I/ REACTION D’OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE :
I-1/ DEFINITION :
Une réaction d’oxydoréduction par voie sèche est une réaction qui se produit en milieu non aqueux.
Les réactions d’oxydoréduction par voie sèche sont des réactions de combustions entre solides et gaz dans le dioxygène ou dans le dichlore.
I-2/ EXEMPLES DE REACTION D’OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE : COMBUSTION DANS LE DIOXYGENE :
-2-1/ EXEMPLE 1 : REACTION ENTRE LE DIOXYGENE (O2) ET LE MAGNESIUM (Mg) :
► Expérience :
Introduisons un ruban de magnésium (Mg) dans un flacon contenant du dioxygène (O2).
► Observation :
On constate une apparition de fumées blanches composées de particules solides : c’est de l’oxyde de magnésium ou magnésie.
► Interprétation :
L’oxyde magnésium de formule brute MgO est un composé ionique constitué d’ion Mg2+ et O2-.
L’équation bilan de la réaction qui s’est produit s’écrit :
Autres exemples d’oxydoréduction par voie sèche similaires:
I-2-2/ EXEMPLE 2 : REACTION ENTRE LE DIOXYGENE (O2) ET LE CARBONE (C) :
Le carbone (C) brûle aussi complètement dans le dioxygène(O2) pour donner du dioxyde de carbone CO2 qui est un composé moléculaire.
L’équation bilan de la réaction qui s’est produit s’écrit :
I-3/ DEFINITION OXYDANT ET REDUCTEUR DANS L’OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE :
I-3-1/ OXYDANT OU ESPECE REDUITE :
Un oxydant est un corps capable de perdre de l’oxygène au cours d’une réaction chimique.
Exemples : O2
I-3-2/ REDUCTEUR OU ESPECE OXYDEE :
Un réducteur est un corps capable de fixer de l’oxygène au cours d’une réaction chimique.
Exemples : Mg ; Na ; Fe ; C
I-4/ INTERPRETATION ELECTRONIQUE DE L’OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE :
I-4-1/ EXEMPLE 1 :
La réaction entre le dioxygène (O2) et le magnésium (Mg) est une réaction d’oxydoréduction par voie sèche qui s’effectue par transfert d’électrons.
► Etude du Mg :
Passage de la forme atomique à la forme ionique :
► Etude du O2 :
Passage de la forme moléculaire à la forme ionique :
► Bilan de la réaction d’oxydoréduction par voie sèche :
I-4-2/ EXEMPLE 2 :
La réaction entre le dioxygène (O2) et le carbone (C) est une réaction d’oxydoréduction par voie sèche qui s’effectue sans transfert d’électrons.
II/ ELECTRONEGATIVITE :
II-1/ DEFINITION :
L’électronégativité d’un atome est une grandeur physique sans unité qui caractérise sa capacité à attirer les électrons lors de la formation d’une liaison ionique avec un autre élément.
Elle est notée par la lettre grecque khi ( χ )
II-2/ ECHELLE DE PAULING :
L’échelle de Pauling est une échelle de l’électronégativité des différents éléments chimiques.
II-3/ NOMBRE D’OXYDATION OU DEGRE D’OXYDATION :
II-3-1/ DEFINITION :
On appelle nombre d’oxydation (nox) ou degré d’oxydation (dox) le nombre qui caractérise l’état d’oxydation d’un élément dans une espèce chimique.
Plus le nombre d’oxydation d’un élément chimique est important, plus il est dans un état oxydé.
II-3-2/ DETERMINATION DU NOMBRE D’OXYDATION :
II-3-2-1/ CAS DES IONS MONOATOMIQUES :
Le nombre d’oxydation des ions monoatomiques est égal à la charge portée par l’ion.
Exemples:
nox (H+) = + I
nox (Fe2+) = + II
nox (Cl -) = – I
nox (O2-) = – II
nox (S2-) = – II
nox (Al 3+) = + III
II-3-2-2/ CAS PARTICULIERS DE L’HYDROGENE (H) ET DE L’OXYGENE (O) :
► Cas de l’hydrogène :
Généralement, nox (H) = +I, excepté dans les hydrures comme NaH ou CaH2 où nox (H) = – I et pour le dihydrogène où nox(H) = 0
Echelle des nombres d’oxydation pour H : – I ; 0 et +I
► Cas de l’oxygène :
Généralement, nox (O) = – II, excepté dans les peroxydes comme H2O2 ou BaO2 où nox (O) = – I et pour le dioxygène où nox(O) = 0
Echelle des nombres d’oxydation pour O : – II ; – I et 0.
II-3-2-3/ CAS DES MOLECULES OU IONS POLYATOMIQUES :
Dans une liaison, c’est l’atome le plus électronégatif qui porte le nox (– I) et l’atome le plus électropositif le nox (+I).
► Le nombre d’oxydation des atomes d’un corps simple est nul.
► La somme des nombres d’oxydation des différents atomes d’une molécule est nulle.
► La somme des nombres d’oxydation des différents atomes d’un ion polyatomique est égale à la charge de l’ion.
II-4/ GENERALISATION DE L’OXYDOREDUCTION :
II-4-1/ OXYDANT OU ESPECE REDUITE :
Un oxydant est une espèce chimique contenant un élément dont le nombre d’oxydation diminue lorsqu’il est réduit.
Exemple : O2
O2 + 4 e- → 2 O2-
Ici le dioxygène (O2) renferme l’élément oxygène (O) qui passe de (0) à (– II).
II-4-2/ REDUCTEUR OU ESPECE OXYDEE:
Un réducteur est une espèce chimique contenant un élément dont le nombre d’oxydation augmente lorsqu’il est oxydé.
Exemple : Mg
Mg → Mg2+ + 2 e-
Ici le magnésium (Mg) renferme l’élément magnésium (Mg) qui passe de (0) à (+ II).
II-4-3/ OXYDATION :
Une oxydation est une réaction au cours de laquelle le nombre d’oxydation de l’un des éléments composant le réactif et qui constitue l’espèce oxydée (réducteur) augmente.
Exemple :
Mg → Mg2+ + 2 e-
Ici le magnésium (Mg) passe de (0) à (+ II).
II-4-4/ REDUCTION :
Une réduction est une réaction au cours de laquelle le nombre d’oxydation de l’un des éléments composant le réactif et qui constitue l’espèce réduite (oxydant) diminue.
Exemple :
O2 + 4 e- → 2 O2-
Ici l’oxygène (O) passe de (0) à (– II).
II-4-5/ REACTION D’OXYDOREDUCTION :
Lors d’une réaction d’oxydoréduction, la diminution totale du nombre d’oxydation de l’espèce oxydante est égale à l’augmentation totale du nombre d’oxydation de l’espèce réductrice : on parle de conservation du nombre d’oxydation total au cours de la réaction.
II-5/ METHODOLOGIE POUR EQUILIBRER UNE REACTION D’OXYDOREDUCTION :
► Faire un bilan des espèces en présence : réactifs et produits
► Chercher les éléments oxydés et réduits dans les réactifs puis calculer leurs nombres d’oxydation dans les réactifs et dans les produits.
► Calculer les variations du nombre d’oxydation de chacun des éléments oxydés et réduits
► Ajuster les coefficients stœchiométriques pour que la somme de toutes les variations soit nulle
► On équilibre enfin les autres éléments et les charges.
REMARQUES :
⁕ Pour équilibrer les atomes d’oxygène et d’hydrogène, on utilise des molécules d’eau.
Exemple :
Utiliser les nox pour établir l’équation-bilan de la réaction d’oxydoréduction ayant lieu entre les ions permanganate MnO4− et le dioxyde de soufre SO2.
On donne : E∘(MnO4−/Mn2+) = 1,51V ; E∘(SO4 2−/SO2) = 0,17V
► Bilan des réactifs et produits :
Réactifs : MnO4− et SO2 Produits : Mn2+ et SO4 2−
► Eléments oxydés et réduits puis calcul de leurs nombres d’oxydation
Elément réduit dans MnO4− est le manganèse (Mn) :
Elément oxydé dans SO2 est le soufre (S) :
► Calcul des variations du nombre d’oxydation
Δnox(Mn) = (+II) – (+VII) = – V
Δnox(S) = (+VI) – (+IV) = +II
► Ajustement des coefficients stœchiométriques
2 Δnox(Mn) = 5 Δnox(Mn)
L’équation bilan devient alors :
► On équilibre enfin les autres éléments et les charges.
III/ CORROSION DES METAUX :
III-1/ DEFINITION :
La corrosion désigne l’ensemble des phénomènes par lesquels un métal ou un alliage métallique tend à s’oxyder sous l’influence d’agents oxydants.
Toutefois, tous les métaux ne sont pas affectés par la corrosion : la corrosion est donc un phénomène qui dépend du matériel (du type de métal) et de l’environnement (air, eau, conditions climatiques).
III-2/ QUELQUES EXEMPLES DE CORROSION :
► Les métaux nobles tels que l’or, la platine, l’argent, sont insensibles à la corrosion.
► Certains métaux tels que l’aluminium, le zinc s’oxydent très facilement au contact du dioxygène mais la couche d’oxyde métallique formée est imperméable au dioxygène et bloque alors le processus de corrosion.
► Le fer et ces alliages se corrodent au contact de l’air humide et produisent de l’oxyde de fer appelé rouille qui est une couche poreuse et perméable à l’air. Ainsi la corrosion continue en profondeur jusqu’à la destruction totale du fer et de ces alliages.
III-3/ PROTECTION DES METAUX CONTRE LA CORROSION :
La protection des métaux contre la corrosion consiste à poser une barrière protectrice entre le métal et les agents corrosifs. Parmi les méthodes de protection, on distingue :
III-3-1/ LES REVETEMENTS COURANTS :
Ce sont des méthodes de protection qui consistent à revêtir les surfaces métalliques de peintures, de vernis, de résines, des matières plastiques, de l’émail.
III-3-2/ LES REVETEMENTS PAR VOIE THERMIQUE (METALLISATION) : LA GALVANISATION
La galvanisation consiste à recouvrir de l’acier d’une couche de zinc dans le but de la protéger contre la corrosion.
Le procédé consiste à immerger l’acier dans un bain de zinc liquide (450 °C). Une couche d’intermétallique se forme alors entre l’acier et le zinc en fusion, permettant une excellente adhérence du revêtement.
III-3-3/ LES REVETEMENTS PAR DEPOT ELECTROLYTIQUE :
On place à 1’anode (+), le métal de protection à déposer (cuivre, nickel, chrome, argent, zinc, cadmium…) et à la cathode (-), la pièce à protéger (acier). Les deux électrodes sont placées ensuite dans une solution de sels du métal de protection à déposer. Sous l’effet du passage du courant, l’anode se dissout et vient recouvrir
la pièce à protéger (acier) du métal protecteur (cuivre, nickel, chrome, argent, zinc, cadmium…).
III-3-4/ PROTECTION CATHODIQUE :
La protection cathodique est une technique permettant de protéger un métal, en présence d’un milieu aqueux, en diminuant son potentiel de corrosion.
Parmi les techniques de protection cathodiques des structures enterrées, on distingue :
Protection cathodique passive :
Elle consiste à créer un couple galvanique entre la pièce à protéger (acier) qui sera la cathode de la pile et l’anode, un autre métal (zinc, aluminium, magnésium…) plus réducteur que celui de la pièce à protéger.
Protection cathodique active :
Elle consiste à relier la pièce à protéger (acier) au pôle négatif d’un générateur de courant continu et au pôle positif de ce générateur un autre métal qui va constituer l’anode sacrificielle.
Ici, le sol est un milieu conducteur qui joue le même rôle que celui d’un pont électrolytique dans une pile.
Dans les deux cas de figure, on a une réaction d’oxydoréduction entre les oxydants contenus dans le sol, et l’électrode de zinc (anode sacrificielle).
Ainsi, ou aura une réduction des oxydants contenus dans le sol sans attaque de la citerne.
IV/ ALUMINOTHERMIE :
On appelle aluminothermie, un procédé à très fortes températures mettant en jeu la réduction de divers oxydes métalliques par l’aluminium en poudre.
Elle est utilisée pour souder certaines structures métalliques comme les rails de chemin de fer.
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