Chapitre 7

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Chapitre 7 Sciences Physiques - BTS
Oxydo-réduction et corrosion
1. Réactions d’oxydo-réductions.
1.1. Les couleurs des solutions.
 Les solutions contenant des ions cuivriques Cu2+ sont bleu turquoise. Le test à la soude concentrée
fait apparaitre un précipité bleu turquoise.
 Equation de dissociation : CuSO4  Cu2+ + SO42-
 Equation de précipitation : Cu2+ + 2OH-  Cu(OH)2 (p)
 Les solutions contenant des ions cuivreux Cu+ sont vertes. Le test à la soude concentrée fait
apparaitre un précipité vert foncé.
 Equation de dissociation : Cu2SO4  2Cu+ + SO42-
 Equation de précipitation : Cu+ + OH-  CuOH (p)
Cristal ionique de
sulfate de cuivre II
CuSO4
Solution aqueuse de
sulfate de cuivre
Test à la soude
concentrée : précipité
d’hydroxyde de cuivre II
Cristal ionique de
Chlorure de cuivre I
CuCl
Solution aqueuse de
chlorure de cuivre I
Test à la soude
concentrée : précipité
d’hydroxyde de cuivre I

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 Les solutions contenant des ions ferreux Fe2+ sont jaune-verdâtres. Le test à la soude concentrée
fait apparaitre un précipité verdâtre.
 Equation de dissociation : FeSO4  Fe2+ + SO42-
 Equation de précipitation : Fe2+ + 2OH-  Fe(OH)2 (p)
 Les solutions contenant des ions ferriques Fe3+ sont couleur rouille. Le test à la soude concentrée
fait apparaitre un précipité rouille.
 Equation de dissociation : FeCl3  Fe3+ + 3Cl-
 Equation de précipitation : Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3 (p)
Cristal ionique de
sulfate de fer II
FeSO4
Test à la soude
concentrée : précipité
d’hydroxyde de Fer II
Test à la soude
concentrée : précipité
d’hydroxyde de Fer III
Cristal ionique de
chlorure de fer III
FeCl3

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1.2. Réaction entre un métal et une solution ionique.
 Expérience 1 : on immerge de la paille de fer dans une solution de sulfate de cuivre II
 Observation :
on observe rapidement sur la paille de fer un dépôt rouge
Au bout de quelque temps, on observe la décoloration de la
solution de cuivre II qui passe du bleu turquoise au vert.
Un test à la soude concentrée fait apparaitre un précipité
verdâtre
 Conclusion :
Du cuivre solide s’est déposé.
Les ions Cu2+ ont disparu en grande partie.
Des ions Fe2+ sont apparus dans la solution.
 Interprétation :
Le métal fer a été oxydé à l’état d’ions Fe2+ : Fe  Fe2+ + 2e-
Une oxydation est une perte d’électrons
Les ions Cu2+ ont été réduits à l’état de cuivre métallique : Cu2+ + 2e-  Cu
Une réduction est un gain d’électrons
Les ions cuivre Cu2+ ont oxydé le fer : l’ion Cu2+ est un oxydant
Le fer a réduit les ions Cu2+ : le fer est un réducteur.
 Conclusion : Lors d’une réaction d’oxydo-réduction, l’oxydant prend des électrons au
réducteur.
Les deux demi équation s’écrivent : Fe  Fe2+ + 2e-
Cu2+ + 2e-  Cu
L’équation globale, l’équation bilan de la réaction s’écrit :
Cu2+ + Fe  Cu + Fe2+
 Expérience 2 : On verse une solution transparente de nitrate d’argent sur des copeaux de cuivre

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 Observation :
on observe rapidement un dépôt grisâtre sur les copeaux
Au bout de quelque temps, on observe une coloration de la
solution qui devient légèrement bleue.
Un test à la soude concentrée fait apparaitre un précipité bleu
turquoise.
 Interprétation :
……………………………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………………………………..
……………………………………………………………………………………………………..
 Equations : ………………………………………………………………..
………………………………………………………………..
………………………………………………………………..
Conclusion : Cu2+ et Cu forment un couple Oxydant – Réducteur encore appelé « couple redox »
et noté Cu2+/Cu
Cu2+ + 2e- Cu
Oxydant + ne- réducteur
1.3. Classification électrochimique des métaux.
Les couples redox sont classé suivant leur pouvoir oxydant ou
réducteur :
La règle du « gamma » permet de
prévoir les réactions :

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2. Pile électrochimique.
2.2. Définition d’une pile électrochimique.
Une pile électrochimique est un générateur qui transforme de l'énergie chimique fournie par une
réaction d'oxydoréduction spontanée en énergie électrique.
Une pile est composée de :
Deux compartiments séparés appelés demi-piles contenant
chacun une électrode (matériau conducteur, en général des
métaux ou du carbone) et une solution électrolytique
Un pont salin ou une paroi poreuse reliant les 2 demi-piles.
Chaque demi-pile est composée des espèces d'un couple oxydant/réducteur. Souvent le couple est
formé d'un ion métallique Mn+ et du métal M. L'électrode alors constituée du métal M. Dans certains
cas, l'électrode est constituée d'un matériau conducteur inerte. L'oxydant et le réducteur du couple
sont alors dans la solution.
Le pont salin est constitué d'un tube en U creux rempli d'une solution gélifiée conductrice concentrée
(ou d'une simple feuille de papier imbibé d'une solution conductrice).
Les ions présents dans le pont salin (en général K+ et Cl- ou NO3-) n'interviennent pas dans la réaction
d'oxydoréduction.
Leur rôle est de permettre le passage du courant dans la pile et d'assurer la neutralité électrique des
solutions.
2.3. Exemple : la pile Daniell.
On associe une demi-pile de couple Cu2+ /Cu et une demi-pile
Zn 2+ /Zn reliées par un pont salin.
Dans un bécher contenant une solution de sulfate de
cuivre(II) à 0,10mol.L-1 , trempe une lame de cuivre et dans
un autre bécher contenant une solution de sulfate de zinc à
0,10mol.L-1, trempe une lame de zinc.
Dans la pile inventée par M. Daniell, le pont salin est remplacé par une paroi poreuse.
Si on relie les électrodes de la pile par un circuit comprenant en série, une résistance R et un
ampèremètre, celui-ci indique le passage d'un courant, la pile débite : c'est un générateur .