GENERALITES SUR L’OXYDOREDUCTION

NOTION DE COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR

Les métaux et leurs ions

Les ions

Un ion est un atome (ou un groupe d’atomes) qui perdu (ou gagné) un (ou plusieurs) électrons. Lorsque l’atome a perdu des électrons, il devient un ion positif ou cation ; lorsqu’il a gagné des électrons, il devient un ion négatif ou anion.

Les ions monoatomiques proviennent d’un seul atome (Na⁺, Ca^2+). Les ions polyatomiques sont formés à partir de plusieurs atomes (NH₄⁺, SO₄^2-)

Les éléments dont les atomes ont tendance à perdre des électrons et donner des ions positifs sont dits électropositifs. Les éléments dont les atomes ont tendance à gagner des électrons et donner des ions négatifs sont dits électronégatifs.

Les métaux sont des corps qui ont la propriété de donner des ions positifs ou cations.

" Les métaux alcalins (colonne I du tableau de classification périodique des éléments) donnent des ions monovalents (K⁺, Na⁺,)

" Les alcalino-terreux (colonne II) donnent des ions divalents (Ca²⁺, Hg²⁺)

" Les métaux de transition donnent à chaque métal plusieurs sortes d’ions (Fe³⁺, Fe²⁺)

Les ions métalliques en solution aqueuse.

Une solution est un mélange homogène d’une substance appelée soluté, avec une autre substance liquide appelée solvant. La solution est dite aqueuse si le solvant est l’eau.

En solution aqueuse, tous les ions sont hydratés et dispersés.

On appelle concentration molaire d’une solution la quantité en mole de soluté dissous dans un litre de solution :

n: nombre de moles du soluté (mol)

V : Volume de la solution (l)

C : concentration molaire (mol/l)

Certains cations métalliques donnent une couleur caractéristique aux solutions qui les renferment. On a ainsi :

- L’ion ferreux (II) (Fe²⁺) donne une couleur vert-pâle en solution aqueuse.

- L’ion cuivrique (Cu²⁺) donne une couleur bleue en solution aqueuse.

- L’ion ferrique (III) (Fe³⁺) donne une couleur rouille en solution aqueuse.

- L’ion cobalt (Co²⁺) donne couleur rose en solution aqueuse.

Il y a également des cations qui peuvent être reconnus par la formation de précipité caractéristiques en présence d’une solution de NaOH et leur éventuelle disparition par un excès de réactif

Exemple :

Zn²⁺ : précipité blanc d’hydroxyde de zinc

(Zn(OH)₂)

Al³⁺ : précipité blanc d’hydroxyde d’Aluminium (Al (OH)₃) qui se dissout dans un excès de réactif.

Fe²⁺ : précipité vert d’hydroxyde de Fer II (Fe (OH)₂)

Fe³⁺ : précipité rouille d’hydroxyde de Fer III (Fe (OH)₃)

Une solution aqueuse ionique renferme nécessairement les deux espèces d’ions : les ions positifs et les ions négatifs. Toute solution électriquement neutre contient autant de charges positives que de charges négatives.

Réaction entre un ion métallique (Mⁿ⁺) et un métal (M)

Cas de Cu²⁺ et le fer

Expérience :

Couleur

Verte

Fe

On plonge du fer dans une solution de Sulfate de cuivre. La couleur bleue indique la présence des ions Cu²⁺. Après un certain temps on observe la disparition de la couleur bleue au profit de la coloration verte. En plus, si on prélève une partie de la solution finale à laquelle ou ajoute de la soude (NaOH), on obtient un précipité vert et un dépôt rougeâtre.

Interprétation :

Le fer à réagit avec les ions cuivriques de la solution. Il y a eu consommation des Cu²⁺ qui ont été remplacé par des ions Fe²⁺.

Au contact de la solution, le fer a cédé deux électrons pour devenir l’ion Fe²⁺

Fe → Fe²⁺ + 2e

Les ions Cu²⁺ initialement dans la solution ont capté les deux électrons pour devenir du cuivre métallique (rougeâtre)

Cu²⁺ + 2è → Cu

Il y a donc eu consommation des ions Cu²⁺ qui ont été finalement remplacé par les ions Fe²⁺ d’où la (couleur verte)

Cas de l’ion Ag⁺ et de cuivre

Fil de cuivre

Expérience :

On introduit dans une solution de Sulfate d’Argent un fil de cuivre. La solution initiale est incolore.

Observation : la solution prend progressivement la teinte bleue et la lame de cuivre se recouvre d’un dépôt cristallin blanc brillant.

Interprétation :

Au contact de la solution, le cuivre libère 2 électrons selon la demi-équation

Cu → Cu²⁺ + 2e

Les ions Ag+ présents dans la solution captent chacun un électron et l’argent se dépose.

Ag⁺ + e → Ag

Il y a eu un transfert d’électron entre le cuivre métallique et les ions Ag+ de la solution.

Définitions

On appelle réaction d’oxydo-réduction, une réaction au cours de laquelle il y a transfert d’électrons.

L’oxydation : est une perte d’élection

Ex : Cu → Cu²⁺ + 2e

La réduction : est un gain d’élection

Ex : Ag⁺ + e → Ag

Un oxydant est une substance chimique capable de capter un ou plusieurs électrons : Exemple : Ag⁺

Un réducteur est une substance chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Exemple : Cu

COUPLE OXYDANT-REDUCTEUR

· Réaction entre le cuivre et l’ion argent

Au cours de la réaction entre le cuivre (Cu) et l’argent (Ag), le cuivre cède des électrons aux ions argent (Ag⁺). Il est oxydé à l’état d’ions cuivrique (Cu²⁺), selon la demi- équation :

Cu → Cu²⁺ + 2e

· Réaction entre le cuivre et le Fer

Au cours de la réaction entre le fer ou le zinc avec les ions cuivriques Cu²⁺, ils sont réduits à l’état de cuivre métallique Cu, selon la demi-équation électronique :

Cu²⁺ + 2è → Cu

Dans la première expérience, le cuivre métallique est oxydé en ions Cu²⁺.

Dans la deuxième expérience, ce sont les ions Cu²⁺ qui sont réduits en cuivre métallique Cu

L’élément cuivre se présente donc, soit comme un oxydant Cu²⁺, soit comme un réducteur Cu .A ces transformations correspondent les 2 demi-équations :

Cu²⁺ + 2è → Cu

Cu → Cu²⁺ + 2e

On traduit ces faits par une double flèche dans l’écriture de la demi-équation électronique :

Cu²⁺ + 2è ⇆ Cu

Cu²⁺ et Cu sont deux formes conjuguées d’un même élément. Ces deux espèces constituent un couple : le couple oxydant-réducteur, notée Cu²⁺/Cu.

En général, à tout métal M correspond un cation naturel M^n+. Ces deux espèces forment le couple Mⁿ⁺/M

Exemples : Au³⁺/Au ; Ag⁺/Ag, Pb²⁺/Pb, Fe²⁺/Fe, Al³⁺/Al

Couple redox : Ox/Red

Demi-équation : Mⁿ⁺ + ne ⇆ M

Equation-bilan d’une réaction d’oxydoréduction

Cas de Fe²⁺ et Zn

Réaction entre le cuivre et l’ion Argent

L’équation-bilan est obtenu après multiplication des coefficients par les nombres écrits entre parenthèses

//on multiplie la 2eme équation par 2 pour éliminer 2^e et avoir une équation bilan équilibrée

Réaction entre le Fer et l’ion cuivrique

EXERCICES

EXERCICE I :

1.Au cours d’une réaction entre le cuivre et les ions argent, le cuivre a perdu deux électrons pour devenir l’ion cuivrique. De l’autre cote, l’ion argent a capte un électron pour devenir de l’argent métallique.

1.1 Quel est, au cours de cette réaction l’oxydant ? le réducteur ?

1.2 Ecrire les demi-équations électroniques traduisant l’oxydation et la réduction.

1.3 Ecrire et équilibrer l‘équation bilan de cette réaction.

2. Une réaction d’oxydoréduction se traduit par l’équation bilan non équilibrée :

Au³⁺ +Zn → Au +Zn²⁺

2.1 Ecrire les demi-équations électroniques traduisant l’oxydation et la réduction

2.2 Quel est l’oxydant ? le réducteur ?

2.3 Equilibrer l’équation bilan.

3. Ecrire l’équation-bilan de la réaction entre l’aluminium Al et les ions Ag²⁺.

Quel est l’oxydant

Quel est le réducteur

L’équation-bilan d’une réaction s’écrit :

Zn + Hg²⁺ → Zn²⁺ + Hg

a) Ecrire les demi-équations électroniques traduisant l’oxydant et la réduction

b) Quel est l’oxydant

c) Quel est le réducteur

EXERCICE II :

Une lame de zinc plongée dans 100 cm³ d’une solution de sulfate de cuivre de concentration 0,2mol/l est laissée jusqu’à la disparition complète de la couleur bleue.

1. Qu’indique la couleur bleue ?

2. Pourquoi elle disparait ?

3. Quelle est la masse du cuivre déposée.

On donne : Cu :63,5

EXERCICE III :

L’acide chlorhydrique attaque le magnésium avec un dégagement de dihydrogène.

1.Ecrire l’équation bilan de cette réaction.

2.On place 5g de magnésium dans 20 cm³ d’acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol/l.

2.1 Les réactifs sont -ils dans des proportions stœchiométriques ?

2.2 Calculer le volume de dihydrogène dégagé dans les conditions ou le volume molaire est 25 l.

EXERCICE IV :

Une lame de cuivre baigne dans 100 cm³ d‘une solution aqueuse de nitrate d’argent (Ag+ +NO₃^-) de concentration 0,1 mol/l. On constate qu’elle se recouvre d’argent.

1.Interpreter ce résultat.

2.Quelle masse maximale d’argent peut-on recueillir ?

3.Quelle est alors la perte de masse subie par la lame de cuivre ?

EXERCICE V :

On introduit la poudre de zinc dans 200 cm³ d’une solution aqueuse de sulfate de cuivre de concentration 0,1 mol/l.

1.Calculer la masse de zinc nécessaire a la réduction de tous les ions cu²⁺.

2.Calculer, dans ce cas la masse du cuivre forme ainsi que la concentration des ions zn²⁺.

3.Verifier l’électroneutralité de la solution.

EXERCICE VI :

On plonge dans un bécher contenant une solution aqueuse de sulfate de cuivre un clou en fer préalablement décapée. On constate au bout d’un certain temps que la solution initialement bleue est devenue verdâtre pendant que le clou s’est recouvert d’un dépôt rougeâtre.

a) A quoi sont dus la coloration verdâtre de la solution et le dépôt rougeâtre sur le clou en fer ?

b) Comment appelle-t-on la réaction qui a eu lieu ?

c) Ecrire les demi-équations électroniques et en déduire l’équation- bilan de cette transformation.

d) Recopier et compléter les phrases suivantes :

Dans cette transformation, le fer a…………………….deux électrons ; le fer est un……………….., il a subi une……………………. L’ion cuivrique a…………………………..deux électrons ;l’ion cuivrique est un ………………….., il a subi une …………………………..

EXERCICE VII :

On veut étudier l’action des ions métalliques sur un métal dans une solution aqueuse. Pour cela, on dispose de la poudre métallique, de la poudre d’argent métallique, une solution molaire de sulfate de cuivre et une solution molaire de nitrate d’argent. Pour savoir de l’argent ou du cuivre métallique quel est le réducteur le plus fort, on fait deux expériences :

Expérience 1. On verse la poudre d’argent dans la solution de sulfate de cuivre ; on n’observe rien

Expérience 2. On verse de la poudre de cuivre la solution de nitrate d’argent ; après un certain temps on observe un changement de coloration de la solution.

1) Définir les termes : solution molaire, réducteur

2) Quelle est la couleur du cuivre métallique ?

3) Donner les noms et les formules des espèces chimiques ioniques mises en présence dans l’expérience 1.

4) Que traduit le changement de coloration au cours de l’expérience 2 ?

5) Expliquer en termes d’oxydation équation chimique à l’appui, ce qui s’est passé au cours de l’expérience 2. En déduire du cuivre ou de l’argent quel est le métal le plus réducteur.

6) citer deux domaines de la vie courante où, on peut associer utilement les couples Cu⁺⁺/Cu et Ag⁺/Ag

SOLUTIONS

EXERCICE I :

1.1-Oxydant :Ag+

Réducteur :Cu

Cu ⇀Cu²⁺ + 2e

Ag⁺ + e⇀Ag

(1x) Cu ⇀Cu²⁺ + 2e //on multiplie la première équation par1

(2x) 2Ag⁺ +2 e⇀2Ag //on multiplie la deuxième équation par 2 de façon à avoir le même nombre d’électrons partout.

Cu +2Ag⁺+ 2e ⇀Cu²⁺ + 2Ag +2e //on fait la somme membre a membre

Soit Cu +2Ag⁺ ⇀Cu^{2+ +} 2Ag

2.1 Zn ⇀Zn²⁺ + 2e //oxydation

Au³⁺ +3e⇀Au //réduction

22. Oxydant : Au

Réducteur : Zn // le donneur d’électrons est le réducteur

2.3. (3x) Zn ⇀Zn²⁺ + 2e

(2x) Au³⁺ +3e⇀Au

3Zn +2Au³⁺ ⇀3Zn²⁺ +2Au

EXERCICE II :

1. La couleur bleue indique la présence des ions Cu²⁺ en solution.

2. Le zinc s’oxyde et cède à la solution des ions Zn²⁺selon la demi-équation électronique.

Zn ⇀ Zn²⁺ +2^e //oxydation du zinc

Les ions Cu²⁺, initialement présents dans la solution captent ces ions et se dépose sous forme cuivre métallique. Il y a donc consommation des ions cuivriques selon la demi-équation électronique.

Cu²⁺ + 2e⇀Cu //réduction des ions cuivriques

D’où la disparition de la couleur bleue.

3. Quelle est la masse du cuivre déposée.

L’équation bilan est :

Zn + Cu²⁺⇀ Zn²⁺ + Cu

1mol 1mol 1mol 1mol

n(Cu²⁺⁾⁼cv =0,2x 0,1 =0,02 mol

n(Cu²⁺⁾⁼n(Cu)<= > n(Cu²⁺)=m(Cu)/M(Cu)=> m(Cu)=M(Cu)xn(Cu²⁺)=63,5x0.02=1,27 g

EXERCICE III :

1.Equation bilan de cette réaction.

(1x) Mg⇀Mg²⁺ +2e

(2x) H₃O⁺ + e ⇀H₂ + H₂O

Mg + 2H₃O⁺ ⇀ H₂ +Mg²⁺ +2H₂O

2.On placé 5g de magnésium dans

20 cm³ d’acide chlorhydrique de concentration 0,1 mol/l.

2.1 Non

Mg + 2H₃O⁺ ⇀ H₂ +Mg²⁺ +2H₂O

1mol 2mol 1mol 1mol 2mol

n(Mg)=n(H₃O⁺)/2

n(Mg)=m(Mg)/M(Mg)=5/24,3=0,2057mol

n(H³O⁺)=CV=0,02x0,1=0,002 mol On constate que n(Mg)> n(H₃O⁺)/2=>les réactifs ne sont pas dans des proportions stœchiométriques. Le magnésium est en excès.

n(H₂)=n(H₃O⁺)/2=0,002/2=0,001 mol

n(H2)=V/Vm =>V=0,001x25=25 cm³.

EXERCICE IV :

1.Inrerpreter ce résultat.

Le métal cuivre libère deux électrons pour devenir l’ion cuivrique au contact de la solution selon la demi-équation :

Cu +2^e

L’ion argent de la solution capte un électron pour devenir du métal argent selon la demi-équation :

Ag+ +e

L’équation globale est :

Cu + 2Ag⁺Cu²⁺ +2Ag

La lame de cuivre se recouvre de l’argent forme.

n(Ag)=cv=0,1x0,1=0,01 mol

n(Ag)=m(Ag)/M(Ag) => m(Ag)=0,01x 108=1,08g.

Cu + 2Ag⁺Cu²⁺ +2Ag

1mol 2mol 1mol 2mol

n(Cu)=n(Ag)/2 <= >m(Cu)/M(Cu)=n(Ag)/2

=> m(Cu)=63,5xx =0,317 g

EXERCICE V :

Zn + Cu²⁺ ⇀ Zn^{2+ +} Cu

1mol 1mol 1mol 1mol

n(Cu²⁺) =cv=0,1x0,2=0,02 mol

n(Zn)=m(Zn)/M(Zn)= m(Zn)=0,02x65,4=1,308g

n(Cu²⁺) =n(Cu)= n(Zn)

<=> m(Cu)/M(Cu)=0,02 => m(Cu)=0,02x63,5=1,27g.

C=n(Zn^2+)/V=0,02/0,2=0,1 mol/l

3.Verifier l’électroneutralité de la solution.

EXERCICE VI :

a) Le fer s’est transformé en ion Fe⁺⁺ qui donne la coloration verdâtre à la solution. Les ions cuivriques qui étaient responsables.de la couleur bleue ont capté les électrons libérés par le métal Fe et se sont transformées en cuivre métallique qui forme dépôt rougeâtre.

b) C’est une réaction d’oxydo-réduction.

c)Fe →Fe⁺⁺ +2^e

Cu ⁺⁺ +2e→Cu

d) Recopier et compléter les phrases suivantes :

Dans cette transformation, le fer a……perdu…deux électrons ; le fer est un………réducteur……….., il a subi une………oxydation……………. L’ion cuivrique a…………gagné………………..deux électrons ;l’ion cuivrique est un ……oxydant …………….., il a subi une ……réduction……………………..

EXERCICE VII :

1-Une solution molaire est une solution qui a pour concentration 1 mole par litre.

Un réducteur est une espèce chimique qui peut céder un ou plusieurs électrons au cours d’une réaction chimique.

2) couleur rouge-brique

3) SO₄^2- : ions sulfates

Cu²⁺ : ions cuivriques

4) Il y a eu oxydation du cuivre et réduction des ions Cu²⁺.

Le cuivre s’est oxydé .il a cédé des électrons pour devenir des ions C²⁺ selon la demi-équation électronique :

Cu →Cu⁺⁺. +2e

Les ions Ag+ de la solution ont capté ces électrons pour former le métal Ag selon la demi-équation électronique :

Ag⁺ + e → Ag

L’équation bilan est :

Cu +2Ag⁺ →Cu⁺⁺ + 2Ag

6) Fabrication des piles et transport d’énergie.