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Potentiels de réduction  

Éléments de chimie expérimentale, Lahaie, Papillon, ValiquettePourquoi les ions Cu2+ ont-ils plus tendance à s'emparer des électrons que le Zn2+ ?

Si l'on met une plaque de zinc dans une solution de CuSO4 (aq), après quelque temps, il y a dépot de cuivre sur la plaque, causée par la réduction des ions Cu2+(aq) provenant de la solution.

Pour répondre à cette question, il faut étudier ce que l'on appele les potentiels normaux de réduction, c'est à dire la "force" avec laquelle les ions s'emparent des électrons.


        Pour ce faire, les chimistes ont décidé de comparer la réduction (gain d'électrons) de tous les éléments à la réduction de l'hydrogène.

              2 H+ (aq) + 2 e- --> H2 (g)

        On donne une valeur arbritraire de potentiel de réduction de 0,00 volt à l'hydrogène et le potentiel de tous les autres éléments est basé sur cette valeur.

        On calcule le potentiel de réduction à partir d'une pile électrochimique où une des électrodes est l'hydrogène.

        Si un élément est meilleur receveur d'électrons que l'hydrogène, il aura un potentiel de réduction avec un signe positif .

        Si un élément est moins bon receveur d'électrons que l'hydrogène, il aura un potentiel de réduction avec un signe négatif .

Mauvais 
réducteur 
mauvais donneur
d'électrons 





















































Bon 
réducteur 
Bon donneur 
d'électrons 

Potentiels de réduction 
Concentration ionique 1 mol/L, à 25 'C  
et une pression de 101,3 kPa.

Bon  oxydant 
bon receveur 
d'électrons 





















































Mauvais 
oxydant 
Mauvais receveur
d'électrons 

F2 (g) + 2 e- --> 2 F-(aq) +2,87 v
MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- -->Mn2+(aq) + 4 H2O (l) +1,52 v
Au3+(aq) + 3 e- --> Au (s) +1,50 v
Cl2 (g) + 2 e- --> 2 Cl-(aq)  +1,36 v
Cr2O7-2(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- --> 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) +1,33 v
MnO2 (aq) + 4 H+(aq) + 2 e- --> Mn2+(aq) + 2 H2O(l) +1,28 v
Br2 (l) + 2 e- --> 2 Br-(aq)  +1,07 v
Ag+(aq) + 1 e- --> Ag(s)  +0,80 v
Hg2+(aq) + 2 e- --> Hg(l) +0,78 v
Fe3+(aq) + 1 e- --> Fe2+(aq) +0,77 v
O2 (g) + 2 H+(aq) + 2 e- --> H2O2 (l) +0,68 v
I2 (g) + 2 e- --> 2 I-(aq)  +0,53 v
Cu+(aq) + 1 e- --> Cu(s)  +0,52 v
Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s) +0,34 v
Cu2+(aq) + 1 e- --> Cu+(aq) +0,15 v
Sn4+(aq) + 2 e- --> Sn2+(aq) +0,15 v
2 H+ (aq) + 2 e- --> H2 (g)  0,00 v
Pb2+(aq) + 2 e- --> Pb(s) - 0,13 v
Sn2+(aq) + 2 e- --> Sn(s) - 0,14 v
Ni2+(aq) + 2 e- --> Ni(s) - 0,25 v
Co2+(aq) + 2 e- --> Co(s) - 0,28 v
Cr3+(aq) + 1 e- --> Cr2+(aq) - 0,41 v
Fe2+(aq) + 2 e- --> Fe(s) - 0,44 v
Cr3+(aq) + 3 e- --> Cr(s) - 0,74 v
Zn2+(aq) + 2 e- --> Zn(s) - 0,76 v
Mn2+(aq) + 2 e- --> Mn(s) - 1,18 v
Al3+(aq) + 3 e- --> Al(s) - 1,66 v
Mg2+(aq) + 2 e- --> Mg(s) - 2,37 v
Na+(aq) + 1 e- --> Na(s) - 2,71 v
Ca2+(aq) + 2 e- --> Ca(s) - 2,90 v
Ba2+(aq) + 2 e- --> Ba(s) - 2,90 v
K+(aq) + 1 e- --> K(s) - 2,92 v
Li+(aq) + 1 e- --> Li(s) - 3,05 v

        Ainsi, d'après le tableau, le E0 (potentiel de réduction) de
        Zn2+ = - 0,76 volt et celui de Cu2+ de + 0,34 volt.

        Comme le E0 de Cu2+ est plus grand que celui de Zn2+, c'est Cu2+ qui s'empare des électrons .

          Zn0(s) --> Zn2+(aq) + 2 e-
          Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s)
          _____________________
          Zn0(s) + Cu2+(aq) --> Zn2+(aq) + Cu(s)

        Pour calculer le potentiel total de la réaction d'oxydoréduction, il faut soustraire le E0 de Zn2+ de celui de Cu2+.

        DDP (différence de potentiel) = + 0,34 v - (- 0,76 v) = + 1,10 volt 

Éléments de chimie expérimentale, Lahaie, Papillon, ValiquettePourquoi les ions Ag+ ont-ils plus tendance à s'emparer des électrons que le Cu2+ ?

Si l'on met un spirale de cuivre dans une solution de AgNO3 (aq), après quelque temps, il y a un dépot d'argent, Ag(s) sur le spirale, causé par la réduction des ions Ag+(aq) provenant de la solution de AgNO3.

      Cu0(s) --> Cu2+(aq) + 2 e-
      2 Ag+(aq) + 2 e- --> 2 Ag(s)
      _______________________
      Cu0(s) + 2 Ag+(aq) --> Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

        Ainsi, d'après le tableau, le E0 (potentiel de réduction) de
        Cu2+ = + 0,34 volt et celui de Ag+ de + 0,80 volt.

        Comme le E0 de Ag+ est plus grand que celui de Cu2+, c'est Ag+ qui s'empare des électrons .

        Pour calculer le potentiel total de la réaction d'oxydoréduction, il faut soustraire le E0 de Cu2+ de celui de Ag+.

        DDP (différence de potentiel) = + 0,80 v - (+ 0,34 v) = + 0,46 volt

Et pourquoi pas quelques petits problèmes ?

Plan des
notes de cours
Module 5
Aspect macroscopique
de l'équilibre
Facteurs qui
influencent l'équilibre
Principe de
Le Châtelier
Constante
d'équilibre
Constante de
dissociation de l'eau
Force
des acides
Titrage
Exercices
mathématiques
Réactions
d'oxydoréduction
Piles
électrochimiques

 

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Page mise à jour : le 7 mars 2005

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