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Chimie 30

Guide de préparation pour l’examen final

Sujet B:Transformations Électrochimiques

Le curriculum30–B1.1c définir l’oxydation et la réduction du point de vue opérationnel et théorique.30–B1.2c définir les termes suivants : agent oxydant, agent réducteur, nombre d’oxydation, demiréaction, dismutation.30–B1.3c faire la distinction entre les réactions d’oxydoréduction et d’autres réactions en utilisant les demi-réactions ou les nombres d’oxydation.30–B1.4c préciser les transferts d’électrons, les agents oxydants et les agents réducteurs dans les réactions d’oxydoréduction qui ont lieu dans la vie quotidienne, dans les systèmes vivants (ex. : respiration cellulaire et photosynthèse) et inanimés, c’est-à-dire la corrosion.30–B1.5c comparer la force relative des agents oxydants et réducteurs d’après des données empiriques.30–B1.6c prédire la spontanéité d’une réaction d’oxydoréduction d’après les potentiels standard de réduction et comparer ces prédictions aux résultats expérimentaux.30–B1.7c écrire et équilibrer les équations de réactions d’oxydoréduction en solution acide et neutre :• en utilisant les équations des demi-réactions tirées d’un tableau de potentiels standard de réduction;

en établissant les équations de demi-réactions simples d’après l’information fournie sur des transformations par oxydoréduction;

en attribuant des nombres d’oxydation, s’il y a lieu, aux espèces subissant une transformation chimique.

30–B1.8c calculer les quantités de substances qui entrent en jeu dans les titrages par oxydoréduction.30–B2.1c définir les termes suivants : anode, cathode, anion, cation, pont salin/cloison poreuse, électrolyte, circuit externe, alimentation électrique, pile voltaïque et pile électrolytique.30–B2.2c déterminer les similarités et les différences entre le fonctionnement d’une pile voltaïque et celui d’une pile électrolytique.30–B2.3c prédire et écrire l’équation de la demi-réaction qui se produit à chaque électrode dans une pile électrochimique.30–B2.4c reconnaître que les réactions prédites ne se produisent pas toujours, ex. : dans le cas de la production de chlore gazeux par électrolyse de la saumure.30–B2.5c expliquer que la valeur du potentiel standard de réduction est établie en prenant pour référence 0 volt fixé pour l’électrode d’hydrogène dans les conditions standard.30–B2.6c calculer les valeurs des potentiels standard de piles pour diverses piles électrochimiques.30–B2.7c prédire la spontanéité ou non-spontanéité des réactions d’oxydoréduction d’après la valeur calculée du potentiel standard de pile et la position relative des équations des demiréactions dans un tableau de potentiels standard de réduction.30–B2.8c calculer la masse, les concentrations, le courant et le temps pour des piles voltaïques et électrolytiques simples en appliquant la loi de Faraday et la stœchiométrie.

Concepts clés :oxydationréduction

agent oxydantagent réducteur

spontanéitéréaction d’oxydoréduction

nombre d’oxydationdemi-réactiondismutation

potentiel standard de réductionpile voltaïque

pile électrolytiqueélectrolyse

potentiel standard de pileloi de Faraday

corrosion

Oxydation: la perte d'un ou plus électrons par une substance pendant une réaction chimique.

agent oxydant (AO/OA): une substance qui cause l'oxydation d'une autre Ils ont l'habileté de prendre des électrons d'une autre substance. Pendant le

processus, l'AO lui-même est réduit.

Réduction: le gain d'u ou plus électrons par une substance pendant une réaction chimique

agent réducteur (AR/RA): une substance qui cause la réduction d'une autre Ils ont l'habileté de donner des électrons à une autre substance. Pendant le

processus, l'AR lui-même est oxydé

La réduction et l'oxydation arrivent au même temps - le processus complet c'est l'oxydoréduction ("redox").

La spontanéité des Réactions: Une réaction spontanée se passe si l'AO est assez fort pour enlever des électrons de l'AR. Leur force relative est déterminée par leur position dans le tableau.

Équilibrer des Demi-Réactions dans des solutions acides ou basiques1. Écris des demi-réactions non-équilibrées2. Équilibre les atomes autres que l'oxygène et l'hydrogène en premier.3. Équilibre les atomes d'oxygène en ajoutant des molécules d'eau.4. Équilibre les atomes d'hydrogène en ajoutant des ions d'hydrogène.Si ta réaction se passe dans une solution acide, passe à #8.Si ta réaction se passe dans une solution basique, passe à #5.5. Ajuste pour les conditions basiques en ajoutant aux deux côtés le même nombre d'ions d'hydroxyde que d'ions hydrogène déjà présents.6. Simplifie l'équation en combinant des ions hydrogène et hydroxyde qui apparaissent sur le même côté de la réaction en molécules d'eau.7. Annule des molécules d'eau présents sur les 2 côtés.8. Équilibre les charges en ajoutant des électrons.Lorsque tu as 2 demi-réactions équilibrées, tu peux les ajouter (en faisant certain d'équilibrer les électrons) pour obtenir la réaction oxydoréduction équilibrée.

La dismutationLorsque la même substance agit comme AO/AR. Certains atomes/molécules de cette substance gagnent des électrons tandis que d'autres en perdent.

État d'Oxydation : la charge nette qu'un atome aurait si les électrons d'une liaison covalente appartiennent entièrement à l'atome plus électronégative

Nombre d'Oxydation: sont positives ou négatives (entiers ou fractions) qui représentent l'état d'oxydation d'un atome.

Nombres d'Oxydation Communs:o Éléments = 0o Dans un composé, hydrogène = +1; Dans des hydrides métalliques (ex.

LiH), hydrogène = -1o Dans un composé, oxygène = -2; les peroxydes (ex. H2O2), oxygène = -1o Ions monoatomiques = leur charge actuelle

Donner des nombres d'oxydation:o Donne tous les nombres communs en premier.o La somme des nombres d'oxydation dans un composé neutre doit être 0.o La somme des nombres d'oxydation dans un atome polyatomique doit

égaler la charge de l'ion. o Dans un composé moléculaire qui ne contient pas de l'hydrogène ni de

l'oxygène, l'élément le plus électronégative a un nombre d'oxydation égal à la charge négative qu'il aurait lorsqu'il fait partie d'un composé ionique.

Dans une réaction oxydoréduction, l'AO est réduit. Donc, il contient un atome où le nombre d'oxydation diminue.

Dans une réaction oxydoréduction, l'AR est oxydé. Donc, il contient un atome où le nombre d'oxydation augmente.

Si aucun nombre d'oxydation ne change, alors la réaction n'est pas l'oxydoréduction.

La Stoichiométrie L'ion permanganate (MnO4

-(aq)) et l'ion dichromate (Cr2O7

2-(aq)) sont communs

comme AO Les deux sont relativement forts, donc il y aura une réaction spontanée avec

presque tout AR. Les deux changent de couleur de façon visible pour démontrer la fin du titrage.

Une pile voltaïque Les électrons se déplacent de l'anode (-) vers la cathode (+) en passant par un

conducteur externe (typiquement un fil en cuivre) Les réactifs ne doivent pas faire un contact direct pour être utiles. Les électrons

vont de l'AR vers l'AO par un circuit externe. L'agent oxydant le plus fort est toujours réduit dans la demi-pile à la cathode. L'agent réducteur le plus fort est toujours oxydé dans la demi-pile à l'anode. La masse de la cathode va augmenter en masse. L'anode va diminuer en masse La couleur des ions dans l'électrolyte de la cathode va devenir moins intense

Notation de pile (cellule)anode | anode électrolyte | | cathode électrolyte | cathode

Potentiel de pile standard(Eopile): la différence entre les potentiels de réduction de

l'anode et la cathode Eo

pile = Eo cathode - Eo

anode

Si l'AO est plus fort que H+, cette demi-pile aurait un potentiel de réduction supérieur à 0,00 V (une valeur positive).

Si l'AO est plus faible que H+, cette demi-pile aurait un potentiel de réduction inférieur à 0,00 V (une valeur négative).

Si une demi-pile autre que celle d'hydrogène est choisie comme la demi-pile de référence, les potentiels individuels de réduction seront différents, mais leur valeur relative resterait la même.

Types de Piles Une pile sèche est une pile voltaïque où l'électrolyte est une pâte épaisse. Une pile qu'on jette s'appelle une pile primaire (cellule primaire). On ne peut

pas les recharger. La pile alcaline est une version de pile sèche qui dure plus longtemps. Le

chlorure d'ammonium et le chlorure de zinc dans l'électrolyte sont remplacés par l'hydroxyde de potassium.

Une pile bouton est beaucoup plus petite. Elles sont utilisées dans des montres, des prothèses auditives, des pacemakers, etc.

Pile à Combustible: On peut remplir le comburant, donc elle peut produire du courant indéfini. Plus efficaces comparées aux moteurs à combustion ou la combustion des combustibles fossiles. Plus propres - le 'déchet' est de l'eau.

La pile d'échange de proton : Cathode: carbone poreux; Anode: carbone poreux avec catalyseur en platine; Électrolyte: Polymère solide qui permet aux protons (H+) de traverser mais non les électrons

La Corrosion l'oxydation spontanée entre un métal et l'oxygène et l'eau dans son

environnement quand un métal corrode, un oxyde métallique est formé à la surface la galvanisation est un processus où le fer est recouvert d'une couche

protectrice de zinc, qui fait 2 choses: agit comme barrière protectrice, empêchent ainsi le contact avec l'oxygène. même si la couche est brisé, le fer est encore protégé car le zinc est oxydé plus

facilement que le fer, donc le zinc agit comme l'anode et est oxydé en ions de zinc : Le zinc est une anode sacrificielle car il est sacrifié afin de protéger le fer.

Les piles électrolytiques

L'eau est un agent oxydant plus fort que certains ions métalliques, il est beaucoup plus difficile de produire ces métaux purs.

Des réactions électrolytiques nécessitent un surpotentiel - un montant additionnel analogue à l'énergie d'activation.

Batteries (piles) rechargeables des piles secondaires opèrent parfois comme pile voltaïque et parfois comme pile électrolytique

La loi de Faraday

L'électroplacage est une application électrolytique commune. Dans ce processus, un ion métallique est réduit en couche d’atomes métalliques recouvrant la cathode.

Le raffinage