Comprendre les oxydants/réducteurs

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Bonjour,

en chimie, on travail actuellement sur le fonctionnement d'une pile. Or, je ne comprend pas le principe Ox/Red. Je m'explique :

  • Qu'est-ce qu'une demi équation redox? Dans quelle circonstance on parle d'oxydation et de réduction?
  • Anode, Cathode dans tout cela?
  • Comment on obtient le bilan des réactions électrochimiques?
  • Que veux-t-on dire par quelque chose qui OXYDE quelque chose? Peut t-on dire quelque chose qui RÉDUIT quelque chose?

Si les questions paraissent floues, je peut me ré-expliquer. Merci d'avance. :-)

Édité par Ozmox

Éternel curieux

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Salut !

Voilà qui fait beaucoup de questions ! Je commence tout d'abord par te renvoyer à cet excelent tutoriel de Blackline sur les nombres d'oxydation, même si il est plus orienté chimie organique.

Or, je ne comprend pas le principe Ox/Red […] Dans quelle circonstance on parle d'oxydation et de réduction?

Dans un processus redox, il y a perte d'électron par au moins une des espèces chimiques au profit d'une autre. Par exemple, si on a

$$\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$$

On voit bien que le $\ce{Cu^{2+}}$ gagne des électrons. Il s'agit alors d'une réduction : l'oxydant ($\ce{Cu^{2+}}$, donc) se réduit.

À l'inverse, quand on a

$$\ce{2I- -> I2 +2e-}$$

On voit que le $\ce{I-}$ perd des électron, il s'agit donc d'une oxydation : le réducteur ($\ce{I-}$, toujours) s'oxyde.

Ce que je vient d'écrire, ce sont deux demi-équations rédox. Je n'ai pas de définition rigoureuse de ce que c'est, mais je dirait qu'une demi-équation présente seulement l'oxydation ou la réduction, et d'une seule espèce. Ensuite, tu assemble tes deux demi-équations, et tu obtient ton équation rédox :

$$\ce{Cu^{2+} + 2I- -> Cu + I2}$$

Cette étape doit s'effectuer en multipliant éventuellement les demi-équations rédox par deux nombres, de manière à ce que le nombre d'électrons échangé soit le même durant la réduction et l'oxydation. Ici, c'est 2 de chaque côté, donc c'est facile, mais si je prend le cas suivant,

$$\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$$

$$\ce{Al -> Al^{3+} + 3e-}$$

… On voit bien que le nombre d'électron échangé est de 2 pour le cuivre et 3 pour l'aluminium. Je doit donc multiplier la première demi-équation (la réaction de réduction) par 3 et la seconde (la réaction d'oxydation), par 2 afin que le nombre d'électron échangé soit à chaque fois de 6. D'où,

$$\ce{2 Al + 3 Cu^{2+} -> 2 Al^{3+} + 3 Cu}$$

(si tu veux, je te réexplique aussi les règles pour les demi-équations).

Anode, Cathode dans tout cela?

L'anode est le siège de la réaction d'oxydation, donc l'anode donne des électrons. La cathode est le siège de la réaction de réduction, la cathode prend des électrons. Tout simplement :)

Que veux-t-on dire par quelque chose qui OXYDE quelque chose?

Si on reprend la réaction ci-dessus,

$$\ce{2 Al + 3 Cu^{2+} -> 2 Al^{3+} + 3 Cu}$$

… L'oxydant oxyde le réducteur, on a donc $\ce{Cu^{2+}}$ qui oxyde $\ce{Al}$, ou en français « le cuivre oxyde l'aluminium ». Autrement dit, le cuivre choppe les électrons de l'aluminium, se réduisant au passage :p

Peut t-on dire quelque chose qui RECUIT quelque chose?

Jamais entendu le terme employé comme ça, mais ça peut avoir du sens, puisque $\ce{O2}$ est un oxydant, et que donc quand on chauffe quelque chose à l'air libre, il s'oxyde.

… Je crois que j'ai fait le tour, mais n'hésite pas à re-poser des questions si c'est pas clair.

Édité par pierre_24

Doctorant et assistant en chimie à l'Université de NamurEx-dev' pour ZdS (a aidé à réaliser la ZEP-12 !) • Carniste cis (y parait que c'est une injure)

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