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couples rédox + potentiel standard de réduction
Bonjour,
J'ai deux petites question concernant ce QCM en chimie :
A 25°C et dans les conditions standard, lequel des réactifs suivants Ca, Cu2+, Br2 et Au pourrait réduire Ag+ en Ag?
E°r (Ag+/Ag) = +0,80V
E°r (Au3+/Au) = +1,52V
E°r (Cu2+/Cu) = +0,34 V
E°r (Br2/Br-) = +1,06 V
E°r (Ca2+ / Ca) = -2,84 V
Puisque le réactif doit "réduire", je me suis dite que c'était un réducteur qui devait faire ça, j'ai donc tout de suite éliminé Cu2+ et Br2 .
Pour les deux autres réactifs, càd pour Ca et Au, j'ai regardé leur potentiel standard de réduction et j'ai vu que le couple Au3+/Au avait un potentiel plus élevé. J'ai donc pensé que Au réduirait Ag+ en Ag.
Donc voici ma première question : le réactif dit que Au est un réducteur trop faible pour qu'il puisse transférer ses électrons à l'oxydant Ag+. Et ensuite j'ai vu cette photo fournie avec ce correctif (je joins la photo ici). Normalement le pouvoir oxydant augmente de bas vers le haut, non? ici c'est l'inverse? Donc voilà, je ne comprends pas du tout ce correctif.
Ma deuxième question c'est: est-ce que le potentiel standard de réduction est la meme chose que le potentiel standard d'oxydation?
Sinon, quelle est la différence?
Merci beaucoup d'avance.
Je commence par ta 2ème question :
A ma connaissance le terme correct est "potentiel standard d'oxydo réduction".
Pour ta 1ère question :
a) Je classe les 5 couples par potentiels décroissants :
Au3+ / Au
Br2 / Br-
Ag+ / Ag
Cu2+ / Cu
Ca2+ / Ca
Seuls les réducteurs des couples placés en dessous du couple Ag+/Ag ( donc Cu et Ca) pourront réduire les ions Ag+ en Ag
Tout d'abord, je m'excuse pour quelques fautes que j'ai commises en rédigeant le post. D'ailleurs, j'ai meme pas posté la photo dont j'ai parlé !
Je corrige tout cela tout de suite. 
La ligne rouge représente le pouvoir oxydant je suppose?
Pourquoi augmente-t-il de haut vers le bas?
Dans mon livre de chimie, le pouvoir oxydant augmente de bas vers le haut, tandis que ici c'est totalement l'inverse.
Le choix de l'orientation des axes est purement conventionnel et chacun peut l'orienter à sa guise.
Presque toujours on choisit l'orientation de manière à placer en haut les potentiels redox les plus élevés.
L'auteur du document que tu as posté a fait le choix inverse.
Les résultats sont évidemment les mêmes, mais s'agissant d'un document pédagogique on ne peut que regretter de jeter ainsi le trouble dans l'esprit des étudiants.
D'accord, merci.
J'ai encore deux petites questions :
1. Dans un couple redox, oxydant est fort tandis que le réducteur est faible? Je veux dire, est-ce que ça fonctionne de la meme façon que les couples acido-basiques?
2. Ici j'ai placé, comme vous m'avez dit, les couples sur ma flèche (qui représente le potentiel standard d'oxydo-réduction) et j'ai pris les deux couples situés en dessous de Ag+/Ag. Mais pourquoi on prends les couples situés en dessous?
J'ai pensé que c'était parce que plus on descend, plus le pouvoir oxydant diminue et plus le pouvoir réducteur augmente. Et comme on doit réduire avec un réducteur fort, on doit descendre à maximum car c'est en bas que les réducteurs forts sont situés.
C'est juste cela? Parce que je ne vois que ça comme réponse à ma propre question.
Merci beaucoup.
Question 1 :
Effectivement, plus un oxydant est fort plus son réducteur conjugué est faible et inversement plus un réducteur est fort plus son oxydant conjugué est faible.
L'analogie avec la force des couples acide/base est pertinente.
Question 2 :
Quand on connait les potentiels redox je préconise d'appliquer la règle suivante :
"La réaction spontanée se produit entre l'oxydant du couple dont le potentiel redox est le plus élevé et le réducteur de l'autre couple."
Avec cette règle je m'affranchis du sens de présentation des couples et des termes "au dessus de" et "au dessous de "qui dépendent de ce sens de présentation.
Exemples :
E0 (Ag+/Ag) = + 0,80V ; E0(Cu2+/Cu) = 0,34V
La réaction spontanée a lieu entre Ag+ et Cu (Elle aboutit bien à une réduction des ions Argent en atomes d'Argent )
E0 (Ag+/Ag) = + 0,80V ; E0 (Au3+/Au) = + 1,52V
La réaction spontanée a lieu entre Au3+ et Ag (Elle n'aboutit pas à une réduction des ions Argent en atomes d'Argent, mais au contraire en une oxydation des atomes d'Argent en ions Ag+)
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