CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE

Généralités :

Définition : On appelle acide, tout corps capable de céder un proton H+ en solution (selon Bronsted).

            Dans une solution aqueuse (dont le solvant est l’eau), H+ s’associe à une molécule d’eau pour former l’ion hydronium H3O+ selon l’équation.

H+ + H20          → H3O+        

-      Base selon Bronsted

On appelle base toute substance capable de capter un proton H+.

Remarque : Dans toute solution aqueuse, on retrouve les ions hydronium H3O+ et les ions hydroxydes OH-. La solution est acide si elle contient plus d’ions hydroniums que d’ions hydroxydes.

            [H3O+] > [HO-]

            On mesure l’acidité d’une solution en calculant son pH (potentiel hydrogène)

            [H3O+] = 10-pH 

            Le pH de l’eau pure est 7

            pH < 7 →solution acide

            pH = 7 → solution neutre

pH >7   → solution basique

Exemple : Acide chlorhydrique    :         

HCl+ H20       →            H3O+  + Cl-

Action des solutions acide sur les métaux

 

H2
 
Expérience : Dans 5 tubes à essais, introduisons un peu de poudre d’Al dans le 1er, de la limaille de fer dans le 2e, de la grenaille de zinc dans le 3e, un morceau d’argent dans le 4e et de la tournure de cuivre dans le 5e

→Ajoutons dans chaque tube 2 ml de solution de HCl

 

Cu
 
 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 


Observations : Dans les tubes contenant l’Ag et le Cu, on n’observe rien par contre dans les 3 autres, on observe des bulles de gaz suivies d’une effervescence. Si on approche une allumette enflammée à l’extrémité des tubes à dégagement, il y a détonation : c’est du dihydrogène.

            Prélevons environ 1 ml de solution contenue dans chacun des 3 tubes et ajoutons-y du NaOH

→Dans le tube contenant Al,  on obtient un précipité blanc qui se dissout dans un excès de NaOH, mais insensible dans l’ammoniac. Ce précipité est de l’hydroxyde d’aluminium Al(OH)3, il met en évidence la présence des ions Al3+

→Dans le tube contenant le fer, il se forme un précipité vert d’hydroxyde de fer II : Fe(OH)2, il y a des ions Fe2+.dans la  solution.

→Dans le tube contenant le Zinc ; il se forme un précipité blanc qui se dissout dans un excès d’hydroxyde de sodium et dans l’ammoniac Il y a des ions Zn++.dans la solution.

La réaction entre le fer et l’HCl est une réaction d’oxydo-réduction

L’ion H3O+ attaque le Fe, Al et Zn avec dégagement du dihydrogène H2 et formation des ions Fe2+, Al3+ et Zn2+ . C’est un oxydant ; son réducteur conjugué est le dihydrogène H2. La demi-équation électronique du couple H3O+/H2 s’écrit

                        2H3O+ + 2e ⇆ H2 + 2H2O

Interprétation: Dans les tubes 1,2 et 3, le métal est transformé en ions métalliques en cédant des électrons

Al  →Al3+ +   3e

Fe →Fe 2+ + 2e

Zn →Zn 2+ + 2e

            Les ions hydroniums de la solution acide ont capté des électrons et il y a eu dégagement du dihydrogène

            2H3O+ + 2è ⇆ H2 + 2H2O

Equations- bilan.

Al

(2 x)    Al  →Al3+ + 3è

(3 x)    2H3O+ + 2è → H2 + 2H2O

            2Al + 6H3O+  →3Al+ + 3H2 + 6H2O

Fer

            Fe  →Fe2+ + 2è

            2H3O+ + 2è  →2H2 + 2H2O

            Fe + 2H3O+ → Fe2++ 2H2 + 2H2O

Zn

            Zn → Zn2+ + 2è

            2H3O+ + 2è  →2H2 + 2H2O

            Zn + 2H3O+ → Zn2++ 2H2 + 2H2O

 

Conclusion: HCl ou H2SO4 dilué attaque les métaux tels que Fe, Al et Zn avec dégagement du dihydrogène et formation d’ions métalliques. Au cours de la réaction il y a transfert d’électron du métal aux ions H3O+ de l’acide. Mais ces deux acides sont sans actions sur les métaux tels que le Cu et Ag.

Classification qualitative des couples oxydant-réducteur

Classification qualitative  des couples Mn+/M

 

-      Réaction entre le métal Zinc et Fe2+ : Le métal Zn attaque les ions Fe2+

Fe2+ + Zn →Fe + Zn2+

La Réaction entre le métal Fe et les ions Cu2+ : Le métal Fe attaque les ions Cu2+

Cu2+ + Fe →Cu+ Fe2+

L’inverse est impossible

Ces résultats permettent de classer

-      Les oxydants : par pouvoir oxydant croissant (de gauche à droite)

Zn2+    Fe2+   Cu2+

-      Les réducteurs : par pouvoir réducteur croissant (de gauche à droite)

Cu      Fe      Zn

 

 

 

 

 

 


REMARQUE : Plus l’oxydant est fort, plus son réducteur conjugué est faible

 

 Place du couple H3O+/H2

            Les ions H3O+ attaquent le fer, mais pas le cuivre, donc H3O+ est plus oxydant que Fe2+ et moins oxydant que Cu2+. De plus H3O+ attaque le plomb donc H3O+ est plus oxydant que Pb2+

 Donc ce couple est placé après le  couple Cu2+/Cu et avant le  couple Pb2+/Pb.

3.3 Intérêt de la classification

Quand deux couples Ox/Red  sont mis en  présence, le sens naturel  de la réaction qui se produit est celui des formes les plus fortes vers les formes les plus faibles.

Une réaction spontanée  peut donc être traduite sous la forme :

Oxydant fort  + réducteur  fort → Oxydant faible + réducteur faible.

La règle  du « Gamma » décrit  dans le sens de la flèche, est une règle  simple  qui permet  de retrouver ce résultat.

 

La classification qualitative permet :

-      De prévoir si une réaction oxydoréduction est possible entre un oxydant et un réducteur donné.

-      D’écrire l’équation bilan d’une réaction oxydoréduction.

EXERCICES

EXERCICE I :

1. En utilisant  le tableau de classification électrochimique, prévoir la  réaction naturelle  qui a lieu entre les couples :

a) H3O+/H2 et Ag+/Ag

b) H3O+/H2 et Pb+/Pb

2. Ecrire dans chaque cas son équation bilan.

3. Peut-on alors prévoir si ces deux métaux vont réagir avec une solution diluée et froide d’acide sulfurique ?

 

EXERCICE II :

Les ions nickel Ni2+ réagissent en solution avec les ions hydroxydes OH- d’une solution de soude pour donner un précipité vert d’oxyde de nickel (II) Ni(OH)2.

1. Le nickel métallique réagit avec les ions hydrogènes pour donner du dihydrogène et des ions nickel (II). Qu’observe-t-on au cours de cette réaction ?

2. Décrire soigneusement  les expériences à réaliser pour identifier  les produits de cette réaction.

 

EXERCICE III :

On verse une masse de 1g de limaille de Fer dans un erlen mayer contenant 250ml d’une solution diluée et froide d’acide sulfurique telle que la concentration  en ions hydrogène soit initialement  égale à 0,20mol/l.

1. Ecrire l’équation bilan de la réaction qui se produit.

2. Quel est le volume du dihydrogène dégagé ?

3. Quelles sont les concentrations finales en ions hydrogènes et en ions fer(II).

 

EXERCICE IV :

On plonge une lame  de nickel dans un bécher contenant 250ml de solution d’acide chlorhydrique de concentration 0,1mol/l. On laisse la réaction se dérouler complètement, puis on retire la lame de nickel  et on détermine  la concentration  des ions hydrogènes restants : 2,50.10-3 mol/l

1. Sachant que le pouvoir réducteur du nickel est supérieur à celui du dihydrogène, écrire l’équation bilan de la réaction qui se produit.

2. Déterminer le volume d’hydrogène dégagé au cours de cette expérience (Vm=22,4l).

3. Détermine la masse de nickel qui a réagi.

 

EXERCICE V :

On traite un échantillon d’aluminium de masse m=1,35g par une solution d’acide chlorhydrique de concentration c=0,2 mol/l.

1-    Définir couple oxydant-réducteur.

2-    Ecrire les demi-équations électroniques correspondantes.

-En déduire l’équation bilan de la réaction ; Quel est l’oxydant le plus fort ? Quel est le réducteur le plus fort ?

       3-Déterminer le volume minimal de la solution d’acide chlorhydrique à utiliser pour obtenir la disparition complète de l’échantillon d’aluminium.

      4-Quel est le volume de dihydrogène dégagé au cours de cette réaction ?

      5-Déterminer la concentration des ions Al3+ dans la solution obtenue.

      6-Calculer la masse du chlorure d’aluminium obtenue après avoir écrit l’équation globale de la réaction.

            Données : Vm=22,4 l ; masses molaires atomiques (g/mol) Al :27 ; Cl :35,5.

 

EXERCICE VI :

1-     On donne les espèces chimiques suivantes: Ni ;  Sn2+ ; Mg ;  Sn ;  Mg2+ ;   Ni2+          

1-1 Former 3 couples redox possibles à partir de ces espèces.

1-2 Au cours d’une séance de travaux pratiques, les élèves ont constaté que l’ion magnésium Mg2+ est sans action sur les métaux nickel (Ni) et étain (Sn)  et que l’ion nickel (Ni2+) est sans action sur l’étain métallique.

1-2-1 quel est le réducteur le plus fort dans cette expérience ?

1-2-2 Classer les couples redox intervenant dans cette expérience par pouvoir réducteur décroissant. 

1-2-3 Les valeurs des potentiels standards redox des couples intervenant dans cette expérience sont : -2,37 V ; -0,14 V  et  -0,23    Affecter à chaque couple la valeur de son potentiel standard redox.

 

CORRIGES

EXERCICE I :

1.

a) L’oxydant le plus fort (Ag+) va réagir avec le réducteur le plus fort(H2)

b) L’oxydant le plus fort (H+ va réagir avec le réducteur le plus fort (Pb)

 

2. a) H2 →2H+. +2e

Ag+ + e → Ag

Equation bilan : 2Ag+  +H2 →2Ag +2H+

b) Pb → Pb2+. +2e

2H+ + 2e→H2

Equation bilan :2H+ + Pb →H2  + Pb2+

3.

La solution diluée et froide d’acide sulfurique va réagir uniquement avec le plomb. // L’oxydant le plus fort (H+) va réagir avec le réducteur le plus fort (Pb).

EXERCICE II :

1. On observe des bulles dans la solution (dégagement du dihydrogène) et la solution devient verte.

2. Identification :

Gaz : On recueille le gaz grâce à un tube à essai dont l’ouverture fait face au récipient contenant la solution. Ce gaz détonne à l’approche une allumette enflammée : C’est du dihydrogène.

Ions : En ajoutant de la soude à la solution, il se forme un précipité vert de Ni(OH)2 : Ce sont les ions Ni++.

 

EXERCICE III :

1.      Fe +  2H+    →Fe2+  + H2

      1mol    2 mol.   1mol.     1mol

2. n(H2) = n(Fe)

Or n(Fe)=m(Fe)/M(Fe)=1/56=1,8.10-2 mol

n(H+)=cV=0,2x0,25=5.10-4 mol

Dans les conditions stœchiométriques : n(H+)=2n(Fe)

Dans les conditions de l’expérience 

N(H+)/n(Fe)= 2,77>2  => les ions H+ sont en excès, le fer ayant totalement réagit.

 

n(H2)=V(H2)/Vm =>V(H2)=n(H2)xVm=1,8x10-2 x 22,4=0,40l.

3. Calcul de concentrations finales en ions Fer(II).

===.

Calcul de concentrations finales en ions hydrogène.

n(H+)r= 2n(Fe2+)=2x1,8.10-2=3,6.10-2

n(H+)f= n(H+)i - n(H+)r  =510-4 -3,6.10-2=1,4.10-2 mol

 [H+]f =1,4.10-2/0,25=0,056mol/l.

EXERCICE IV :

1.

Ni  +    2H+      →    Ni2+. + H2

1mol   2mol        1mol   1mol

2. ni(H+) =[H+]i.V=0,25 x 0,10=0,025 mol.

La quantité de H+ en solution est :

nf(H+) =[H+].V=2,5.10-3 x0,25=6,25.10-4 mol.

La quantité de H+ ayant réagi est :

nr(H+)=ni(H+)-nf(H+)=2,025-6,25,10-4=0,024mol

D’après l’équation n(H2)=n(H+)/2 donc

    =>

3. Masse de nickel qui a réagi.

D’après l’équation n(Ni)=nr(H2)

  <=>  m(Ni)/M(Ni)nr(H2) =>

m(Ni)  = nr(H2) x M(Ni)=0,024375 x58,7= 1,53g.

EXERCICE VI :

1-Sn++/Sn ;Mg++/Mg et Ni++/Ni

2-

2-1 le réducteur le plus fort dans cette expérience est Mg.

2-2 Mg++/Mg          Ni++/Ni               Sn++/Sn    → 

2-3 Les valeurs des potentiels standard redox des couples intervenant dans cette expérience sont : -2,37 V ; -0,14 V  et  -0,23 V.   Affecter à chaque couple la valeur de son potentiel standard redox.

E°( Mg++/Mg)=-2,37 V ;   E°( Ni++/Ni)=-0,23 V ;  E°( Sn++/Sn )=-0,14 V

3-a)Non, il n’y a pas variation du  nombre d’oxydation  des espèces mis en jeu  dans cette réaction

b) Oui, il y a variation  du nombre d’oxydation  des espèces  mis  jeu dans cette réaction .

Réducteur :CO

Oxydant :Fe2O3