Chapitre 4 - esffm.org

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Chapitre 4 :
FORCES COMPAREES DES OXYDANTS
S5F
FORCES COMPAREES DES REDUCTEURS
I) Action des ions hydrogène sur un métal :
solution d’acide
1) Réaction sur le fer :
chlorhydrique
a) Expérience :
Dans un tube à essai contenant de la poudre
de fer, nous versons 3 mL d'une solution
d'acide chlorhydrique très concentrée.
Nous observons un dégagement gazeux de
dihydrogène qui donne une petite explosion,
produisant un bruit caractéristique lorsque
nous approchons une flamme.
fer en
poudre
A la fin de l’expérience, nous prélevons un peu de
solution des produits obtenus dans laquelle nous
versons une solution d’hydroxyde de sodium (soude).
solution de soude
Un précipité vert apparaît, mettant en évidence la
présence d'ions fer II dans la solution.
solution des
produits
Chapitre 4 :
b) Interprétation :
On peut interpréter le rôle des ions hydrogène par une demi-réaction :
½ équation électronique : 2 H+ + 2 e− → H2
Le métal fer a été transformé en ion fer II :
½ équation électronique : Fe → Fe2+ + 2 e−
S5F
Chapitre 4 :
c) Equation bilan :
S5F
L’équation bilan de cette réaction est la somme des deux demi-équations :
½ équation :
2 H+ + 2 e− → H2
½ équation :
Fe → Fe2+ + 2 e−
Soit :
2 H+(aq) + Fe (s) → Fe2+(aq) + H2 (g)
Chapitre 4 :
2) Action sur d’autres métaux :
a) Action sur le zinc :
S5F
Nous pouvons réaliser le même type d'expérience avec le zinc en poudre.
Nous observons un dégagement gazeux de dihydrogène (petite explosion).
Des ions zinc II se forment, ils donnent un précipité blanc d'hydroxyde de
zinc, si nous ajoutons à la solution quelques gouttes de soude.
On peut écrire :
½ équation :
2 H+ + 2 e− → H2
½ équation :
Zn → Zn2+ + 2 e−
Soit :
2 H+(aq) + Zn (s) → Zn2+(aq) + H2 (g)
Chapitre 4 :
b) Action sur le plomb :
S5F
Avec le plomb en grenaille, nous réalisons la même expérience. Nous
observons un dégagement gazeux très faible de dihydrogène.
Des ions plomb II se forment, mais ils réagissent avec les ions chlorure et
protègent ainsi le plomb d'une attaque en profondeur.
On peut écrire :
½ équation :
2 H+ + 2 e− → H2
½ équation :
Pb → Pb2+ + 2 e−
Soit :
2 H+(aq) + Pb (s) → Pb2+(aq) + H2 (g)
Chapitre 4 :
c) Action sur le cuivre :
S5F
Dans un tube à essai contenant des copeaux de cuivre on verse 3 mL
d'acide chlorhydrique ou d'acide sulfurique. Rien ne se produit !
Les ions hydrogène sont sans action sur d'autres métaux comme le
cuivre.
Chapitre 4 :
3) Conclusion :
S5F
Les ions hydrogène réagissent sur certains métaux (Zn, Fe, Pb ...) pour
donner du dihydrogène et des ions métalliques.
Les ions hydrogène sont sans action sur d'autres métaux comme le
cuivre.
Chapitre 4 :
II) Réaction entre un ion métallique et un métal :
1) Action du zinc sur les ions cuivre II :
a) Expérience :
Dans un bécher contenant une lame de
zinc (Zn), versons une solution de
sulfate de cuivre (Cu2+(aq), SO42−(aq)).
La lame de zinc (Zn) se recouvre
rapidement d'une pellicule brun-rouge
de cuivre (Cu) sous forme naissante, et
la solution de sulfate de cuivre se
décolore, ce qui indique la disparition
des ions cuivre (Cu2+).
Nous pouvons montrer que la solution
décolorée contient des ions zinc II, qui
donnent un précipité blanc d'hydroxyde
de zinc lorsque nous ajoutons de la
soude.
S5F
Chapitre 4 :
1) Action du zinc sur les ions cuivre II :
a) Interprétation :
S5F
Il se produit un transfert d'électrons du zinc (Zn) aux ions cuivre II (Cu2+).
D'où :
d'une part (½ équation) :
Zn → Zn2+ + 2 e−
d'autre part (½ équation) : Cu2+ + 2 e− → Cu
réduction
→
2+
Zn (s) + Cu (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (aq)
→
oxydation
La réaction inverse ne se produit pas : le cuivre est sans action sur les
ions zinc.
Chapitre 4 :
2) Réaction entre les ions argent et le cuivre :
S5F
cuivre (Cu), versons une solution de
nitrate d'argent (Ag+(aq), NO3−(aq)).
La lame de cuivre se recouvre rapidement
d'une poudre grise d'argent métallique
sous forme naissante, les ions argent sont
passés sous forme métallique.
Dans le même temps, du cuivre passe
sous forme d'ions cuivre II (Cu2+), la
solution se teinte légèrement en bleu.
Nous pouvons mettre en évidence la formation d'ions cuivre II (Cu2+) par
précipitation.
On peut résumer les deux demi-équations par une équation bilan :
d'une part (½ équation) :
Cu → Cu2+ + 2 e−
d'autre part (½ équation) : 2 x (Ag+ + e− → Ag)
Cu (s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+ (aq) + 2 Ag (aq)
La réaction inverse ne se produit pas : l’argent est sans action sur les
ions cuivre.
Chapitre 4 :
III) Classement des couples oxydo-réducteurs :
1) Couple d’oxydoréduction, rappel :
S5F
Un couple oxydo-réducteur est l'ensemble composé d'un oxydant et
d'un réducteur, formés à partir d'un même élément.
On peut écrire :
capte des électrons
→
Oxydant + n e−
Réducteur
←
cède des électrons
Chapitre 4 :
2) Comparaison des couples :
S5F
On a vu que le métal zinc réduit les ions cuivre II :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
Le métal argent ne peut réduire les ions cuivre II (une solution d'ions Cu2+ est
sans effet sur l'argent).
Le métal zinc est un réducteur plus fort que le métal argent.
De même, les ions argent oxydent le métal cuivre :
2 Ag+ + Cu → Cu2+ + 2 Ag
Les ions zinc ne peuvent le faire (une solution d'ions Zn2+ est sans effet sur le
métal cuivre).
Les ions argent sont plus oxydants que les ions zinc.
Dans les deux couples Zn2+/Zn et Ag+/Ag, le métal zinc est le réducteur le plus
fort, son partenaire associé, l'ion zinc, est l’oxydant le plus faible.
La force des réducteurs varie en sens inverse de la force des oxydants
associés.
Chapitre 4 :
3) Sens d’une réaction d’oxydoréduction :
a) Prévision :
S5F
On étudie la réaction faisant intervenir les couples Zn2+/Zn et Ag+/Ag.
Les résultats des expériences précédentes suggèrent que les ions argent
sont plus oxydants que les ions zinc et donc que le métal zinc est plus
réducteur que le métal argent.
La réaction des ions argent sur le métal zinc doit avoir lieu.
Chapitre 4 :
3) Sens d’une réaction d’oxydoréduction :
b) Expérience :
S5F
zinc (Zn), versons une solution de nitrate
d'argent (Ag+(aq), NO3−(aq)).
La lame de zinc (Zn) se recouvre
rapidement d'une poudre grise d'argent
métallique (Ag) sous forme naissante,
les ions argent (Ag+) sont passés sous
forme métallique (Ag).
Dans le même temps, du métal zinc (Zn) passe sous forme d'ions zinc II
(Zn2+) que nous pouvons mettre en évidence.
Nous pouvons écrire :
2 Ag+ + Zn → Zn2+ + 2 Ag
La réaction inverse n'a pas du tout lieu comme on peut s'y attendre.
Chapitre 4 :
4) Généralisation :
S5F
Dans une réaction d'oxydoréduction qui fait intervenir deux couples,
l'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort pour donner le
réducteur le plus faible et l'oxydant le plus faible :
Ox 1 fort + Réd 2 fort → Réd 1 faible + Ox 2 faible
Le sens des réactions d'oxydoréduction nous permet de classer les différents
couples d'oxydoréduction les uns par rapport aux autres.
Chapitre 4 :
5) Classement des couples du zinc, du cuivre et de l’hydrogène :
a) Classement des réducteurs :
S5F
Classons les réducteurs Zn, Cu, H2 des couples Zn2+/Zn, Cu2+/Cu et , H+/H2,
en faisant appel aux réactions déjà effectuées :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
et
2 H+ + Zn → Zn2+ + H2
On obtient le classement : Cu
H2
Zn
→
pouvoir réducteur croissant
Chapitre 4 :
5) Classement des couples du zinc, du cuivre et de l’hydrogène :
b) Classement des oxydants :
Le pouvoir oxydant varie en sens inverse. On obtient le classement :
Zn2+
H+
Cu2+
→
pouvoir oxydant croissant
S5F
Chapitre 4 :
6) Place du fer :
S5F
zinc (Zn), versons une solution de sulfate
de fer (Fe2+(aq), SO42−(aq)).
Du fer métallique se dépose sur la lame
de zinc. Les ions fer II se transforment en
métal.
Simultanément le zinc a produit des ions
que nous pouvons mettre en évidence.
Nous pouvons écrire l'équation bilan : Fe2+ + Zn → Zn2+ + Fe
Le sens de la réaction montre que le zinc est plus réducteur que le fer, et que
les ions fer sont plus oxydants que les ions zinc, d’où :
Zn2+
Fe2+
H+
Cu2+
→
Soit :
Cu
H2
Fe
Zn
→
Chapitre 4 :
6) Place du fer :
S5F
On peut vérifier l'ordre ainsi obtenu à
l’aide de la réaction suivante : dans un
bécher contenant un clou (Fe), versons
jusqu'à la moitié du clou, une solution de
sulfate de cuivre (Cu2+(aq), SO42−(aq)).
Du cuivre métallique (Cu) se dépose sur le
clou qui noircit puis rougit.
Les ions cuivre II se sont transformés en métal, simultanément le fer a
produit des ions.
Nous pouvons écrire :
Cu2+ + Fe → Fe2+ + Cu
Le fer est plus réducteur que le cuivre.
Inversement une lame de cuivre ne produit aucune action sur une solution
d'ions fer II.
Chapitre 4 :
7) Classement plus complet :
S5F
Nous pourrions établir un classement plus complet, en réalisant différentes
réactions d'oxydoréduction et en vérifiant si elles sont possibles ou non :
←
Au3+ Pt2+ Hg2+ Ag+ Cu2+ H+ Pb2+ Ni2+ Fe2+ Zn2+
Au Pt Hg Ag Cu H2 Pb Ni Fe Zn
→
Chapitre 4 :
IV) Généralisation de la notion de couples oxydo-réducteurs :
1) Couple du fer :
a) Les ions du fer :
Le fer donne deux types d'ions en solution
les ions fer II (Fe2+) et les ions fer III (Fe3+).
Lorsqu'on verse quelques gouttes d'une
solution d'hydroxyde de sodium dans une
solution d'ions fer III, il se forme un
précipité rouille d'hydroxyde de fer III,
Fe(OH)3.
Si l'on verse quelques gouttes d'une
solution d'hydroxyde de sodium dans une
solution d'ions fer II, il se forme un précipité
vert d'hydroxyde de fer II, Fe(OH)2, qui
permet de caractériser les ions Fe2+.
S5F
Chapitre 4 :
1) Couple du fer :
b) Le couple Fe3+/Fe2+ :
S5F
Pour passer d'un ion fer III à un ion fer II il faut un transfert d'électron :
Fe3+ + e−
Fe2+
Pour réduire les ions Fe3+ en ions Fe2+, on peut utiliser un réducteur comme
Fe, Cu, Ni, Pb, etc. Choisissons le fer.
Versons quelques mL d'une solution
aqueuse de chlorure de fer III sur un
peu de poudre de fer et agitons
vigoureusement, puis laissons reposer.
Versons dans le mélange une solution
de soude : un précipité vert apparaît
mettant en évidence les ions fer II
(Fe2+) et l’absence d'ion fer III (Fe3+).
Au début, deux couples sont présents :
les couples Fe3+/Fe2+ et Fe2+/Fe.
Nous pouvons écrire : 2 x (Fe3+ + e− → Fe2+)
et :
Fe → Fe2+ + 2 e−
D’où :
2 Fe3+ + Fe → 3 Fe2+
Chapitre 4 :
2) Réaction des ions permanganate et des ions fer II :
a) Expérience :
Une solution de permanganate de potassium
est constituée d'ions potassium (K+) et d'ions
permanganate (MnO4−) qui donnent à la solution
une couleur violette.
Lorsqu'on verse une solution d'ions
fer II, dans une solution acidifiée,
de permanganate de potassium, la
solution de permanganate se
décolore.
Si nous versons une solution d'hydroxyde de
sodium dans la solution finale contenue dans le
tube à essai, on obtient un précipité rouille
caractérisant la présence d'ion fer III.
On a donc :
Fe2+ → Fe3+ + e−
S5F
Chapitre 4 :
b) Interprétation de la décoloration du permanganate :
S5F
L'espèce formée à partir des ions permanganate (MnO4−) est l'ion
manganèse (Mn2+), comme le montre la solution finale incolore.
Comment tenir compte de la présence d'atomes d'oxygène ?
Nous savons que dans les solutions aqueuses, les molécules d'eau, les ions
hydrogène et les ions hydroxyde sont en équilibre selon l'équation bilan :
OH− + H+
H2O
Dans les solutions aqueuses, dans les demi-équations, les atomes
d'hydrogène et d'oxygène qui existent dans les réactifs et les produits
peuvent se retrouver sous forme de molécules d'eau H2O, sous forme
d'ions hydrogène H+, ou sous forme d'ions hydroxyde OH−.
Nous allons procéder par étapes successives pour équilibrer la demiéquation concernant le manganèse.
Chapitre 4 :
c) Pondération d’une demi-équation et équation bilan :
Pondération d’une demi-équation contenant l’élément oxygène :
MnO4− → Mn2+
- conservation du manganèse :
MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
- conservation de l'oxygène :
- conservation de l'hydrogène : MnO4− + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O
- conservation de la charge électrique :
MnO4− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O
Equation bilan :
½ équation :
(Fe2+ → Fe3+ + e−) x 5
½ équation :
MnO4− + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O
D’où :
MnO4− + 8 H+ + 5 Fe2+ → Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+
S5F

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