Au programme de ce chapitre
- I. Classer les couples
- II. Prévoir une réaction spontanée
- III. Applications et limites
- Savoir-faire
- Exercices types corrigés
- Teste-toi — vrai ou faux ?
- Pièges fréquents et astuces
- À retenir
La définition à retenir
Définition Le potentiel standard de réduction E° d'un couple ox/red (en volts) mesure la tendance de son oxydant à capter des électrons. On le mesure par rapport au couple de référence H+/H2, dont le potentiel est fixé à 0,00 V (électrode standard à hydrogène), dans les conditions standards : 25 °C, concentrations de 1 mol/L, pression de 1 bar.
- Plus E° est élevé, plus l'oxydant du couple est fort.
- Plus E° est bas, plus le réducteur du couple est fort.
Un exemple corrigé
Exemple
- Fer dans une solution de Cu2+ : E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V > E°(Fe2+/Fe) = −0,44 V : réaction. Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu.
- Cuivre dans une solution de Fe2+ : l'oxydant Fe2+ (−0,44 V) est plus faible que celui du couple du cuivre : pas de réaction.
- Les métaux de E° négatif (Zn, Fe, Mg, Al) sont attaqués par les acides en libérant du dihydrogène : Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2. Le cuivre, l'argent et l'or (E° positifs) ne le sont pas par l'acide chlorhydrique.
Lexique
- potentiel standard
- E°, tension qui classe la force oxydante des couples par rapport à H+/H2
- réaction spontanée
- réaction qui se produit d'elle-même, sans apport d'énergie électrique
- galvanisation
- dépôt de zinc qui protège l'acier de la corrosion
- métal noble
- métal très peu réducteur, qui ne s'oxyde presque pas (or, platine)
Les erreurs fréquentes à éviter
Piège — faire réagir des espèces du même côté. Du zinc métallique et du cuivre métallique ne réagissent pas ensemble : ce sont deux réducteurs. Pour qu'une réaction ait lieu, il faut un oxydant d'un couple (par exemple Cu2+) et un réducteur de l'autre (par exemple Zn).
Piège — confondre « E° élevé » et « réducteur fort ». Un E° élevé correspond à un oxydant fort. Le réducteur du même couple est alors faible : l'or (+1,50 V pour Au3+/Au) est un métal très peu réactif. C'est avec un E° bas que le réducteur est fort, comme le magnésium ou le sodium.
Attention Le E° d'un couple ne se multiplie pas par les coefficients de l'équation : pour 2 Ag+ + 2 e− → 2 Ag, E° reste +0,80 V. Et une réaction prévue comme possible peut être très lente : l'aluminium, protégé par une fine couche d'oxyde, réagit à peine avec l'eau malgré son E° très bas.
L'astuce du prof
Astuce. Écris les couples dans l'ordre des E° décroissants et trace un gamma : l'oxydant le plus haut à gauche réagit avec le réducteur le plus bas à droite. Si ton oxydant est plus bas que ton réducteur dans le tableau, il n'y a pas de réaction.
Exercices corrigés
Cherche d'abord seul, puis ouvre la correction.
Exercice 1 — Classer des couples
Avec le tableau des potentiels : a) classe les oxydants Ag+, Fe3+, Cu2+ et Zn2+ du plus fort au plus faible ; b) quel est le réducteur le plus fort parmi Zn, Cu, Fe2+ et Ag ? c) Le zinc réagit-il avec les ions argent ? Si oui, écris le bilan.
Voir la correction
Je lis les E°. a) Ag+/Ag (+0,80 V) > Fe3+/Fe2+ (+0,77 V) > Cu2+/Cu (+0,34 V) > Zn2+/Zn (−0,76 V) : l'ordre des oxydants est Ag+, Fe3+, Cu2+, Zn2+. b) Le réducteur le plus fort est celui du E° le plus bas : le zinc. c) E°(Ag+/Ag) est supérieur à E°(Zn2+/Zn) : oui, Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag.
Exercice 2 — Deux réactions à prévoir
Écris le bilan s'il y a réaction : a) du dichlore Cl2 sur une solution d'ions Fe2+ ; b) du cuivre métallique dans une solution d'ions Fe3+.
Voir la correction
Comparons les E° dans chaque cas. a) E°(Cl2/Cl−) = +1,36 V est plus grand que E°(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V : Cl2 + 2 Fe2+ → 2 Cl− + 2 Fe3+. b) E°(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V est plus grand que E°(Cu2+/Cu) = +0,34 V : le cuivre est attaqué, Cu + 2 Fe3+ → Cu2+ + 2 Fe2+.