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}


\begin{document}
 
\begin{center}
\begin{tabular*}{\textwidth}{@{}l@{\extracolsep{\fill}}r@{}}
Leçon de chimie 05 &   Gey Lucas, Rossetti Sylvio \\
\end{tabular*}
\vspace{0.5cm}

\HRule \\
\LARGE \textsc{Oxydant et réducteurs}\\[-0,3cm]
\HRule \\
\end{center} 

\section*{Niveau} 

\section*{Programme}
\begin{itemize}
    \item En première générale il y a les premières bases d'oxydoréduction.
    \item En terminale générale on fait la pile. C'est fait dans la même sous partie que quotient de réaction. 
    \begin{itemize}
        \item Justifier la stratégie de séparation des réactifs dans deux demi-piles et l’utilisation d’un pont salin.
        \item Modéliser et schématiser, à partir de résultats expérimentaux, le fonctionnement d’une pile.
        \item Déterminer la capacité électrique d’une pile à partir de sa constitution initiale.
        \item Réaliser une pile, déterminer sa tension à vide et la polarité des électrodes, identifier la transformation mise en jeu, illustrer le rôle du pont salin.
        \item Oxydants et réducteurs usuels. Citer des oxydants et des réducteurs usuels : eau de Javel, dioxygène, dichlore, acide ascorbique, dihydrogène, métaux.
        \item Justifier le caractère réducteur des métaux du bloc s.
    \end{itemize}
    \item En STL c'est fait uniquement en terminale (sachant que les réaction acides bases sont vues en premières)
\end{itemize}

\section*{Bibliographie}
\begin{itemize}
    \item 
\end{itemize}

\section*{pré-requis}


\section*{Expériences}
\begin{itemize}
    \item 
\end{itemize}

\tableofcontents

\section*{Introduction}
Quand on laisse une pomme ouverte à l'aire libre trop longtemps on observe qu'elle brunit : on dit qu'elle s'oxyde. De la même manière on dit qu'un clou rouillé est oxydé. On va essayer de comprendre quelles sont le type de réaction mis en jeu. 

Ces deux réactions sont des réaction d'oxydo-réduction. Nous allons les étudier aujourd'hui.

\textbf{Motivations:} Déjà on viens de citer des exemples de la vie courantes qui mettent en jeu de l'oxydo-réduction. Ensuite on va voir que la compréhension des ses réaction est essentiel pour réaliser des piles.

\section{Réaction d'oxydoréduction}

\subsection{Observations expérimentale}

On présente une série d'expérience qualitative. Le but de ses manipulation est de montrer qu'il y a bien une réaction qui a lieu et qu'elle implique un transfert d'électrons.
\begin{tcolorbox}
Faire une solution de sulfate de cuivre de 100mL à 0.1 M : peser 2.5g de sulfate de cuivre pentahydraté et les dissoudre dans 100mL d'eau.
    \textbf{Première expérience :}
    \begin{itemize}
        \item Dans un bécher introduire une solution de sulfate de cuivre(II) à 0.1mol/L. (en introduire un tiers de la solution de départ).
        \begin{itemize}
            \item \textbf{Obervation : } La solution est bleu. C'est caractéristique des ions cuivres
        \end{itemize}
        \item Introduire une lame de fer décapé quelque secondes puis la retirer. 
        \begin{itemize}
            \item \textbf{Obervation : } La lame s'est recouverte de cuivre (première indice qu'il y a une réaction qui a lieu
        \end{itemize}
        \item Montrer un bécher identique au premier mais dans lequelle la lame de fer a trempé pendant les 4h de préparation.
        \begin{itemize}
            \item \textbf{Obervation : } La solution a perdu sa couleur bleur et est verdatre. (2eme indice de réaction chimique)
        \end{itemize}
        \item Prélever quelques millilitre de la solution décoloré et les introduire dans un tube a essaie. Ajouter de la soude. Un précipité vert apparait
        \begin{itemize}
            \item \textbf{Obervation : }Ce précipité est caractéristique de la présence de Fer (II) dansla solution (3eme indice de réaction chimique).
        \end{itemize}
    \end{itemize}
\textbf{Conclusion : } Il y a eu une réaction où les ions cuivres on été consommé et des ions fer formé.

\textbf{Seconde expérience :}
On place une lame de cuivre et une de fer dans le même bêcher contenant la solution de cuivre (II). On place un ampèremètre entre les deux. On observe l'apparition d'un courant de l'ordre de 10mA. Il y a donc un échange d'électrons.
\end{tcolorbox}

L'équation bilan de la réaction est : 
\begin{chemmath}
Cu^{2+}_{(aq)}+ Fe_{(s)} \longrightarrow Cu_{(s)}+Fe^{2+}_{(aq)}
\end{chemmath}

A partir de ses expériences qui nous ont permis d'un peut mieux comprendre ce qu'il se passer on peut maintenant formaliser tout cela.

\subsection{Définition}

Un \textbf{oxydant} est une espèce susceptible de capter un ou plusieurs électrons, on le note conventionnellement Ox. 
Un \textbf{réducteur} (Red) est une espèce susceptible de donner un ou plusieurs électrons. 
Le don d'électrons est appelé \textbf{réduction} et on dit que l'oxydant \textbf{se réduit}. Le gain d'électrons est appelé \textbf{Oxydation} et dit que le réducteur \textbf{s'oxyde}.

On définit des couples d'oxydoréductions. Ce sont deux entités (souvent de la même espèce) dont l'un est oxydant et l'autre est réducteur. Par exemple dans notre première partie les fers (II) (oxydant) avec le fer solide (réducteur).


On définit alors des demis équations d'oxydoréduction. De la forme  : 
$$Ox + n e^- = Red$$
On note ses couples redox : (Ox/red).
Dans notre cas simple du début, on a :
\begin{chemmath}
Cu^{2+}+2e^- = Cu
\end{chemmath}
\begin{chemmath}
Fe^{2+}+2e^- = Fe
\end{chemmath}
\begin{itemize}
    \item C'est une demis équation. C'est à dire qu'elles n'ont jamais lieux toutes seules. Elle ne traduisent pas le bilant macroscopique complet
    \item On remarque le signe égale. En foction des cas, la réaction va se faire dans le sens de la formation du réducteur, on va dire qu'il y a réduction de l'espèce. Mais des fois c'est dans l'autre sens, on parle alors d'oxydation.
    (Par exemple dans l'exemple du début, le fer est oxydé (perte d'électron) et le cuivre réduit (gain d'électron))
\end{itemize}


Pour avoir la réaction totale il faut coupler deux demis équation red ox. 
on trouve alors : 
\begin{chemmath}
Cu^{2+}_{(aq)}+ Fe_{(s)} \longrightarrow Cu_{(s)}+Fe^{2+}_{(aq)}
\end{chemmath}

On a alors une réaction d'oxydo-réduction. C'est à dire une réaction faisant intervenir un échange d'électron.

\subsection{Méthode : écrire une équation de réaction d'oxydo-réduction}

On le fait sur un exemple compliqué : l'oxydation des ions iodure \chemform{I^-} par les ions permaganates \chemform{MnO_4^-}.

\subsubsection{Ecrire les demi-équations}

\textbf{Méthode}
\begin{enumerate}
    \item On équilibre toutes les espèces sauf les \chemform{O} et le \chemform{H}
    \item On équilibre les \chemform{O} avec des \chemform{H_2O}
    \item On équilibre les \chemform{H} avec des \chemform{H^+}
    \item On équilibre les charges avec des $e^-$
    \item On vérifie !!! (les éléments et les charges)
    \item Si on est en milieux basique on rajoute à la fin des \chemform{HO^-} de part et d'autre pour faire disparaître les \chemform{H^+}
\end{enumerate}


On veut écrire les demi équations des couples de chaque espèce. Les couples seront toujours donnés : pour le permanganate, c'est \chemform{MnO_4^-/Mn^{2+}}. Pour les ions iodures c'est \chemform{I_2/I^-}.

On commence par le plus simple : le couple du diiode.
\begin{itemize}
    \item On écrit \chemform{I_2} et \chemform{I^-} de part et d'autre d'une double flèche. Il faut équilibrer en élément principal : on met donc 2 \chemform{I^-}.
    \item Qu'est-ce qui manque? D'un côté, il y a 2 charges - et de l'autre aucune : on rajoute 2 électrons du côté de \chemform{I_2}.
    \item On vérifie SYSTEMATIQUEMENT que l'équilibre des charges et des éléments est respecté.
\end{itemize}

On passe au cas du permanganate : on commence comme tout à l'heure, on écrit les 2 espèces du couple de part et d'autre d'une double flèche. Ici, le nombre de manganèse de chaque côté est le même; pas de problème à ce niveau. En revanche, on est confronté.es à un autre problème : il y a des oxygènes ! La méthode est alors la suivante :

\begin{itemize}
    \item On équilibre le nombre d'oxygène avec des \chemform{H_2O}. Pourquoi on fait ça? On est en milieu aqueux, les molécules d'eau sont omniprésentes et disponibles.
    \item cela a pour effet de rajouter des hydrogènes : pour compenser ça, on rajoute des \chemform{H^+}. 
    \item Une fois que les éléments sont équilibrés, on passe aux charges : on rajoute à nouveau des électrons.
    \item On n'oublie pas l'étape de vérification à la fin.
\end{itemize}

\remarque{Une vérification possible de plus est de savoir que les électrons se trouvent toujours du côté de l'oxydant. Si à la fin d'un équilibrage ce n'est pas le cas, c'est qu'on s'est trompé.e...}

\subsubsection{Ecrire l'équation d'oxydo-réduction complète}

L'écriture des demi-équations constitue le plus gros du travail, mais ça n'est pas tout. Le but était d'arriver à une réaction entre le permanganate et les ions iodures.

Dans une équation d'oxydo-réduction, les électrons sont absents : c'est ce qui doit nous guider pour l'écriture de l'équation. On est arrivé.es aux équations suivantes :

\begin{center}
\chemform{MnO_4^- + 8 H^+ + 5e^- \Longleftrightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O}\\
\chemform{2I^- \Longleftrightarrow I_2 + 2 e^-}
\end{center}

Pour arriver au bon résultat, il est commode d'écrire les espèces que l'on considère (ici \chemform{MnO_4^-} et \chemform{I^-}) du même côté.

Pour écrire la réaction, on va sommer les 2 équations. Sauf qu'on veut se débarasser des électrons : ils doivent se simplifier de part et d'autre de l'équation ; il doit en avoir le même nombre de chaque côté.

Comment on fait alors? Si on écrit 2 fois la première équation et 5 fois la deuxième, ca marche !

On arrive à :

\begin{center}
    \chemform{2 MnO_4^- + 16 H^+ + 10 I^- \Longleftrightarrow 2 Mn^{2+} + 8 H_2O + 5I_2}
\end{center}

A cette étape là... on revérifie! Les éléments et les charges.




\section{Titrage d'oxydoréduction}


Pour faire un titrage il faut que la réaction de titrage soir rapide, totale et unique.
On se propose de titre le sel de mohr.

Corramment utiliser en laboratoir, le sel de Mohr est utiliser du \chemform{FeSO_4} car il libère aussi des ions \chemform{Fe^{2+}} mais le sel de Mohr est moins facilement oxydé par l'air.

\begin{chemmath}
MnO_4^- + 8H^++5e^- \rightleftharpoons Mn^{2+} +4H_2O
\end{chemmath}
\begin{chemmath}
Fe^{3+}+e^-\rightleftharpoons Fe^{2+}
\end{chemmath}

Donc l'équation bilan de notre titrage est :

\begin{chemmath}
MnO_4^- + 5 Fe^{2+}+8H^+\rightleftharpoons Mn^{2+}+5 Fe^{3+}+4H_2O
\end{chemmath}

\begin{table}[htbp]
    \centering
    \begin{tabular}{cc|ccccccccccc}
         &&\chemform{MnO_4^{-}}&+&\chemform{5Fe^{2+}}&+&\chemform{H^+}&$\rightleftharpoons$&\chemform{Mn^{2+}}&+&\chemform{5Fe^{3+}}&+&\chemform{4H_2O} \\
         \hline
         Etat initial  & & $CV$ && $C_0V_0$ & & excès & & 0 & & 0 & & Solvant\\
          &$V<V_{eq}$ & $\simeq 0$ & & $C_0V_0-5CV$ & & excès & & $CV$ & & $5CV$ & & Solvant\\
         Etat final  &$V=V_{eq}$ &$\simeq 0$&&$\simeq 0$&&excès&&$CV_{eq}$&&$5CV_{eq}$&&Solvant\\
           & $V>V_{eq}$&$C(V-V_{eq}) $&&$\simeq 0$&&excès&&$CV_{eq}$&&$5CV_{eq}$&&Solvant\\
    \end{tabular}
\caption{\texttt{Tableau d'avancement.}}
\end{table}
\begin{tcolorbox}
Protocole  Doser le sel de mohr:

\begin{itemize}
    \item Prendre du sel de mohr $M = \SI{392.74}{g/mol}$, on veux en faire une solution de $V_i = \SI{50e-3}{L}$. Pour pouvoir faire un teste en préparation, on décide préparer une solution de $V_{prep} = \SI{100e-3}{L}$. On veux une concentration d'environ $C = \SI{2.4e-3}{mol/l}$. On commence par faire une solution de concentration $C_0 = \SI{12e-3}{mol/l}$ que l'on dillue 5 fois. Pour cela on pèse. $m = MCV = \SI{0.47}{g}$. puis on dillue 5 fois. Cela nous permet d'avoir un volume à l'équivalence d'environ 10 mL.
    \item De même pour le permanganate, dans une fiole jaugé de 50 mL on introduit une masse de $m =\SI{0.15}{g}$. Ceci permet d'avoir une concentration de $C_{p} =\SI{2e-2}{mol/L}$. On donne $M=\SI{158.04}{g/mol}$. On dilue 5 fois. On a donc une solution titrante de premanganate à $C_{t} =\SI{4e-3}{mol/L}$.
    \item On met dans un bécher $V_i = 50 mL$ de solution de sel de mohr à  $C = \SI{2.4e-3}{mol/l}$. on ajoute quelques gouttes d'acide sulfurique pour être en milieux acide.
    \item on titre avec le permanganate
\end{itemize}



\end{tcolorbox}


\section{Divers phénomènes où l'oxydoréduction}

\textit{\texttt{Le but de cette section est de présenter des phénomènes en lien avec l'oxydoréduction, pour la culture et pour que la leçon dure 40 minutes.}}

Les réactions d'oxydo-réduction sont plus courantes que ce que l'on croit en chimie. On peut évoquer les cas de la combustion, le phénomène de rouille,  l'analyse de produits, les analyses urinaires, ...

\subsection{Combustion}

Vous avez vu au collège que pour qu'une réaction de combustion ait lieu, il fallait rassembler comburant, combustible et énergie. Le principal comburant que vous connaissez est \chemform{O_2} : et ça n'est pas un hasard, c'est un très bon oxydant.

En fait, les réactions de combustion sont des réactions d'oxydo-réduction !

On prend l'exemple le plus simple, la combustion du méthane : \chemform{CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O}

L'espèce oxydante est \chemform{O_2}, l'espèce oxydée est \chemform{CH_4}. Pour mieux comprendre, voici les demi-équations redox en milieu aqueux mises en jeu :

\begin{center}
    \chemform{O_2 + 4H^+ + 4e^- = 2H_2O} \\
    \chemform{CH_4 + 2H_2O = CO_2 + 8H^+ + 8e^-}
\end{center}

En ajoutant 2 fois la première et une fois la deuxième, on obtient le bilan de départ. Il est possible d'interpréter les réactions de combustion avec les demi-équations redox, cependant attention ! la combustion du méthane ne se fait évidemment pas en solution aqueuse... En revanche, on identifie les couples redox mis en jeu : \chemform{O_2/H_2O} et \chemform{CH_4/CO_2}.

\subsection{Le phénomène de rouille}

Le phénomène de rouille est également un phénomène d'oxydo-réduction : c'est de nouveau le dioxygène, qui oxyde les métaux.

Des exemples sont :

\chemform{Fe = Fe^{2+} + 2 e^-} ; \chemform{Cu = Cu^{2+} + 2e^-} ; \chemform{Zn = Zn^{2+} + 2e^-} ;...

Les métaux sont souvent sujets à l'oxydation : pour s'en protéger, on peut couvrir le métal d'une couche protectrice, c'est la raison pour laquelle on repeint la tour eiffel tous les 7 ans. 

Un autre exemple de protection est celui de l'acier inoxydable : l'acier inoxydable est un alliage contenant du fer (sujet à l'oxydation), du chrome et un peu de carbone. Une partie du chrome présent en surface dans l'acier inoxydable s'oxyde en oxyde de chrome \chemform{Cr_2O_3}, ce qui a pour effet de créer une couche protectrice pour l'acier en dessous. Le fer est incapable de faire cela.

Enfin, tous le monde connaît la statue de la liberté et sa couleur verte. Mais au moment de son installation, elle était brune comme un fil de cuivre ! Sa couleur actuelle est due à la formation d'un oxyde de cuivre en surface, de couleur bleu-vert.

Les phénomènes de corrosion sont en général des phénomènes que l'on cherche à éviter. C'est aujourd'hui un réel problème industriel.

On peut aussi parler de l'oxydation du glucose, la glycolyse, qui fournit de l'énergie à notre corps ; on dose la vitamine C dans les analyses sanguines par oxydoréduction ; les piles fonctionnent via les reactions d'oxydo-réduction ; les alcoo-tests sont basés sur des réactions d'oxydo-réduction ; la javel contient un oxydant désinfectant en blanchissant : l'hypochlorite de sodium (\chemform{NaClO})....

\section{Pile (alternative)}

\subsection{Fonctionnement d'une pile}
Une description générale d'une pile fait ressortir les aspect principaux : 
\begin{itemize}
    \item Asymétrique : Il y a un pôle "plus" et un pôle "moins".
    \item La pile à une certaine tension a vide. Et elle n'alimente que des petits appareils
    \item Il ne faut pas jeter les piles à la poubelles une fois déchargées.
\end{itemize}

On va essayer de comprendre tout cela. Pour cela on va utiliser un exemple de pile : la pile Daniell \textit{Pourquoi la pile Daniell ? Car c'est un exemple historique (1836), et puis c'est pas trop compliqué pour commencer :)}


\begin{figure}[htbp]
    \centering
    \includegraphics[width=0.4\textwidth]{images/Pile_Daniell.pdf}
    \caption{Schema de principe de la pile Daniel (source De la salle)}
    \label{rr}
\end{figure}

On représente schématiquement les piles de la manière suivante :

\begin{center}
\chemform{- Zn_\text{(s)}|ZnSO_{4\text{(aq)}}||CuSO_{4(aq)}|Cu_\text{(s)} +}
\end{center}

Commençons par du vocabulaire : \\
La pile dans son ensemble est appelé \textbf{Cellule électrolytique}. Elle est constitué de deux demi-piles ou \textbf{électrodes} (conducteur électrique + bain électrolytique(solution)) reliées par un pont salin.

On va en plus nommer différemment chaque électrode en fonction de son rôle : 
\begin{itemize}
    \item L'anode : l'électrode où a lieu l'oxydation
    \item La cathode: l'électrode où a lieu la réduction.
\end{itemize}

\begin{tcolorbox}
Montage de la pile Daniel Cachau Expérience de la famille Red-Ox page 243 (540.76/CACH).\\
On met un ampère mètre et un voltmètre pour placer le sens du courant et de la tension.
\end{tcolorbox}

\textbf{Exercice :}
Associons à chaque électrode son nom à partir de la connaissance des constituants de la pile et des observations expérimentale: \\
\begin{itemize}
    \item On observe qu'au pôle + il y a : $Cu^{2+}$ $SO_4^{2-}$, et $Cu$, du plus le courant sort de cette électrode, donc les électrons y arrives :   on a donc la réaction $$Cu^{2+}+2e^- \rightarrow Cu(s)$$
    C'est donc une réduction. Cette électrode est la cathode.
    \item Avec le même raisonnement on trouve que $$Zn\rightarrow Zn^{2+} + 2 e^-$$
    C'est donc l'anode. \textit{Pour s'en rappeler : Anode et Oxydation commencent par des voyelles, Cathode et Réduction par des consonnes}.
\end{itemize}

On peut alors déduire l'équation bilan :
$$Cu^{2+}+Zn(s)\rightarrow Cu(s)+  Zn^{2+} $$

Le pont salin sert à fermer électriquement le circuit. Cependant il est à noter que ce sont des ions qui y circulent, pas des électrons.\textit{(Le plus souvent, on imbibe du papier d'une solution concentrée (1 mol/L) de \chemform{KNO_3})}


\subsection{Potentiel (peut être un peu dure... faire la capacité de la pile}

On a vu que la réaction se faisait spontanément dans un sens. Pouvait on le prévoir ?\\



Oui. En effet quand dans la pile nous avons mesurer une tension : la fem (force éléctromotrice) en réalité c'est la différence entre les potentiels de chaque électrodes.

Il existe une relation, la loi de Nernst permettant de déterminer le potentiel d'une électrode. Pour cela on détermine la demi équation par exemple :
\begin{chemmath}
Cu^{2+}+2e^- \rightarrow Cu(s)
\end{chemmath}
$$E(Cu^{2+}/Cu) = E^\circ(Cu^{2+}/Cu)+\frac{RT}{2F}\ln(\frac{[Cu^{2+}]}{c^\circ})$$

Dans un cas général  : 
\begin{chemmath}
\delta Ox+\alpha A +ne^-\rightarrow \gamma Red +\beta B
\end{chemmath}
$$E(Ox/Red) = E^\circ(Ox/Red)+\frac{RT}{nF}\ln(\frac{[Ox]^\delta [A]^\alpha}{[Red]^\gamma [B]^\beta})$$

Il faut faire cela pour chaque demis réaction et c'est l'oxydant le plus fort (c'est à dure celui avec le plus grand potentiel) qui réagit avec le réducteur le plus fort (c'est à dire celui avec le plus petit potentiel). 


\begin{figure}[htbp]
    \centering
    \includegraphics[width=0.7\textwidth]{images/potentiel.PNG}
    \caption{\href{https://spcl.ac-montpellier.fr/moodle/pluginfile.php/11616/mod_resource/content/2/Chapitre\%204\%20-\%20Oxydoreduction\%20-\%20Fiche\%20de\%20synthese.pdf}{https://spcl.ac-montpellier.fr/moodle/pluginfile.php/11616/mod_resource/content/2/Chapitre\%204\%20-\%20Oxydoreduction\%20-\%20Fiche\%20de\%20synthese.pdf}}
\end{figure}

A retenir : Un oxydant est d’autant plus fort que la valeur du potentiel standard associé à son couple est élevée.Un réducteur est d’autant plus fort que la valeur du potentiel standard associé à son couple est faible.


\section*{Conclusion}
Dans cette leçon nous avons caractériser de manière chimique ce qu'on appel l'oxydation. On s'est alors rendu compte que cela faisait partie d'un classe de réaction plus large appelé oxydoréduction. Ce sont des réaction qui mettent en jeu des échanges d'électron.
Nous avons vue comment écrire ses réaction et mis en place un protocole de titrage permettant de mettre à profit cette nouvelle classe de réaction.





\end{document}
