TP chimie N° 09C Oxydant-réducteur. Correction, Première S

TP Chimie. N° 09

Oxydant - réducteur.

Correction.

Enoncé

Comprendre la notion d’oxydant, de réducteur et d’oxydoréduction.

Objectifs :

Test de reconnaissance de quelques ions.

- Réaction entre un cation métallique et un métal.

- Exploitation.

Les ions au Lycée : tests d'identification

Couples oxydant-réducteur

I - Test de reconnaissance de quelques cations.

II - Réaction entre un cation métallique et un métal.

1)- Réaction entre le cuivre métal et une solution de nitrate d'argent.

2)- Réaction entre le fer métal et une solution de sulfate de cuivre II.

3)- Réaction entre le zinc métal et une solution de sulfate de fer II.

III - Exploitation.

1)- Compléter le tableau suivant.

2)- Oxydant et réducteur.

3)- Questions.

4)- Remarques.

I- Test de reconnaissance de quelques cations métallique

Réaliser les expériences proposées et compléter le tableau suivant le modèle de la première colonne.

Formule du cation	Cu²⁺
Protocole expérimental	Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de sulfate de cuivre II. Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.
Schéma et observation
Équation bilan de la réaction	Cu²⁺_(aq) + 2 HO^–_(aq) → Cu(OH)_{2 (s)}
Conclusion	Une solution contient des ions … Cu²⁺(aq).. si par ajout de…soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité bleu. de formule Cu(OH)_{2 (s)}.

Formule du cation	Ag⁺
Protocole expérimental	Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de nitrate d’argent. Ajouter ensuite quelques gouttes de chlorure de sodium
Schéma et observation
Équation bilan de la réaction	Ag⁺_(aq) + Cl^–_(aq) → AgCl_(s)
Conclusion	Une solution contient des ions Ag⁺(aq) si par ajout de chlorure de sodium dans un peu de la solution, il se forme un précipité blanc. de formule AgCl_(s).

Formule du cation	Fe²⁺
Protocole expérimental	Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de sulfate de fer II. Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.
Schéma et observation
Équation bilan de la réaction	Fe²⁺_(aq) + 2 HO^–_(aq) → Fe(OH)_{2 (s)}
Conclusion	Une solution contient des ions …Fe²⁺(aq)..si par ajout de …soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité vert pâle. de formule Fe(OH)_{2 (s)}.

Formule du cation	Fe ³⁺
Protocole expérimental	Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de chlorure de fer III. Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.
Schéma et observation
Équation bilan de la réaction	Fe³⁺_(aq) + 3 HO^–_(aq) → Fe(OH)_{3 (s)}
Conclusion	Une solution contient des ions ...Fe ³⁺(aq)..si par ajout de …soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité rouille. de formule Fe(OH)_{3 (s)}.

Formule du cation	Zn²⁺
Protocole expérimental	Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de sulfate de zinc II. Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.
Schéma et observation
Équation bilan de la réaction	Zn²⁺_(aq) + 2 HO^–_(aq) → Zn(OH)_{2 (s)}
Conclusion	Une solution contient des ions …Zn²⁺(aq)..si par ajout de …soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité blanc. de formule...Zn(OH)_{2 (s)}.

II- Réaction entre un cation métallique et un métal.

1)- Réaction entre le cuivre métal et une solution de nitrate d’argent.

Verser 50 mL de solution de nitrate d’argent dans un bécher.

- Plonger un fil de cuivre dans les 50 mL de la solution.

- Attendre 5 à 10 minutes et observer.

- Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais.

- Ajouter quelques gouttes de soude. Observer et interpréter.

- Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.

- Écrire l’équation bilan de la réaction.

- Au bout de quelques minutes (20 min environ)

- Expérience avec un serpentin de cuivre.

- Au cours de la réaction, il se forme un dépôt gris argenté d’argent métal Ag (s).

- La solution prend une teinte bleue.

- Le test à la soude avec la solution, donne la formation d’un précipité bleu.

- Il se forme des ions cuivre II, Cu ²⁺(aq) au cours de la réaction.

- Équation bilan de la réaction :

Demi-équations

électroniques

Cu = Cu²⁺ + 2 e^–

2 ( Ag⁺ + e^– = Ag )

Bilan

Cu (s) + 2 Ag⁺ (aq) → Cu²⁺ (aq) + 2 Ag (s)

2)- Réaction entre le fer métal et une solution de sulfate de cuivre II.

Verser environ 3 mL de solution de sulfate de cuivre II dans un tube à essais.

- Ajouter une spatule de fer en poudre.

- Fermer avec un bouchon et agiter (jusqu'à disparition de la coloration bleue de la solution)

- Filtrer à l’aide d’un entonnoir et d’un papier filtre.

- Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais.

- Ajouter quelques gouttes de soude.

- Observer et interpréter.

- Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.

- Écrire l’équation bilan de la réaction.

- Lame de fer plongée dans une solution de sulfate de cuivre II.

- Avec le fer en poudre, la réaction est très rapide et exothermique.

- Au cours de la réaction, il se forme un dépôt rougeâtre de cuivre métal Cu (s).

- La solution se décolore très rapidement.

- Le test à la soude révèle la présence d’ions fer II

- (il se forme un précipité vert pâle avec la solution obtenue).

- Équation bilan de la réaction :

Demi-équations

électroniques

Cu²⁺+ 2 e^– = Cu

Fe = Fe^{2
+} + 2 e^–

Bilan

Cu²⁺ (aq) + Fe (s) → Cu (s) + Fe²⁺ (aq)

3)- Réaction entre le zinc métal et une solution de sulfate de fer II.

Verser environ 3 mL de solution de sulfate de fer II dans un tube à essais.

- Ajouter une spatule de zinc en poudre.

- Fermer avec un bouchon et agiter.

- Filtrer à l’aide d’un entonnoir et d’un papier filtre.

- Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais.

- Ajouter quelques gouttes de soude. Observer et interpréter.

- Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.

- Écrire l’équation bilan de la réaction.

- Avec le zinc en poudre, la réaction est très rapide.

- Au cours de la réaction, il se forme un dépôt noir de fer métal Fe (s).

- La solution vert pâle se décolore très rapidement.

- Le test à la soude révèle la présence d’ions zinc II

- (il se forme un précipité blanc avec la solution obtenue).

- Équation bilan de la réaction :

Demi-équations

électroniques

Fe²⁺ + 2 e^– = Fe

Zn = Zn²⁺ + 2 e^–

Bilan

Fe²⁺ (aq) + Zn (s) → Fe (s) + Zn²⁺ (aq)

III- Exploitation. Couples oxydant-réducteur

1)- Compléter le tableau suivant :

Expérience 1			Expérience 2			Expérience 3
Au cours de la transformation chimique, l’ion argent Ag ⁺ a :			Au cours de la transformation chimique, l’ion cuivre II Cu ²⁺ a :			Au cours de la transformation chimique, l’ion fer II Fe ²⁺ a :
x a gagné	x 1	□ proton	x a gagné	□ 1	□ proton	x a gagné	□ 1	□ proton
□ a perdu	□ 2	□ neutron	□ a perdu	x 2	□ neutron	□ a perdu	x 2	□ neutron
	□ 3	x électron		□ 3	x électron		□ 3	x électron
Pour former …Ag………………			Pour former ………Cu………….			Pour former ………Fe……….
Au cours de la transformation chimique, le cuivre métal Cu a :			Au cours de la transformation chimique, le fer métal Fe a :			Au cours de la transformation chimique, le zinc métal Zn a :
□ a gagné	□ 1	□ proton	□ a gagné	□ 1	□ proton	□ a gagné	□ 1	□ proton
x a perdu	x 2	□ neutron	x a perdu	x 2	□ neutron	x a perdu	x 2	□ neutron
	□ 3	x électron		□ 3	x électron		□ 3	x électron
Pour former ……… Cu ²⁺…			Pour former ……… Fe ²⁺……			Pour former ……… Zn ²⁺…

2)- Oxydant et réducteur.

Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

- Nommer les oxydants rencontrés lors de la séance de travaux pratiques.

- Les oxydants : Cu ²⁺ ; Fe ²⁺ ; Zn ²⁺; Ag ⁺.

Un réducteur est une entité chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

- Nommer les réducteurs rencontrés lors de la séance de travaux pratiques.

- Les réducteurs : Cu ; Fe ; Zn.

3)- Questions :

- Sachant que les électrons ne peuvent pas exister à l’état libre dans une solution aqueuse, répondre aux questions suivantes :

- Lors de l’expérience 1, qui peut fournir les électrons gagnés par les ions argent I ?

- Lors de l’expérience 1, c’est le cuivre métal fournit les électrons aux ions argent I.

- Lors de l’expérience 2, qui peut fournir les électrons gagnés par les ions cuivre II ?

- Lors de l’expérience 2, c’est le fer métal qui fournit les électrons aux ions cuivre II.

- Lors de l’expérience 3, qui peut fournir les électrons gagnés par les ions fer II ?

- Lors de l’expérience 3, c’est le zinc métal qui fournit les électrons aux ions fer II.

- Expliquer pourquoi on parle de transfert d’électrons pour ces réactions chimiques ?

- Il se produit un transfert d’électrons d’un réducteur (espèce chimique qui cède des électrons) vers un oxydant (espèce chimique qui gagne des électrons).

- Les électrons n’existent pas dans la solution.

- Le transfert se fait au niveau de la surface du solide qui est en contact avec la solution ionique.

- Donner une définition d’une réaction d’oxydoréduction.

- Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons entre un réducteur et un oxydant.

4)- Remarques :

- En regardant le tableau du paragraphe III-- 1)- que remarquez-vous pour l ‘élément cuivre ? pour l’élément fer ?

- Dans certaines conditions le cuivre métal peut donner des ions cuivre II.

- Mais les ions cuivre II peuvent donner du cuivre métal dans d’autres conditions

- Même remarque pour l’élément fer.