Chim. N° 06 |
Réactions d'oxydoréduction. Cours. En relation avec |
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Programme 2011 : Chim. N° 07 Piles et accumulateurs Programme 2011 : Physique et Chimie Programme 2000 : Notion de couple oxydant / réducteur Couple H+ / H2 Classification électrochimique Programme 2020 : Physique et chimie |
I - Couples oxydant / réducteur. |
II - Réaction d'oxydoréduction. 2)- Equation d'une réaction d'oxydoréduction. |
TP Chimie N° 08 Etude de piles d'oxydoréduction |
QCM : |
Exercices : Enoncé avec correction |
1)- Exercice 2 page 128. |
2)- Exercice 6 page 128. |
3)- Exercice 8 page 128. |
4)- Exercice 10 page 128. |
5)- Exercice 15 page 129. |
6)- Exercice 16 page 129. |
7)- Exercice 28 page 131. |
Pour aller plus loin :
Mots clés : Oxydant ; réducteur ; réaction d'oxydoréduction ; oxydé ; réduit ; couple oxydant / réducteur ; espèces conjuguées ; dismutation ; ... |
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I-
Couples oxydant / réducteur.
- Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons. (Oxydant : gagne)
- Exemples du TP :
Ag+ |
Cu2+ |
Fe2+ |
Zn2+ |
- Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. (Réducteur : perd)
- Exemples du TP :
Cu |
Fe |
Zn |
2)- Couples oxydant / réducteur.
- Les deux espèces oxydant et réducteur obtenues en passant de l’une à l’autre par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons s’appellent des espèces conjuguées.
- Elles forment un couple oxydant / réducteur, noté Ox / Red.
- Exemples :
Cu2+ / Cu |
Fe2+ / Fe |
Zn2+ / Zn |
- À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :
Ox
+
n e
–
=
Red |
- Exemple :
Cu2+ + 2 e – = Cu |
- Ceci est une écriture formelle.
- Le signe égal traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions expérimentales.
- La transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant Ox à son réducteur conjugué Red est une réduction. :
- Une réduction est un gain d’électrons.
- La transformation chimique qui correspond au passage du réducteur Red à son oxydant conjugué Ox est une oxydation :
- Une oxydation est une perte d’électrons.
- Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.
a)- Couples pour les métaux.
- Les métaux, noté M, perdent facilement des électrons : ce sont des réducteurs.
- Ils donnent des cations qui sont des oxydants.
- Couple : M n+ / M et demi-équation électronique associée : M n+ + n e – = M
b)- Couples entre cations métalliques.
- Exemple :
Couple : Fe3+ / Fe2+ |
Fe3+ + e – = Fe2+ |
- Le cation de plus grande charge est l’oxydant.
c)- Couple du type
I2
/ I –
.
- Le diiode peut capter des électrons pour donner des ions iodure.
- On peut écrire la demi-équation électronique suivante :
- Le diiode est un oxydant et l'ion iodure un réducteur.
I2
+ 2
e –
=
2
I
– |
d)- Le couple : H+(aq) / H 2.
- Le proton solvaté, H +(aq), est un oxydant qui peut capter un électron pour donner du dihydrogène.
- Demi-équation électronique :
2 H +(aq) + 2 e – = H 2 (g) |
- Le dihydrogène est un réducteur.
e)- Le couple MnO4– / Mn2+.
- Une solution aqueuse de permanganate de potassium est violette.
- La coloration de la solution est due à la présence des ions
permanganate : MnO4
–.
- Cette solution se décolore quand l’ion permanganate se transforme en ion manganèse Mn 2+ incolore
- Exercice : écrire la demi-équation électronique du couple MnO4– / Mn2+.
- Pour ce faire, on utilise une méthode systématique qui comprend plusieurs étapes :
- Première étape, on part de l’écriture suivante :
MnO4 – = Mn2+ |
- Deuxième étape : On équilibre l’oxygène avec des molécules d’eau :
MnO4 – = Mn2+ + 4 H2O |
- Troisième étape : On équilibre l’hydrogène avec H +(aq) :
MnO4 – + 8 H+(aq) = Mn2+ + 4 H2O |
- Quatrième étape : On équilibre les charges avec les électrons :
MnO4–
+ 8
H+(aq)
+
5
e
–
=
Mn2+
+ 4
H2O |
- Conclusion : l’ion permanganate est un oxydant en milieu acide.
II-
Réaction d’oxydoréduction.
Définition de la réaction d'oxydoréduction : - Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs. - Elle fait agir l’oxydant d’un couple avec le réducteur d’un autre couple pour donner leurs espèces conjuguées. |
- Exemple :
2
Ag+(aq)
+
Cu
→
2 Ag
+ Cu2+ |
- On peut écrire :
Ox1 + Red2 → Red1 + Ox2 |
2)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction.
- Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox1 et le réducteur Red2
- de deux couples oxydant réducteur Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2.
- Dans le bilan de la réaction, les électrons ne doivent pas apparaître.
( Ox1 + n1 . e - |
= |
Red1 ) |
× n2 |
(Red2 |
= |
Ox2 + n2 . e –) |
× n1 |
|
|||
n2 . Ox1 + n1. Red2 |
→ |
n2 . Red1 + n1 . Ox2 |
|
3)- Exemple de réaction d’oxydoréduction.
Réaction chimique étudiée : - Le diiode I2 est réduit par les ions thiosulfate S2O32–.
- On obtient les ions iodure
I–
et les ions tétrathionate
S4O62–. |
Questions : - Donner les deux couples oxydant / réducteur qui interviennent. - Donner les demi-équations électroniques. - En déduire l’équation de la réaction. |
Réponses : - Les couples :
- Les demi-équations électroniques :
|
-
Un oxydant est une
entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.
-
(Oxydant :
gagne)
-
Un réducteur est
une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.
-
(Réducteur :
perd)
-
Une oxydation est une
perte d’électrons
|
Oxydation |
|
Red |
→ |
Ox
+ n e– |
Cu |
→ |
Cu2+
+ 2 e– |
-
Une réduction est un
gain d’électrons.
|
Réduction |
|
Ox
+ n e– |
→ |
Red |
Cu2+
+ 2 e– |
→ |
Cu |
-
Écriture condensée :
Oxydant et
réducteur conjugué |
|||
Forme oxydée |
|
|
Forme réduite |
Cu2+
|
+ 2 e– |
Réduction
→ |
Cu |
←
oxydation |
|||
Ox |
|
|
Red |
-
Couple oxydant / réducteur :
Ox / Red : Cu2+
/ Cu
-
Une réaction
d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons.
-
Elle fait intervenir deux couples
Ox
/ Red : Ox1
/ Red1 et
Ox2
/ Red2
-
Ox1
ne peut pas réagir sur
Ox2
et Red1
ne peut pas réagir sur
Red2
-
Ox1
peut réagir sur
Red2
ou Ox2
peut réagir sur
Red1
-
Cela dépend de la
force relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.
-
Au cours d’une
réaction d’oxydoréduction :
-
Un oxydant est réduit
et
-
Un réducteur est
oxydé.
-
La
réaction naturelle ou spontanée entre deux couples
Ox / Red
fait intervenir l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.
-
L'oxydant
le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort pour donner l'oxydant le plus
faible et le réducteur le plus faible.
-
Exemple :
- Entre deux couples oxydant / réducteur la seule réaction, qui peut se produire, est celle de l'oxydant le plus fort sur le réducteur le plus fort :
- C'est la
réaction naturelle.
-
La
règle du gamma
permet de retrouver le sens de la
réaction naturelle.
-
Remarque : Plus un
réducteur est fort et plus son oxydant conjugué est faible et inversement.
-
Classification électrochimique de quelques couples
Ox
/ Red :
-
Si on met en présence les couples
Ag+
(aq) /
Ag (s) et
Cu2+
(aq) /
Cu (s)
-
D’après la règle du
gamma, il se produit la réaction suivante :
(Ag+ (aq) +
e–
|
2 |
Cu
(s) |
1 |
2
Ag+ (aq)
+
Cu (s) →
2
Ag
(s)
+
Cu2+ (aq)
|
|
QCM : |