Samedi 13 juin 2009 6 13 /06 /Juin /2009 08:50
- Par jean marie bourven - Publié dans : i-e1-a: Bac STI Génie Mécanique
cet article est destiné aux élèves de terminale STI qui ne pourront se déplacer lundi 15 Juin pour les deux dernières du cours de sciences physiques...

il traite du chapitre de Chimie de ce programme: l'oxydo-réduction

afin de comprendre les éléments succincts de cette notion

présentons une première expérience (simple):


disposons des quatre corps chimiques suivants:

- une plaque de zinc ( métal gris) et une fiole de sulfate de zinc (en solution dans l'eau

- une plaque de cuivre et une fiole de sulfate de cuivre en solution dans l'eau ( couleur turquoize)


disposons le cuivre dans le sulfate de zinc et le zinc dans le sulfate de cuivre



dans le  bécher contenant le cuivre: aucune réaction visible

dans le bécher contenant le zinc il se produit une réaction lente mais visible à la surface de ce dernier

sortant de la solution la plaque de zinc et l'examinant on observe:













































la plaque de Zinc est visiblement "rongée" et recouverte  d'un dépot noir aux reflets rouges:

                                il s'agit d'un dépot de cuivre

on dit que le zinc a été oxydé par le cuivre présent dans la solution de sulfate de cuivre

     et que le cuivre a été réduit par le zinc  

l'ensemble de ces deux actions réciproques est une oxydo-réduction où

 le zinc est le réducteur du cuivre et le cuivre est l'oxydant du zinc

le fait que le cuivre n'est pas oxydé par le zinc ( premier bécher ) montre de plus qu'il y a une hierarchie du pouvoir oxydant à savoir:

                    le cuivre est plus oxydant que le zinc

mais quelle est l'intime mécanisme de cette réaction?

voilà la question interessante...


procédons maintenant à une seconde expérience (plus élaborée)
:

avec les éléments suivants:



construisons une "pile" électrochimique:

- en immergeant du cuivre dans du sulfate de cuivre ( première demi-pile)

- en immergeant du zinc dans du sulfate de zinc ( seconde demi-pile)

puis réunissons ces demi-piles par un conducteur de cuivre immergé à chaque bout dans les deux solutions

enfin disposons avec des pinces "croco" un voltmètre électronique ( de forte impédance d'entrée )
aux bornes métalliques de ces deux demi-piles...



il apparaît immédiatement une tension de 1,04 V entre le Cuivre et le Zinc...

                             on dit que les couples (métal,ion)...

       (Cu2+,Cu) et (Zn2+,Zn) présentent  entre eux un potentiel de pile de 1,04V


interprétons cette expérience:

le cuivre est anode ( potentiel positif comme le montre le branchement du voltmètre )
le zinc est cathode ( potentiel négatif relié au commun du voltmètre)

                        donc, un transfert d'électrons

s'effectue du zinc (négatif donc donneurs d'électrons e-)
                                      
vers le cuivre qui les attire (positif donc accepteurs d'électrons)


Conclusion:

une réaction d'oxydo-réduction est une "bagarre électro-chimique" entre deux métaux au cours de laquelle

                              un oxydant prélève des électrons à un réducteur
                           ici       Cu                                        ici     Zn


l'oxydation du réducteur est donc une perte d'électrons

la réduction de l'oxydant est un gain d'électrons

on traduit cet échange en langage chimique par deux demi-équations bilan:

                                 oxydation  Zn --> Zn2+  +  2e-

                                 réduction   Cu2+  +  2 e-  --> Cu


                  quant au pouvoir oxydant PO prédominant du cuivre sur le zinc

                               on le traduit par l'échelle des potentiels



                                   Zn                                           Cu                 PO
                ----------------*------------------------------------*------------------->

                                     ------------------------------------->
                                                           1, 07 V


remarques:

- l'origine de cette échelle est donnée par la demi-pile à hydrogène ( H+,H2) non étudiée dans le cadre de ce cours

- la valeur de 1,07V est la valeur exacte mesurée dans des conditions expérimentales moins sommaires que celles du lycée


applications:

il est parfois nécessaire de protéger les métaux exposés à l'oxydation par des agents atmosphériques ou des solutions salines...par exemple les coques métalliques des navires, les canalisations enterrées, ou encore les chauffe-eaux reliés à des canalisations de cuivre

il existe deux modes de protection:

1) la protection dite à électrode soluble ( en zinc ou en magnésium) qui s'oxyde à la place du métal à protéger en contact avec elle:  fer galvanisé avec du zinc (clôtures, matériels agricoles,...), boulons de zinc solubles sur les coques de bateaux et les parties immergées du mécanisme d'hélice...
 
2) la protection par liaison avec un générateur de tension alimentant en électrons le métal à protéger  en les capturant  à une électrode de zinc, par exemple la protection des
canalisations en fonte placées en terre humide

cette électrode est dite "anode sacrificielle" car au bout du processus, c'est elle qui disparaît complètement par oxydation ( c'est pourquoi il faut la remplacer àintervelle régulier)


renvoi à d'autres sites: ici    là   mais si déjà vous savez tout ce que j'ai écris plus haut c'est déjà pas mal pour préparer votre épreuve de sciences physiques du Bac STI méca


bon week end à tous ...      jean marie bourven





 
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