Quelques définitions pour commencer

Une réaction d'oxydoréduction, également appelée réaction redox, correspond à une réaction chimique au cours de laquelle à lieu un transfert d'électron. C'est-à-dire une réaction durant laquelle une espèce chimique dite oxydant reçoit un ou plusieurs électrons d'une autre espèce chimique dite réducteur.

Un oxydant, également appelé agent d'oxydation, correspond à un ion, un corps simple ou un composé qui, lors d'une réaction d'oxydoréduction, reçoit un ou plusieurs électrons d'une autre espèce chimique. Lavoisier mettra en évidence en 1772, suite à ses manipulation du mercure, le rôle du dioxygène dans certaines réactions d'oxydoréduction. D'où le nom oxydation qui signifie "combinaison avec l'oxygène".

Un réducteur, également appelé agent de réduction, correspond à un ion, un corps simple ou un composé qui, lors d'une réaction d'oxydoréduction, cède un ou plusieurs électrons à une autre espèce chimique. Réduction quant à lui signifie "l'extraction d'un métal de son oxyde", une définition connue en métallurgie.

Qu'est-ce-que la chaîne de transport d'électron ?
Beaucoup de réactions d'oxydo-réductions se produisent dans votre corps, notamment dans les mitochondries de vos cellules, c'est ce qu'on appelle la respiration cellulaire. Sans elle, vous ne pourriez vivre.
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Présentation du phénomène

Les réactions d'oxydo-réduction forment une grande famille puisqu'elles comprennent de nombreuses réactions chimiques. En effet, elles interviennent dans les combustions, certains dosages métallurgique mais également la corrosion des métaux, l'électrochimie et la respiration cellulaire.

Ce réactions sont alors essentielles puisqu'elles jouent un rôle fondamental en biologie : elles permettent la transformation de l'oxygène en eau, de formule H2O, au sein des organismes vivants. Elles sont également massivement utilisées dans l'industrie humaine, notamment afin d'obtenir de la fonte à partir de différents minerais composés d'oxyde de fer grâce à une réduction, puis de fer et d'acier à partir de la fonte grâce à une réaction d'oxydation.

Ces différents utilisations peuvent être expliquée par l'extrême mobilité de l'électron, sa légèreté mais également son omniprésence dans toutes les formes de la matière.

Comment réussir un pain cocotte ?
Pour fabriquer la marmite en fonte dans laquelle votre grand-mère prépare sa soupe, il a donc fallu procéder à des réactions d'oxydo-réductions, vous en doutiez vous ?

Les demi-équations

Puisque dans une réaction d'oxydo-réduction, le réducteur s'oxyde, c'est la réaction d'oxydation et l'oxydant se réduit, c'est la réaction de réduction, l'oxydoréduction se compose donc de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction.

Elles se présentent sous la forme suivante :

  • Oxydation
    • réducteur(1) = oxydant(1) + n e-
  • Réduction
    • oxydant(2) + n e- = réducteur(2)
  • Oxydoréduction qui représente donc la "somme" de l'oxydation et de la réduction
    • oxydant(2) + réducteur(1) → oxydant(1) + réducteur(2)

Notons que dans les demi-équation, les flèches n'apparaissent que si la réaction est totale, c'est à dire quand K > 10 000

Le potentiel d'oxydo-réduction

Le caractère oxydant ou réducteur d'une espèce dépend de la réaction chimique et des espèces qui interagissent entre elles. En effet, l'élément réducteur dans une réaction peut devenir l'oxydant d'une autre réaction. C'est pour cela que l'on construit une échelle de force oxydante (ou de force réductrice selon le sens donné à cette échelle) afin d'obtenir le potentiel d'oxydo-réduction se mesurant en volt.

En outre, le potentiel d'oxydo-réduction dépend du contexte chimique, notamment du pH, mais aussi du contexte physique puisque les effets de la lumière peuvent intervenir dans la nature comme ce qui est le cas avec la photosynthèse chez les plantes ou la photographie avec l'Homme.

La présence des réactions d'oxydo-réduction dans les électrolyses

Pour obtenir une électrolyse, il faut imposer une tension électrique entre deux électrodes plongées dans une solution dite électrolytique. Ainsi, on peut forcer un transfert d'électron d'un oxydant vers un réducteur. L'électrolyse permet alors de provoquer des transformations dites forcées.

Ce procédé est régulièrement utilisé afin de purifier les métaux tels que le cuivre ou encore pour protéger le fer de la corrosion par électrozingage. Vous pouvez également utiliser cette technique pour embellir votre service de couvert en les argentant ou pour récupérer différentes substances telles que de l'aluminium ou du dichlore.

L'électrozingage repose sur le dépôt d'électrolyte de zinc sur le fer afin de le protéger grâce à l'obtention d'un revêtement protecteur. On dit alors du fer qu'il est électrozingué.

Dans l'industrie, afin d'affiner du cuivre brut, on utilise le cuivre en tant qu'anode dans un bain de sulfate de cuivre afin de procéder à une électrolyse. Ainsi, du cuivre pur jusqu'à un pourcentage de 99,95% se fixera sur la cathode alors que les impuretés resteront dans le bain de sulfate de cuivre.

Ainsi, on trouve ces demi-équations à chaque électrode :

ElectrodeTransformationBorneDemi-équation
AnodeOxydation+Cu(s)anode = Cu2+(aq) + 2 e-
CathodeRéduction-Cu2+(aq) + 2 e- = Cu(s)cathode
Pourquoi ma batterie ne tient-elle plus la charge ?
Les réactions d'oxydo-réductions interviennent également dans les piles et les batteries de vos différents appareils électriques. On explique alors la perte de capacité de la batterie par la consommation progressive des électrolytes qui la composent.
Lorsque vous rechargez votre téléphone, vous procédez à une électrolyse !

Exercices

Nous allons vous proposer ci-dessous quelques exercices permettant de vous entraîner au vu des différents examens. Il est alors conseillé de les retravailler régulièrement et de ne pas hésiter à faire corriger son travail par son enseignant afin de comprendre ses erreurs.

Exercice 1

Une lame de cuivre plonge dans une solution de nitrate d’argent. Les courbes intensité-potentiel relatives aux différents couples en présence sont représentés sur la figure ci-dessous :

1 - Ecrire l’équation-bilan de la réaction qui a lieu. Déterminer sa constante d’équilibre.

2 - A l’aide des courbes intensité-potentiel, prévoir si cette réaction est rapide ou lente.

3 -  Le raffinage électrolytique du cuivre consiste à placer du cuivre impur comme anode dans une solution concentrée de sulfate de cuivre. Une électrode support (en acier inoxydable) est placée en vis à vis pour y déposer le cuivre par réduction cathodique. Les seules impuretés qui seront considérées ici sont le plomb Pb et l’argent Ag. Les courbes intensité-potentiel relatives aux différents couples en présence sont représentées sur la figure ci-dessous. EA désigne le potentiel auquel est portée l’anode, et EC celui de la cathode.

Ecrire la(les) réaction(s) observée(s) à l’anode. Même question à la cathode.
4 - Expliquer l’intérêt de cette méthode quand à la purification du cuivre.

Données à 298 K  :

E°(Ag+/ Ag(s)) = 0,80 V

 E°(Cu2+/ Cu(s)) = 0,34 V

E°(Pb2+/ Pb(s)) = -0,13 V

E°(O2(g)/ H2O) = 1,23 V

Rappel

Le potentiel d'oxydo-réduction, aussi appelé potentiel rédox, est une grandeur empirique exprimée en volt. Appliquée aux couples d'oxydo-réduction, elle permet de prévoir la réactivité des espèces chimiques entre elles.
Par convention, le potentiel standard E° est mesuré par rapport au couple proton/hydrogène (H+/H2), de potentiel nul.

Exercice 2

Lorsque l'on souhaite fabriquer du cuivre métallique, on obtient tout d'abord ce qu'on appelle du cuivre noir ou encore blister qui peut contenir entre 98 et 99,5% de cuivre. Cependant, afin d'être utilisable dans l'industrie électrique, il est essentiel que le cuivre soit pur à 99,9%. C'est pour cela que l'on doit procéder au raffinage du blister via le processus d'électrolyse à anode soluble.

Afin d'obtenir des anodes d'électrolyseur, on décide de couler le blister en feuilles de 350 kg, 1 m² de surface et de 3 à 50 mm d'épaisseur. Les cathodes qui sont formées à partir de cuivre raffiné étaient initialement minces et de masse égale à 8 kg.

Pour l'électrolyse, on utilise un bain constitué d'une solution de sulfate de cuivre et d'acide sulfurique (Cu2+(aq) : 45 g.L-1 ; H2SO4 : 185 g.L-1). L'électrolyse sera réalisée à une température de 65+C et sous une tension comprise entre 0,2 et 0,3 V durant 21 à 28 jours. On obtiendra grâce à ce processus deux cathodes de 140 à 10 kg avec une teneur minimale de 99,9% de cuivre comme recherché. Ainsi, pour une consommation électique de 250 kWh par tonne de cuivre, on produit 600 tonnes de cuivre par jour en utilisant 1 092 cuves d'électrolyse contenant chacune 46 anodes.

  1. Calcule la concentration molaire volumique des ions cuivres II contenus dans le bain électrolytique.
  2. Schématise l'électrolyse en veillant à faire apparaître le sens du courant électrique mais également le sens de déplacement et la nature des porteurs de charge.
  3. Pour chaque électrode, écrit la réaction ne faisant intervenir que le couple Cu2+(aq)/Cu(s). Pouvez-vous en déduire la position de l'anode et la cathode ?
  4. Pourquoi peut-on utiliser le terme d'anode soluble ?
  5. Quelle est la réaction de l'électrolyse ?
  6. Est-ce que la concentration en ions cuivre II varie au cours de l'électrolyse ? Pourquoi ?

Exercice 3

Matériel

  • Deux plaques de cuivre
  • Un bécher
  • Un générateur
  • Un interrupteur
  • Un ampèremètre
  • Un chronomètre
  • De la toile émeri ou du papier abrasif
  • Un agitateur magnétique
  • Une balance
  • Un sèche-cheveux
  • Une solution de sulfate de cuivre II de concentration 0,2 mol.L-1

Protocole de l'électrolyse

  • Polir les plaques de cuivre avec du papier abrasif ou de la toile émeri. La dégraisser et la nettoyer sous l’eau avec du détergent et la sécher soigneusement en utilisant un courant d’air chaud.
  • Déterminer précisément la masse des deux plaques de cuivre et l’indiquer sur chacune des plaques.
  • Réaliser le montage d’électrolyse comportant en série un générateur de tension variable, un ampèremètre, un électrolyseur constitué des deux plaques de cuivre plongeant dans une solution de sulfate de cuivre.
  • Placer le bécher sur un agitateur magnétique et agiter l’électrolyte.
  • Après avoir déclencher le chronomètre, fermer rapidement l’interrupteur et régler l’intensité du courant afin que celle-ci soit constante et de l’ordre de 0,5 A.
  • Après une heure de réaction, arrêter l’électrolyse.
  • Sécher la plaque ayant servi de cathode. Mesurer sa masse et en déduire l’augmentation de masse de la cathode.
  • Sécher la plaque ayant servi d’anode. Mesurer sa masse et en déduire la diminution de masse. Comparer la variation de masse de la plaque entre le début et la fin de la réaction. Que peut-on conclure sur le déroulement de la réaction ?

Questions

  1. Calculer la quantité d'électricité Q en coulombs, qui traverse le circuit en une heure.
  2. En déduire le nombre d'électrons N(e) ayant traversé le circuit pendant la réaction et le nombre d'atomes de cuivre N(Cu) déposés à la cathode durant cette période.
  3. Déterminer la quantité de cuivre (en moles) déposée durant la réaction.
  4. Déduire des réponses précédentes, la valeur de la constante d'Avogadro. Quelle est la précision de votre résultat ?
  5. Exprimer les demi-équations ayant lieu à chacune des électrodes puis l'équation finale de l'électrolyse.
  6. La concentration en ions cuivre II varie-t-elle au cours de l'électrolyse ? Pourquoi ?
  7. Expliquer pourquoi ce procédé permet de purifier un métal ?
  8. Quel sera la conséquence sur la transformation si l'on doublait l'intensité du courant électrique ? Justifier votre réponse.
  9. La solution de sulfate de cuivre a été préparée à partir de cristaux dits pentahydratés, ici CuSO4 et 5H2O. Quelle masse de cristaux a-t-on du peser pour préparer 3 litres de la solution utilisée ?
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Joy

Freelancer et étudiante en Sciences de la Vie et de la Terre, je suis un peu une grande sœur qui épaule et aide les autres pour observer et comprendre le monde qui nous entoure et ses curieux secrets !