élève - Nathalie Rion

PLC – TP01 - oxydoréduction 1 / 5
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 ________________

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
Cu2+(aq) 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 :
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 :
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
Pouv
oir
oxyd
ant
crois
sant
pour
le
catio
n
métal
lique
Pou
voir
rédu
cteur
crois
sant
pour
le
méta
l

PLC – TP01 - oxydoréduction 4 / 5
Cu
Zn
Fe
Ag

PLC – TP01 - oxydoréduction 5 / 5
IV.Cours
A. Force des oxydants et des réducteurs
Comme nous l’avons vu lors des expériences précédentes, Cu2+ 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.
Cu2+ / Cu
Fe2+ / Fe
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.
Pou
voir
oxyd
ant
crois
sant
Pou
voir
rédu
cteur
crois
sant