\begin{document}
\title{LP-05-Oxydants et réducteurs}
\author{Rémi de Guéran}
\maketitle
\section*{Niveau}
STL option physique chimie maths
\section*{Pré-requis}
\begin{itemize}
    \item Equation de réaction
    \item Avancement
    \item Electrocinétique (tension,intensité)
    \item Electronégativité
\end{itemize}
\tableofcontents
\newpage

\section*{Introduction}


\section{Réaction d'oxydo-réduction}

On peut donner quelques exemples de telles réactions comme la rouille, mais aussi la combustion ou encore la photosynthèse. Enfin, c'est beaucoup utilisé en métallurgie pour extraire des métaux de minerais. 

Commençons par une expérience introductive
\bluebox{Manip' introductive}{\textbf{Limaille de zinc dans une solution de sulfate de cuivre dans un tube à essai}. Pour voir, il faut une caméra et projeter. A la surface de zinc, on voit un dépôt rouge. On peut penser à une couche cuivrée étant donnée qu'on a une solution de sulfate de cuivre. On agite en ayant boucher préalablement. \textbf{Que voit-on?} On voit que le bleu de la solution est beaucoup moins intense, la couleur étant due à la présence d'ion Cu(II) laisse supposer que les ions ne sont plus présents dans la solution. On filtre, et on se rend compte que l'on a une solution incolore. On ajoute de la soude (test de la présence de zn ou cu) : on a l'apparition d'un précipité blanc, caractéristique des ions $Zn^{2+}$. Remarque: le précipité aurait été bleu si il y avait des ions $Cu^{2+}$}

Pour résumer : 
\begin{itemize}
    \item décoloration + dépot cuivré : formation de Cu et disparition de Cu II
    \item test avec de la soude : formation d'un précipité blanc caractéristique de la réaction entre HO- et Zn II que l'on a formé par oxydation du Zinc
\end{itemize}


\subsection{Nombre d'oxydation}

On cherche le \textbf{nombre d'oxydation} $n.o.$ d'un élément au sein d'une entité chimique. On peut étudier quelques exemples : 
\begin{center}
\begin{tabular}{|c|c|c|}
    \hline
     Entité chimique &  Élément d'intérêt & $n.o.$\\
     \hline
     $\mathrm{Zn_{(s)}}$ & Zn & 0 \\
     $\mathrm{Cu^{2+}_{(aq)}}$ & Cu & +II \\
     $\mathrm{N_{2(g)}}$ & N & 0 \\ 
     $\mathrm{CuO_{(s)}}$ & Cu & +II \\
     $\mathrm{{MnO_4}_{(aq)}^-} $ & Mn & +VII\\
     \hline
\end{tabular}
\end{center}
\begin{itemize}
    \item \textbf{Charges réelles} : Pour les ions monoatomiques ou les atomes simple, le nombre d'oxydation de l'élément est égal blablablalba 
    \item 
\end{itemize}
Au sein d'un corps composé moléculaire ou d'un ensemble ionique, on considère que $n.o(O) = -II$  et  $n.o(H) = +I$.

\subsection{Demi-équation relative à un couple oxydant réducteur}

Un \textbf{couple oxydant réducteur} est formé de deux espèces possédant un élément chimique en commun, tel que ne nombre d'oxydation de l'oxydant est strictement plus grand que celui du réducteur. On écrit alors une demi-équation rédox entre les deux éléments du couple sous la forme : 
\begin{equation}
    \mathrm{Ox + ne^- = Red}
\end{equation}
\noindent la réaction étant écrite ici dans le sens de la réduction (on passe de deux "machins" à un). 
Exemple:
\begin{equation}
    \mathrm{Cu^{2+} + 2e^-= Cu} 
\end{equation}
\begin{equation}
     \mathrm{Zn^{2+} + 2e^- = Zn  }
\end{equation}
Notons qu'une réaction d'oxydo-réduction fait \textbf{toujours} intervenir deux couples oxdydant réducteur. La réaction entre le cuivre II et le Zinc s'écrira : 


\begin{equation*}
    \mathrm{Cu^{2+} + 2e^-= Cu} 
\end{equation*}
\begin{equation*}
    + \mathrm{Zn^{2+} + 2e^- = Zn  }
\end{equation*}

\begin{equation}
     =\mathrm{Cu^{2+} + Zn = Zn^{2+} + Cu }
\end{equation}


On voit alors que le zinc est oxydé et le cuivre réduit. 

\transition{On voit que ces réactions font appel à des transferts d'électrons entre deux espèces de deux couples différents. Ceci nous invite à se demander s'il serait possible de profiter de ce transfert pour créer un courant et donc une pile. C'est ce que nous allons voir dans la partie qui suit.}


\section{Les piles électrochimiques}
\subsection{Présentation de la pile Daniell}

Une \textbf{Pile électrochimique} est l'association de deux demi-piles reliées entre-elles par un pont électrolytique. On considère ici une solution de sulfate de zinc dans laquelle plonge une plaque de zinc et une autre solution de sulface de cuivre dans laquelle on a plongé une plaque de cuivre. On constitue alors deux demi-piles. 

\begin{figure}[h]
    \centering
    \includegraphics[width = 0.5\textwidth]{LC/LC-05-Oxydants et réducteurs/pile-daniell.jpg}
    \caption{Schéma de la pile Daniell}
    \label{fig:pile-daniell}
\end{figure}

\bluebox{Expérience Préliminéaire pile}{ On relie les deux demi piles avec un volmètre pour mesurer la tension au cours du temps. Bien sûr ça ne fonctionne pas puisque le système n'est pas fermé par un pont électrolytique. Quand on l'ajoute (acquisition latis pro en cours), on constate que l'on mesure une tension.}
On ajoute donc un pont électrolyqiue pour que le courant puisse circuler. Il est constitué de nitrate de potassium ($\mathrm{KNO_3}$). 

On relance une aquisition en ajoutant une résistance de 1kOhm pour que l'on débite plus de courant. On voit bien que l'on a une tension non nulle : on débite bien. 

\subsection{Avancement de la réaction - quantité d'électricité disponible }

Le but est de faire le lien entre la quantité d'électricité (c'est à dire de charges) qui circule dans le circuit et l'avancement de la réaction. Ici, pour chaque particule qui réagit, on échange deux électons. Donc pour un avancement de réaction $\xi$, on a $2\xi$ moles d'électrons qui ont été produites. Donc la charge ayant transité dans le circuit s'écrit finalement: 
\begin{equation}
    Q = 2\xi \mathrm{Na}e = 2\mathcal{F}\xi
\end{equation}
\noindent où on a défini la constante de faraday $\mathcal{F} = \mathrm{Na}e = 96500$ C/mol. 

\section*{Conclusion}
Nécessité d'un oxydant et d'un réducteur pour avoir une équation rédox, i.e. pour avoir un échange d'électrons qui s'accompagne d'une modification du nombre d'oxydation. On a pu voir leur utilisation dans les piles. 


\section{Questions}

\begin{itemize}
    \item Pour des élèves qui iront en SPCL, est-ce qu'ils verront ça plus en détails ? 
    \item Autre application hormis les piles que l'on aurait pu faire dans le programme SPCL ? Les dosages ça aurait été cool aussi
    \item Au niveau de chimie des solution, est-ce que c'est leur première approche 
    \item Dans les prérequis : à quels moments les élèves auraient-ils vu ces notions ? 
    \item Sulfate de cuivre bleu, dans quel type test peut-on s'en servir ? Ça détecte la présence d'eau, vu tôt, même au collège.
    \item On est restés avec des exemple avec des échanges d'électrons seulement. Que faire quand on traite des exemples plus complexes ? TD, Cours ? Plutôt TD ou application plus approfondie en TP
    \item Comment introduire alors ces notions ? On l'écrit : 1. équilibrer l'élément principal 2. assurer qu'on a les bons nombres d'oxydation des deux cotes 3. équilibrer en oxygène 4. 
    \item est-ce que c'est intuitif le fait qu'on ne puisse pas avoir d'électron seul alors que les protons (réactions acido-basiques) le peuvent ? 
    \item jutifier l'utilisation des gants : la soude principalement, on demande aux élèves de porter des gants en permanence 
    \item pourquoi on compte le degré d'oxydation l'oxygène en -II ? Il lui manque deux électrons dans sa couche de valence et il est souvent plus électron négatif que les espèces avec lesquelles il est fixé : par rupture hétérolytique des liaisons, il garde deux électrons donc n.o. -II. 
    \item historique de la pile daniell
    \item tracer les courbes intensité-potentiel du couple redox : quelles sont les limitations ? couche de diffusion entre les électrodes et la solution
    \item quelle type de pile on utilise maintenant ? \emph{pile saline remplacée par des piles alcalines et maintenant dans les téléphone on utilise des batterie au lithium} différence de potentiel entre cathode et anode est de l'ordre de 3V, que doit-on faire ? quelle sont les précautions? \emph{si on les ouvre et elles prennent feu (oxygène et eau} 
    \item les batteries au lithium sont en milieu anhydre pourquoi ? 
    \item si on travaille dans l'eau, quelle est la différence de potentiel maximale entre les deux électrodes ? \emph{1.23V (couple de l'eau), modulo les surtensions, genre le plomb genre le carbone, c'est tout l'intérêt du plomb en fait }
    \item on voit des bulles lors de la mise en contact du zinc dans la solution de cuivre, que se passe-t-il ? si on a une réaction entre le dihydrogène et le zinc ? oui
    \item Un élève dit que les résultats sont truqués parce que l'homéopathie ça marche. On peut douter de tout sans jugement. Effet placebo. Si elle est d'accord avec le principe, elle croit une source et pas le reste. Insister sur le devoir du scienfitique, notamment l'argument d'autorité. Dans le monde scientifique, la voix d'un seul scienitifique n'a aucune valeur tant qu'il n'y a pas des peuves a l'appuis. 
\end{itemize}

\section{Commentaires}
\begin{itemize}
    \item Sur la fin, il manque une mesure quantitative. Quantité d'électrons formée à vérifier. Peut-être faire un titrage ? test colorimétrique ? attention au programme. Calculs des quantités de charge et de mole d'avancement et comparer les deux (facteur $2\mathcal{F}$ ( Le titrage complexométrique du zinc est effectué avec de l'EDTA comme titrant et du noir ériochrome T comme indicateur. ) elle débite 1mA, il faudrait faire un calcul pour voir si ça fonctionne bien le titrage avec de la soude, voir aussi la concentration de la solution de soude à prendre. 
    \item La manip introductive est sympa. 
    \item Voltmètre sans courant justifie pourquoi on se sert d'un pont salin par contre on n'a pas le côté quantitatif
    \item Intro pédagogique, dire que l'on reste que sur les échanges d'electrons. Marquer à quel niveau les prérequis se situent dans l'année.
    \item Généralités pour les exemples, ne pas dire "partout" c'est pas super beau
    \item Il manque une \textbf{vraie} définition propre du nombre d'oxydation. Notamment insister sur l'électronégativité. $\mathrm{H_2O},\mathrm{CO_2}$...
    \item Pour un couple oxydant réducteur bien dire que cela se réfère à un même élément.
    \item 
\end{itemize}
\end{document}