Chapitre n°2 les réactions d’oxydoréduction

 

Chapitre n°2 les réactions d’oxydoréduction

1.  Introduction par une expérience  

1.  Expérience

 

Verser dans un tube à essais A 3cm de hauteur d’une solution de sulfate de cuivre

Verser dans un tube à essais B une demie spatule de poudre de zinc

Verser le tube à essai A  dans le tube à essai B.

Boucher le tube à essai B à l’aide d’un bouchon et mélanger

Ajouter quelques gouttes de soude dans les deux tubes à essais

 

2. 2) Observations

La couleur bleue de la solution du tube à essai B  a disparu et la poudre devient légèrement jaune  après le  mélange.

On observe après l’ajout de la soude :  

• Dans Le tube à essais A un précipité bleu.
• Dans le tube à essais   B un précipité Blanc

 

 

3.  Interprétation

Dans le tube A on met en évidence la présence des ions Cu2+ 

Dans le tube B on met en évidence la présence des ions Zn2+ et du métal cuivre par la présence d’un dépôt jaune sur le métal zinc.

Une réaction chimique a eu lieu

Des ions cuivres II (Cu2+) se sont transformés en métal cuivre alors qu ’ un peu du métal zinc présent s’est transformé en ion Zn2+.

L’équation bilan de cette réaction chimique est:   Cu2+(aq)+Zn(s)→Zn2+(aq)+Cu(s)

 

2. La réaction d’oxydoréduction

1.  Principe de la réaction d’oxydoréduction

La majorité des  réactions chimiques comme celle de notre exemple, impliquent des échanges d’électrons qui  constituent les réactions d’oxydoréductions  

 

2. Le couple oxydant- réducteur ou Ox-Red

Dans une réaction d’oxydoréduction on définit deux entités chimiques :

• Un oxydant, noté :Ox    qui est capable de capter   un ou plusieurs  électrons. Il se transforme dans sa forme réduite ou conjuguée.
• Un réducteur , noté :  Red  qui est capable de libérer un ou plusieurs électrons. Il se   transforme   dans sa forme oxydée ou conjuguée

On note un couple Oxydant réducteur sous la forme :  Ox/Red

Dans l’ exemple vu ci-dessus on   distingue deux couples Ox/Red:

 Cu2+(aq) /Cu(s)    

 Zn2+(aq) /Zn(s) 

 

 

3.  Demi-équation électronique

1. Principe

On note une demi équation électronique sous la forme suivante:

Ox+ne– ↔ Red

Où n est le nombre d’électrons échangés  

 

2.  Exemple de la réaction ci-dessus

Dans l’exemple ci-dessus on note  les deux couples mis en jeu avec les  demi-équations électroniques correspondantes:

Pour le couple Cu2+(aq) /Cu(s) :

 Cu2+(aq) +2e– ↔ Cu(s)

Pour le couple Zn2+/Zn :

 Zn2+(aq) +2e– ↔ Zn(s)

4) Equilibrer une demi- équation électronique

1. La réaction a lieu dans un milieu aqueux

Soit le couple:  MnO4– / Mn2+

La première entité à ajouter dans le couple Ox/Red  pour équilibrer l’élément oxygène est l’eau, car nous somme en milieu aqueux.

Exemple MnO4–/Mn2+ 

MnO4–(aq) ↔ Mn2+(aq) +4H2O (l) 

 

2.  La réaction a lieu dans un milieu acide  

La deuxième entité à ajouter dans le couple Ox/Red  pour l’équilibrer  l’élément hydrogène est   l’ion H+ car nous sommes en milieu acide

8H+(aq) + MnO4–(aq) ↔ Mn2+(aq) +4H2O(l) 

 

3.  Équilibrer les charges

La troisième entité à ajouter dans une demi-équation électronique est l’électron e– pour l’électroneutralité :  

8H+(aq) + MnO4–(aq) +5e–↔ Mn2+ (aq) +4H2O (l) 

 

4. Exercice

Donner les demi-équations électroniques des couples suivants :

H+(aq)/H2(g) 

I2(g) /I–(aq)   

PbO2 (s) /Pb2+(aq) 

  Cr2O72-(aq) /Cr3+(aq) 

 

2H+(aq)+2e– ↔ H2(g) 

I2(g)+2e– ↔ 2I–(aq) 

4H+(aq) +PbO2 (s) +2e– ↔ Pb2+(aq)  +2H2O(l) 

14H+ +Cr2O72-(aq)  +6e– ↔ 2 Cr3+(aq)+7H2O

 

 

 

 

5) La réaction d’oxydo-réduction  

A) principe

Dans une réaction d’oxydoréduction le nombre d’électrons captés par l’oxydant correspond à celui libéré par le réducteur.

Exemple

Dans l’exemple de l’expérience ci-dessus on écrit les couples dans le sens de la réaction   chimique:  

Cu2+(aq)+ 2e– →Cu(s)

Zn(s)→Zn2+(aq)+2e–

On ajoute les deux équations en veillant au nombre d’électrons échangés :

Cu2+(aq)+ Zn(s)  →Cu(s)+ Zn2+(aq)

 

Un oxydant se réduit et oxyde un réducteur

Un réducteur réduit un oxydant et s’ oxyde

 

b) Exercice

 

Donner l’équation bilan de la réaction de l’ion argent Ag+(aq) sur le métal cuivre Cu (s) qui forment du métal argent Ag(s) avec des ions cuivre II :  Cu2+ (aq

On identifie les couples :

Ag+(aq) /Ag (s) et Cu2+(aq) /Cu (s)

On écrit les demi-équations électroniques dans le sens de la réaction chimique

Ag+(aq) +e– ↔Ag(s)

Cu(s) ↔2e–+Cu2+(aq) 

On assure le nombre d’électrons échangés entre les deux couples

(*2)Ag+(aq) +e– ↔Ag(s)

     Cu(s) ↔2e– +Cu2+(aq) 

On ajoute les deux demi-équation électronique

2Ag+(aq) + Cu(s)  ↔2Ag(s)+ Cu2+(aq)