Thème : Oxydoréduction PCL TP01 – réactions d’oxydoréduction entre un métal et un ion métallique I.Cours A.Expérience introductive Schématiser les expériences réalisées au bureau et noter vos observations. B. Oxydation d’un métal Quelle transformation subit l’élément fer ? schématiser la transformation et écrire la ½ équation qui concerne l’élément fer (conservation des éléments et de la charge électrique). Définitions : Une oxydation est la perte d’un ou plusieurs électrons. L’espèce chimique qui cède des électrons est le réducteur. Le réducteur subit une oxydation. Dans notre cas, le réducteur est ________________ C. Réduction d’un ion métallique Quelle transformation subit l’élément cuivre ? schématiser la transformation et écrire la ½ équation qui concerne l’élément cuivre. Définitions : Une réduction est le gain d’un ou plusieurs électrons. L’espèce chimique qui gagne des électrons est l’oxydant. L’oxydant subit une réduction. Dans notre cas, l’oxydant est ________________ D. 1/2 équation Lors de la réaction de l’acide nitrique sur le métal cuivre (voir TP cuivre), le métal cuivre se transforme en ion cuivre II. Ecrire la ½ équation correspondante : Dans cette réaction d’oxydation du cuivre métal, le réducteur est ________________ PLC – TP01 - oxydoréduction 1/5 La réaction entre le métal cuivre et l’ion cuivre peut donc évoluer dans un sens ou dans l’autre, nous l’écrirons donc en utilisant le signe « = » : E. Couple oxydant / réducteur et Cu(s) constituent un couple oxydant/réducteur que l’on écrira : Cu2+(aq) / Cu(s) On peut généraliser les ½ équations de la façon suivante pour un couple oxydant/réducteur donné : Cu2+(aq) F. Équation d’une réaction d’oxydoréduction Les électrons n’existent pas à l’état libre en solution ; lorsqu’un métal perd des électrons, ils sont simultanément transférés à une autre espèce chimique. Une équation de réaction d’oxydoréduction est la somme de 2 ½ équations. Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons. II. Expériences A. Tests de reconnaissance d’ions en solution Avant de réaliser les expériences d’oxydoréduction, nous allons nous remémorer certains tests de reconnaissance d’ions en solution, vus au collège. Pour chacun des ions : Réaliser l’expérience en tube à essais (dans un tube à essais, introduire environ 2 mL d’une solution contenant les ions, puis à l’aide d’une pipette, mettre quelques goutte de réactif) Schématiser et noter vos observations Écrire la formule du précipité obtenu Écrire l’équation de la réaction Compléter le tableau ci dessous : Ion Couleur de l’ion en solution Réactif Résultat de l’expérience (noter la couleur du précipité) B.Réactions entre un métal et un ion métallique Réaliser chacune des 12 expériences proposées dans le tableau suivant et remplir chaque case avec vos observations. (pour gagner du temps, il est possible des réaliser les expériences en parallèle) Le protocole est précisé dans chacune des cases du tableau. Les réactions sont parfois un peu longue : il faut attendre pour observer quelque chose... Lorsque c'est précisé dans le tableau, vous pouvez caractériser les ions en solution. Parfois, une filtration préalable est nécessaire (indiquée dans le tableau). Faire un schéma des expériences d’oxydoréduction, de la filtration et de la caractérisation. (voir tableau en fin de document) III. Exploitation A. Couples oxydant/réducteur Pour les réactions chimiques qui se sont produites, écrire les 2 couples oxydant/réducteur concernés. B. Classement des différents couples Il est possible de classer les différents couples en fonction du pouvoir oxydant des ions métalliques ou du pouvoir réducteur des métaux. Le métal qui réagit avec tous les ions métalliques avec lesquels il a été mis en présence, est le réducteur le plus fort. A l’opposé, l’ion métallique qui réagit avec tous les métaux avec lesquels il a été mis en contact est l’oxydant le plus fort. Classer les différents couples sur l’échelle suivante : Pouv oir oxyd ant crois sant pour le catio n métal lique Pou voir rédu cteur crois sant pour le méta l C. Équations des réactions Pour chacune des réactions chimiques qui se sont produites : écrire les ½ équations pour les couples mis en jeu écrire l’équation de la réaction et indiquer l’oxydant et le réducteur Cu PLC – TP01 - oxydoréduction Zn Fe Ag 4/5 IV.Cours A. Force des oxydants et des réducteurs Comme nous l’avons vu lors des expériences précédentes, Cu 2+ réagit avec Fe, mais Fe2+ ne réagit pas avec Cu. Une réaction d’oxydoréduction ne se produit spontanément que dans un sens. On peut en déduire que Cu2+ est meilleur oxydant que Fe2+. On peut donc classer sur un axe, les différents couples en fonction de leur pouvoir oxydant ou réducteur. Pou voir oxyd ant crois sant Cu2+ / Cu Fe2+ / Fe Pou voir rédu cteur crois sant Cette classification des couples les uns par rapport aux autres s’appelle la classification électrochimique. Cette classification est très utile, puisqu’elle permet de prévoir les réactions d’oxydoréduction possibles entre les couples. Régle du « gamma » (pour prévoir si une réaction est possible ou pas) : On souligne les espèces initialement en solution (ici Cu2+ et Fe) On les relie par un trait que l’on poursuit vers les produits de la réaction. Si la figure réalisée ressemble à la lettre grecque gamma (γ) à l’endroit, alors la réaction est possible. Un oxydant ne peut réagir que sur un réducteur placé en dessous de lui dans la classification électrochimique. PLC – TP01 - oxydoréduction 5/5