Lors d’une oxydo-réduction, le réducteur d’un couple échange des électrons avec l’oxydant d’un autre couple. Il y a formation des espèces conjuguées. Cette transformation spontanée peut se faire de deux façons.

I) Oxydo-réduction : transfert d’électrons par contact

1) Réaction entre les ions cuivre et les atomes de zinc

Lorsque l’on met en contact des ions cuivre Cu²⁺₍_aq₎ et des atomes de zinc Zn₍_s₎, on observe une progressive décoloration de la solution ainsi qu’un dépôt rougeâtre sur la plaque de zinc.

Les ions cuivre donnent une coloration bleue à la solution. Une solution d’ions zinc est incolore. Donc les ions cuivre sont consommés. Le dépôt sur la plaque de zinc correspond à la couleur des atomes de cuivre.

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Enfin, il est possible de prouver que des ions zinc sont maintenant présents dans la solution : ils ont été formés par oxydation des atomes de zinc. D’où les équations :

$\begin{matrix} Zn ⇄ {Zn}^{2 +} + 2 e^{-} \\ {Cu}^{2 +} + 2 e^{-} ⇄ Cu \\ \bar{{Zn}_{(s)} + {Cu}_{(aq)}^{2 +} \to {Zn}_{(aq)}^{2 +} + {Cu}_{(s)}} \end{matrix}$

Cette transformation totale est spontanée.

2) Réaction entre les ions zinc et les atomes de cuivre

La double flèche des demi-équations ci-dessus laisse présager que la transformation peut se faire dans les deux sens. Dans ce cas, il n’en est rien puisque la transformation est totale ! Si on met en contact des ions zinc ${Zn}_{(aq)}^{2 +}$ et des atomes de cuivre Cu₍_s₎, aucune évolution ne sera observée : cette transformation n’est pas spontanée.

À noter
Cela ne veut pas dire qu’elle ne pourra jamais avoir lieu…

II) Oxydo-réduction : transfert indirect d’électrons

Dans une solution aqueuse, les porteurs de charge sont les ions. Dans un métal, les porteurs de charge sont les électrons.

Il est donc possible qu’un réducteur et un oxydant échangent des électrons sans être directement en contact. Il suffit en effet de les relier par un conducteur métallique (câble, électrode…). Ce transfert indirect d’électrons donne naissance à un courant électrique dans le conducteur métallique.

Méthode

Prévoir le sens d’évolution spontanée d’un système électrochimique

Le système électrochimique considéré est une solution aqueuse contenant :

– des ions fer II ([Fe²⁺]_i = 2,0 × 10⁻³ mol · L⁻¹) ;

– du cuivre solide (m(Cu)_i = 2,5 g).

Les couples oxydant/réducteur sont : Fe³⁺/Fe²⁺ et Cu²⁺/Cu.

a. Donner l’équation de réaction en supposant que l’atome de cuivre est un réactif.

b. Déterminer alors la valeur du quotient de réaction initial du système.

c. La constante d’équilibre de cette réaction est, à 25 °C, K = 2,1 × 10¹⁴. Dans quel sens le système va-t-il évoluer ?

Conseils
a. Écrivez puis combinez les deux demi-équations en faisant l’hypothèse que le réducteur Cu est un réactif.
b. Attention à l’état physique des différentes espèces.
c. Appliquez le critère d’évolution spontanée.

Solution

a. Cu est un réducteur donc il réagit avec l’oxydant de l’autre couple : Fe³⁺.

$\begin{matrix} Cu ⇄ {Cu}^{2 +} + 2 e^{-} \\ {Fe}^{3 +} + e^{-} ⇄ {Fe}^{2 +} (\times 2) \\ \bar{{Cu}_{(s)} + 2 {Fe}_{(aq)}^{3 +} ⇄ {Cu}_{(aq)}^{2 +} + 2 {Fe}_{(aq)}^{2 +}} \end{matrix}$

b. Le solide Cu n’apparaît pas dans le quotient de réaction.

On a : $Q_{ri}=\frac{(\text{Cu}^{2+})_i\times[\text{Fe}^{2+}]^2_i}{[\text{Fe}^{3+}]^{2}_i}$

$=\frac{5,0\times10^{−2}\times(2,0\times10^{−3})^2}{(4,0\times10^{−2})^2}$

$=1,3\times10^{−4}$

c. On a : $Q_{ri} = 1,3 \times 10^{- 4} < K = 2,1 \times 10^{14}$ .

À noter
c. Si à la question a on écrit l’équation de réaction dans l’autre sens, on trouvera des valeurs inverses pour K et pour Q_ri. On obtiendra alors une évolution en sens indirect, ce qui revient au même dans la réponse donnée ici !

Transformation spontanée modélisée par une oxydo-réduction