22 Document 2 : Prévision des réactions d oxydo-réduction. On reprend le tableau comparatif de la force des oxydants et des réducteurs mais en donnant une échelle des potentiels standard associés aux couples rédox. La réaction est d autant plus totale que les potentiels rédox des deux couples sont plus éloignés ; la réaction peut être considérée comme totale si ΔE > 0,3 V. Remarque: une réaction thermodynamiquement possible peut ne pas être observée, si sa cinétique est trop lente. Document 3 : Prévision des réactions avec le formalisme du gamma. Généralisation : Force croissante de l oxydant Ox1 Red1 Ox2 Red2 Force croissante du réducteur Dans le cas d une réaction d oxydoréduction spontanée, c est l oxydant le plus fort qui réagit avec le réducteur le plus fort : pouvoir réducteur de Red 2 >> pouvoir réducteur de Red 1 ; et donc : pouvoir oxydant de Ox 1 >> pouvoir oxydant de Ox 2. Plus un corps perd facilement des électrons, plus son pouvoir réducteur est grand. Plus un corps gagne facilement des électrons, plus son pouvoir oxydant est grand. Les FORTS Les faibles Si pouvoir réducteur de Red 2 >> pouvoir réducteur de Red 1, cela implique que le pouvoir oxydant de Ox 1 >> pouvoir oxydant de Ox 2 et la réaction précédente est totale dans le sens 1. Ainsi il est fréquent d observer une réaction totale dans le sens direct 1, et impossible à réaliser thermodynamiquement dans le sens indirect 2. Document 4 : Diagrammes de prédominance. Comme pour les équilibres acido-basiques pour lesquels la prédominance des espèces en fonction du ph dépendait de la valeur des pka, on peut définir pour les couples rédox des domaines de prédominance en fonction de la valeur du potentiel d'équilibre de la solution. La prédominance des espèces est alors fonction de la valeur des potentiels standard des couples par la relation de Nernst. Document 5 : Diagrammes d existence. Lorsqu une des deux espèces intervenant dans le couple n est pas dissoute, on ne peut plus définir sa concentration dans la solution. Le cas se produit en particulier lorsque cette espèce est solide. Sa présence est alors conditionnelle: elle est présente ou absente. On définit donc un domaine d existence de l espèce condensée. La frontière correspondra à l apparition du 1 er cristal de solide. La frontière correspond à l apparition du solide dans une solution qui contient l autre forme du couple. Nous aurons cette fois un domaine d existence de l espèce solide. 22

23 Document 6 : Conventions de tracé. Pour définir la frontière entre les deux domaines de prédominance, on a trois conventions : Convention n 1 : Sur la frontière, il y a égalité des concentrations molaires des deux espèces solubles, cette concentration étant fixée arbitrairement à C tracé = C 0 Cr 2 O H e - 2 Cr H 2 O E = 1,33 + 0,01 log ([Cr 2 O 7 2- ] [ H + ] 14 /[Cr 3+ ] 2 ) E = 1,33 0,14 ph + 0,01 log ([Cr 2 O 7 2- ] / [Cr 3+ ] 2 ) Sur la frontière : [Cr 2 O 7 2- ] = [Cr 3+ ] = C 0 donc Efrontière =1,33 0,14pH 0,01 log C 0 Convention n 2 : On fixe arbitrairement une concentration totale C 0 en espèces dissoutes avec égalité des concentrations des 2 espèces dissoutes sur la frontière. Sur la frontière : [Cr2O7 2- ] = [Cr 3+ ] et C 0 = [Cr2O7 2- ] + [Cr 3+ ] [Cr 3+ ] = C 0 /2 et [Cr2O7 2- ] = C 0 /2 donc Efrontière =1,33 0,14 ph - 0,01 log C 0 /2 Convention n 3 : On fixe arbitrairement une concentration totale C 0 en élément avec égalité des concentrations atomiques des 2 espèces sur la frontière. Sur la frontière : 2. [Cr2O7 2- ] = [Cr 3+ ] et C 0 = 2. [Cr2O7 2- ] + [Cr 3+ ] [Cr 3+ ] = C 0 /2 et [Cr2O7 2- ] = C 0 /4 donc Efrontière =1,33 0,14pH 0,01 log C 0 Document 7 : Discussion extraite du forum prépa.org à propos de la dismutation et de la médiamutation : Médiamutation et Dismutation??? Par Supman88» Lun Mars 05, :20 am Bonjour, Pourriez-vous me dire ce que sont une "médiamutation" et une "dismutation" dans les oxydoréductions SVP? Merci. Supman88 Par RP1700» Lun Mars 05, :44 am Médiamutation : on part de deux degrés d'oxydation différents d'un même élément et on arrive à un degré intermédiaire, par exemple Cu + Cu 2+ = 2 Cu + (degré 0 + degré 2 -> degré 1) Dismutation : on part d'un même degré d'oxydation et on arrive à 2 degrés différents et de part et d'autre du degré initial : 2 Cu + = Cu + Cu 2+ (degré 1 -> degré 0 + degré 2) 23

24 Document 8 : Calcul du potentiel standard d un couple rédox. 24

25 Travail à faire : 1- Cas de la pile Daniell : Établir et calculer la constante d équilibre de la réaction spontanée se produisant lorsque la pile débite, on donne : E 0 (Cu 2+ / Cu) = 0,34 V et E 0 (Zn 2+ / Zn) = - 0,76 V. Conclure sur l aspect thermodynamique. (Document 1) BO : Prévoir quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydoréduction. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 2- Répondre aux mêmes questions pour la réaction de réduction des ions permanganate par les ions fer II, on donne : E 0 (MnO - 4 / Mn 2+ ) = 1,51 V et E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) = 0,77 V. (Document 1) BO : Prévoir quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydoréduction. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 25

26 3- Illustrer à l aide de la règle du gamma les deux situations précédentes, et conclure sur la prévision des espèces incompatibles et prévoir qualitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé de ces réactions d oxydo-réductions. (Documents 2 et 3) BO : Utiliser les diagrammes de prédominance ou d existence pour prévoir les espèces incompatibles ou prévoir qualitativement ou quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydoréduction. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 26

27 4-Par analogie avec les diagrammes de prédominances acido-basiques vus en terminale S, établir les domaines de prédominance des espèces du couple Fe 3+ / Fe 2+, on donne : E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) = 0,77 V. Est-il utile de préciser, dans ce cas là, le convention de tracé choisie? (Documents 4 et 6) 5- Tracer les domaines de prédominances des espèces du couple Cr 2 O 2-7 / Cr 3+ à ph = 0, on utilisera les conventions de tracé 1 et 3 et une concentration de tracé c tracé = c 0 = 1, mol.l -1. On donne : E 0 (Cr 2 O 2-7 / Cr 3+ ) = 1,33 V. (Documents 4 et 6) 27

28 28

29 6- Tracer les domaines d existences des espèces du couple Fe 2+ / Fe, en prendra comme concentration de tracé c tracé = c 0 = 1, mol.l -1. On donne : E 0 (Fe 2+ / Fe) = -0,44 V. (Documents 5 et 6) Superposer au diagramme trouvé à la question 4, mettre en relation avec le document 7. BO : Utiliser les diagrammes de prédominance ou d existence pour prévoir les espèces incompatibles ou prévoir qualitativement ou quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydoréduction. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 29

30 7- Tracer les domaines d existences des espèces du couple Cu 2+ / Cu + et Cu + / Cu, en prendra comme concentration de tracé c tracé = c 0 = 1, mol.l -1. On donne : E 0 (Cu 2+ / Cu + ) = 0,16 V ; E 0 (Cu + / Cu) = 0,52V. (Documents 4 ; 5 et 6) Mettre vos résultats en relation avec le document 7. BO : Utiliser les diagrammes de prédominance ou d existence pour prévoir les espèces incompatibles ou prévoir qualitativement ou quantitativement le caractère thermodynamiquement favorisé ou défavorisé d une réaction d oxydoréduction. seul avec un camarade Avec un appel professeur partiellement réussi 8- Tracer les domaines d existences des espèces du couple Cl 2 (g) / Cl - (aq), en prendra comme concentration de tracé c tracé = c 0 = 1, mol.l -1 et P tracé = P 0 = 1 bar. On donne : E 0 (Cl 2 (g) / Cl - (aq) = 1,36 V. (Documents 5 et 6) 30

31 9- Application : Calculer le potentiel standard E 0 (IO - 3 / I - ) du couple IO - 3 / I - ; On donne : E 0 (IO - 3 / I 2 ) = 1,2 V ; E 0 (I 2 / I - ) = 0,54 V. 31

32 Documents complémentaires : Classement des couples rédox : 32

33 33

34 34