I- Les métaux et leurs ions.

1)- Les métaux.

- Les 3/4 des corps simples sont des métaux.

- Ils possèdent tous une bonne conductibilité électrique et thermique.

- Ils ont un éclat métallique caractéristique.

- Un cristal métallique est un assemblage compact et ordonné d'atomes identiques.

- On donne au cristal la formule de l'atome qui le constitue.

- Les métaux n'ont pas une structure moléculaire.

 

2)- Les ions métalliques.

 Exemple :

- Donner la représentation ou le schéma de LEWIS de l'atome de calcium.

- En déduire la formule de l'ion calcium que l'on peut obtenir (Z = 20).

- Représentation ou le schéma de LEWIS 

- Formule de l'ion calcium : Ca²⁺

 Tous les atomes métalliques peuvent perdre des électrons et donner des ions chargés positivement : les cations métalliques.

- Les cations métalliques existent dans des solides ioniques :

 Exemples :

- Le chlorure de sodium NaCl, cristal formé d'un empilement compact et ordonné d'ions sodium et d'ions chlorure Na⁺ et Cl^–.

- La formule NaCl est une formule statistique, le chlorure de sodium n'a pas une structure moléculaire.

- La molécule de NaCl n'existe pas.

- Le fluorure de calcium est un cristal ionique formé d'ions fluorure et d'ions calcium.

- Les proportions permettent de vérifier la neutralité électrique du cristal : CaF₂ : un ion Ca²⁺ pour deux ions F^–.

- Un cristal ionique peut se dissoudre dans l'eau et libérer les ions qui le constituent.

- On obtient une solution ionique.

 

3)- Les ions métalliques en solution.

- Les solutions ioniques sont électriquement neutres.

- Les ions sont dispersés dans la solution et entourés d'un cortège de molécules d'eau : ils sont hydratés.

 

- Pour alléger l'écriture, on utilise la notation Ca²⁺ pour représenter l'ion calcium hydraté Ca²⁺ _(aq).

 

4)- Tests de reconnaissance de quelques cations métalliques (TP de chimie N° 9)

Tests d'identification

II- Réaction entre un cation métallique et un métal.

 

1)- Réaction entre les ions cuivre II et le fer métal

- On verse une solution bleue de sulfate de cuivre II sur de la limaille de fer.

- On observe :

- La décoloration de la solution

- Une élévation de température

- La formation d'un dépôt métallique.

- Cette réaction est spontanée, naturelle et exothermique.

- Interprétation :

- Au cours de la réaction, les ions cuivre II disparaissent et simultanément, il se forme du cuivre métal.

- On peut écrire la demi-équation bilan électronique :

- D'autre part, du fer métal disparaît et il se forme des ions fer II.

- On peut écrire la demi-équation électronique :

- La réaction observée est un transfert d'électrons entre le fer métal et les ions cuivre II.

-  Les électrons n'existent pas en solution, en conséquence, le fer a pu céder ces électrons car les ions cuivre II les ont captés.

- L'équation bilan de la réaction est obtenue en superposant les deux demi-équations électroniques de telle sorte que les électrons n'apparaissent pas dans le bilan total :

 

2)- Réaction entre les ions argent et le cuivre métal.

- On plonge de la tournure de cuivre dans une solution de nitrate d'argent.

- La réaction est spontanée, le cuivre se recouvre d'un dépôt métallique d'argent et la solution se colore lentement en bleue.

   

- Écrire les demi-équations et l'équation bilan de la réaction.

 

III- Oxydoréduction.

 

1)- Définitions.

 Une oxydation est une perte d'électrons

 Une réduction est un gain d'électrons

 Un réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons.

 Un oxydant est une espèce chimique qui gagne des électrons.

 Une réaction d'oxydoréduction est une réaction de transfert d'électrons.

 Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur oxydé.

 

   

► Question : pour de la réaction entre le fer métal et les ions cuivre II, donner l'oxydant et le réducteur.

- L'ion cuivre II gagne 2 électrons : Cu²⁺ oxydant. Il est réduit.

- Le fer métal cède 2 électrons Fe réducteur. Il est oxydé.

 

2)- Les couples oxydant / réducteur : Ox / red.

a)- Étude du couple Cu²⁺ / Cu.

- Réaction entre le fer métal et les ions cuivre II.

- Réaction entre les ions argent et le cuivre métal.

- En conséquence :

-  L'ion cuivre II (oxydant) est la forme oxydée du cuivre métal (réducteur) ou le cuivre métal est la forme réduite de l'ion cuivre II.

- On utilise l'écriture condensée :

- Cu²⁺ / Cu forment un couple Oxydant / réducteur.

b)- Généralisation.

- Deux espèces Ox et Red forment un couple oxydant / réducteur si le gain de n électrons par Ox conduit à Red. On écrit :

- Ox  +  n e^–  =  Red

- Par convention, l'oxydant figure toujours à droite.

-  Exemples :  

 

 

3)- Réaction d'oxydoréduction en solution aqueuse.

- Considérons deux couples Ox / Red dont les demi-équations électroniques sont :

- Ox₁  +  n₁ e^–  =  Red₁

- Ox₂  +  n₂ e^–  =  Red₂

- Quelles sont les réactions possibles entre ces couples ?

- 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.

- Écriture des deux équations bilans :

- La réaction peut se faire soit dans le sens (1), soit dans le sens (2).

-  Cela dépend de la force relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.

-  Le but de la suite de la leçon et d'arriver à prévoir le sens des réactions d'oxydoréduction.

IV- Classification électrochimique des métaux.

1)- Étude des couples Fe²⁺ / Fe et Cu²⁺ / Cu.

- Lorsque l'on plonge un morceau de fer dans une solution contenant des ions cuivre II, une réaction se produit spontanément :

- Si l'on plonge un morceau de cuivre dans une solution contenant des ions fer II, aucune réaction ne se produit :

- Les deux couples qui interviennent sont Cu²⁺ / Cu et Fe²⁺ / Fe.

- Conséquences :

- Le fer métal réduit les ions cuivre II alors que le cuivre métal ne peut pas réduire les ions fer II

- On dit que le fer métal est un réducteur plus fort que le cuivre métal

- D'autre part, l'ion cuivre II oxyde le fer métal alors que l'ion fer II ne peut pas oxyder le cuivre métal.

- On dit que l'ion cuivre II est un oxydant plus fort que l'ion fer II.

2)- Conclusion.

- 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.

- Connaissant la réaction naturelle entre ces deux couples, on peut les classer sur un axe y'Oy :

- Règle du gamma :  Elle permet de trouver le sens de la réaction naturelle.

 

2)- Étude d'autres couples.

- Considérons les couples suivants : Cu²⁺ / Cu, Fe²⁺ / Fe, Zn²⁺ / Zn et Ag⁺ / Ag.

- On donne :

- Si l'on plonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate de cuivre,

-  Le fil de cuivre se recouvre d'un dépôt d'argent métallique,

-  Un fil de fer plongé dans une solution de sulfate de cuivre II se recouvre d'un dépôt de cuivre métal,

-  Les ions fer II réagissent avec le zinc métal pour donner du fer et des ions fer II.

- Construire la classification qualitative de ces couples oxydant / réducteur.

-  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 :

 

 

3)- Utilisation de la classification qualitative.

Liste des couples oxydant / réducteur

- 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.

 

V- Applications : exercices 7, 8, 9,10,13, 18 pages 54-56.