1Spé – Chap 2 : Oxydoréduction

La formation de la rouille est une oxydation du fer

1° Observons une voiture rouillée

La couleur orange de la rouille est caractéristique des ion Fe3+.

On peut donc écrire qu’on observe une transformation chimique incomplète du type suivant :

Fe   →  Fe3+ + 3e

2. Définitions

Une oxydation est donc une perte d’électrons.

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3. Inversement

Lorsqu’on veut fabriquer du fer métallique à partir du minerai de fer qui contient les ions Fe3+ on effectuera la transformation suivante :

Fe3+ + 3e   →  Fe

Ce type de transformation s’appelle une réduction.

4. Définition

Une réduction est donc un gain d’électrons.

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5. Écriture d’une demi-équation électronique

Les transformations partielles correspondent à une demi-équation qu’on dit « électronique » électronique car elle fait intervenir des électrons. On l’observe dans un sens ou dans l’autre. On aura donc coutume de l’écrire avec un signe =

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Autres exemples de demi-équations électroniques

1° Entre les ions cuivre (II) et le cuivre métallique

Cette demi-équation électronique peut aussi se passer dans les 2 sens selon les conditions expérimentales. On écrit donc (avec un signe =) :

2° Entre les ions zinc (II) et le zinc métallique

Cette demi-équation électronique peut aussi se passer dans les 2 sens selon les conditions expérimentales. On écrit donc (avec un signe =) :

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Compétition entre le fer et le cuivre

1° On réalise l’expérience suivante

 

On observe que le cuivre métallique se dépose (dépôt rouge) sur le Fer et que la coloration due aux ions Cu2+ disparait progressivement.

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2° Par contre l’expérience inverse ne produit pas de réaction

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3° Le sens des demi-équations électroniques pour cette expérience est donc connu

Ici, on observe donc que les ions cuivres sont donc réduits suivant l’écriture :

Cu2+ + 2 e → Cu :

Mais d’où proviennent les 2e ?

Ils peuvent provenir du Fer. Cette hypothèse pourra être vérifié en procédant à un test à la soude : Celui-ci fait apparaitre un précipité vert qui prouve bien la production d’ion Fe2+. (suivre le lien pour voir le précipité en classe de 3ieme)

On a donc simultanément la demi-équation électronique avec le fer :

Fe  → Fe2+ + 2 e

Le fer métallique est donc oxydé

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4° Bilan

Pour obtenir l’équation-bilan, on additionne ces 2 demi-équations électroniques observées :

Cu2+ + 2 e → Cu

Fe  → Fe2+ + 2 e

Par addition on obtient : Cu2+ + 2 e + Fe Cu + Fe2+ + 2 e

Remarque : Le nombre d’électrons dans les produits et dans les réactifs étant le même, on pourra ne pas les faire apparaitre dans le bilan. On obtient alors une équation-bilan simplifié :

Cu2+ + Fe Cu + Fe2+

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5. Conclusion

Une réaction chimique d’oxydoréduction est donc un transfert d’électrons. Une demi-équation électronique ne correspond qu’à la moitié d’une équation-bilan.

Dans cette expérience, les ions cuivre sont réduits par le fer  tandis que le fer métallique est oxydé par les ions cuivre. Le fer a donc le rôle d’un réducteur (il réduit les ions cuivre) tandis que les ions cuivre ont le rôle d’un oxydant (ils oxydent le fer).

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6. Couple Oxydant / Réducteur

Dans la demi-équation électronique observée Fe → Fe2+ + 2 e , le fer est donc un réducteur.

Lorsque l’équation se passe dans l’autre sens (ce qui est le cas pour la demi-équation du cuivre cuivre), les ions Fe2+ sont donc des oxydants.

1° Notation

En adoptant la notation « Oxydant / Réducteur« , on pourra noter ce couple sous la forme :

Fe2+ / Fe

On notera de même, le couple avec le cuivre sous la forme :

Cu2+ / Cu

2° Définition d’un oxydant :

Un oxydant est une espèce qui gagne des électrons.

3° Définition d’un réducteur :

Un réducteur est une espèce qui perd des électrons.

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Compétition entre les couples Ag+/Ag et Cu2+/Cu

1° Les demi-équations électroniques des couples

Ag+ + 1 e =  Ag

Cu2+ + 2 e → Cu

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2° Observations expérimentales de la réaction (Voir TP)

On observe un dépôt d’argent métallique noté Ag

La 1ere demi-équation observée s’écrit donc : Ag+ + 1 e →  Ag

On observe aussi une coloration bleutée de la solution qui témoigne de l’apparition d’ion Cu2+).

La 2eme demi-équation observée s’écrit donc : Cu → Cu2+ + 2 e

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3° L’équation-bilan correspondante s’obtiendra par addition

{Ag+ + 1 e →  Ag } × 2

Cu → Cu2+ + 2 e  

Par addition on obtient : 2Ag+ + 2 e + Cu  2Ag + Cu2+ + 2 e  

Le facteur × 2 est nécessaire pour préserver l’équilibre des charges.

Remarque : Sinon il apparait plus d’électrons qu’il n’en est consommé et le bécher devrait finir par s’électriser ce qui se ferait ressentir lorsqu’on le toucherait ce qui n’est pas le cas.

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4° L’équation bilan simplifiée

Le nombre d’électrons dans les produits et dans les réactifs étant le même, on pourra ne pas les faire apparaitre dans le bilan. On obtient alors une équation-bilan simplifié :

2Ag+ + Cu →  2Ag + Cu2+

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Autres couples non métalliques

Prérequis : Il faut savoir équilibrer une équation-bilan classique (voir classe de 3ieme sur tube a essai)

1° Équilibrer la demi-équation du couple O2/H2O en milieu acide

Cette équation ne s’observe que s’il y a présence d’ion H+ (ions acides)

On précédera par les 4 étapes suivantes pour équilibrer :

O2    =    H2O (non équilibré à cause des oxygène et des hydrogène)

O2    =    2H2O (non équilibré à cause des hydrogène)

O2 + 4 H+   =    2H2O  (non équilibré à cause des charges)

O2 +     4H+    + 4e    = 2H2O (On équilibre avec des électrons car il s’agit d’une demi-équation électronique)

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2° Équilibrer la demi-équation du couple NO3 / NO

Cette équation ne s’observe qu’en milieu aqueux (H2O) et acide (présence d’ion H+)

NO3 =  NO (non équilibré à cause des oxygène)

On équilibre par la même méthode.

On obtient :

NO3 +  H+  + e =  NO + 2 H2O

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3° Équilibrer la demi-équation du couple Cr3+/Cr2O72- en milieu aqueux et acide.

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Le couple MnO4/Mn2+ réagit avec le couple Fe2+/Fe3+

Visionner la vidéo suivante pour établir l’équation-bilan d’une transformation chimique : L’oxydation des ions Fe2+  par les ions permanganate MnO4

 

La vidéo de l’expérience de l’ex 22

Visionner la vidéo suivante pour observer la transformation chimique qui est décrite dans l’exercice 22 p 50.

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Exercices possibles

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Sauf indication contraire, pour tous les exercices, les masses molaires sont à chercher dans le tableau périodique (Voir Tube-a-essai > La réserve)

Exercices à rédiger à la maison identiques aux ex résolus : n°39 – p 52 et n°41 – p 53

Exercices p 50 et suivantes : n° 19 – 20 – 22 – 30 – 46

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Bilan

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