7. Oxydoréduction

Sciences BMA Ébénisterie 1/6 Ch. 7. Oxydoréduction
7. Oxydoréduction Résumé Exercices
Objectifs :
•Identifier l'oxydant et le réducteur, l'oxydation et la réduction.
•Écrire la demi-équation d'un couple rédox.
•Écrire l'équation bilan d'une réaction d'oxydoréduction
•Déterminer le point équivalent d'un dosage
1. Comment réagit un métal avec un ion métallique
Expérience 1 : Action des ions cuivre II sur le métal fer Début
Matériel Schéma du montage
- un support avec 3 tubes à essais :
- solution de sulfate de Cuivre, tube 1
- limaille de fer, tube 2
- soude
- Verser 3 mL de la solution de sulfate de cuivre II
dans le tube contenant de la limaille de fer. Agiter.
- Observer l'aspect de la limaille de fer et le
changement de couleur de la solution en quelques
minutes.
- Verser un peu de la solution du tube 2 dans le
tube 3 où vous ajoutez quelques gouttes de soude.
Compte rendu de l'expérience
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1. Quel métal s'est déposé sur la limaille de fer ?
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Quel ion est mis en évidence par le test de la soude ?
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2. Comment passer d'un atome de fer à un ion fer II Fe2+ ?
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Compléter l'équation traduisant cette transformation : Fe → ..... + .....
3. Comment passer d'un ion cuivre II Cu2+ à un atome de cuivre ?
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Compléter l'équation traduisant cette transformation : Cu2+ + ..... → .....
4. Écrire l'équation bilan de la réaction entre le métal fer et les ions cuivre II Cu2+
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Sciences BMA Ébénisterie 2/6 Ch. 7. Oxydoréduction
Expérience 2 : Action des ions argent sur le métal cuivre Début
Matériel Schéma du montage
- un support avec 3 tubes à essais :
- solution de nitrate d'argent, tube 1
- fil de cuivre, tube 2
- soude
- Verser 3 mL de la solution de nitrate d'argent dans
le tube contenant le fil de cuivre. Agiter.
- Observer l'aspect du fil de cuivre et le changement
de couleur de la solution en quelques minutes.
- Verser un peu de la solution du tube 2 dans le
tube 3 où vous ajoutez quelques gouttes de soude.
Compte rendu de l'expérience
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1. Quelle est la nature du dépôt apparu sur le fil de cuivre ?
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Quel ion est mis en évidence par le test de la soude ?
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2. Comment passer d'un atome de cuivre à un ion cuivre II Cu2+ ?
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Compléter l'équation traduisant cette transformation : Cu → ..... + .....
3. Comment passer d'un ion argent Ag+ à un atome d'argent ?
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Compléter l'équation traduisant cette transformation : Ag+ + ..... → .....
4. Écrire l'équation bilan de la réaction entre le métal cuivre et les ions argent Ag+.
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Sciences BMA Ébénisterie 3/6 Ch. 7. Oxydoréduction
2. Qu'est-ce qu'une électrolyse ?
Expérience 3 : cuivrage d'un clou en fer par électrolyse Début
Matériel Schéma du montage
- un support avec agitateur magnétique
- solution de chlorure de cuivre II dans un bécher,
- électrodes : fil de cuivre et clou en fer,
- deux pinces crocodiles,
- un générateur 12 V continu,
- un rhéostat,
- un ampèremètre,
- quatre fils de connexion.
- Réaliser le montage électrique ci-contre : le clou
en fer est relié à la borne ( – ).
- Agiter constamment la solution pour maintenir
l'intensité du courant à 0,5 A.
- Laisser la réaction se poursuive pendant 30 min.
- Observer l'aspect du clou de fer et l'état du fil de
cuivre.
Compte rendu de l'expérience
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1. Quel est le sens du courant dans le circuit électrique ?
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2. Quel est le sens de déplacement des électrons dans les conducteurs métalliques ?
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3. Quel est le sens de déplacement des ions cuivre II dans la solution ?
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4. À quelle électrode se produit :
- la réaction d'oxydation ? ...........................................................................................................
- la réaction de réduction ? ..........................................................................................................
5. Écrire les demi-équations électroniques correspondantes
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6. Pourquoi cette électrolyse est-elle appelée électrolyse « à anode soluble » ?
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Sciences BMA Ébénisterie 4/6 Ch. 7. Oxydoréduction
A retenir Début Exercice
1. Réaction d'oxydoréduction
- Une réaction d'oxydoréduction est un échange d'électrons entre un réducteur et un oxydant.
- Un oxydant est une espèce chimique (atome, molécule ou ion) qui est réduite en gagnant un ou
plusieurs électrons.
- Un réducteur est une espèce chimique qui est oxydée en perdant un ou plusieurs électrons.
Exemple : lorsque le fer est oxydé, il perd des électrons pour devenir un ion fer, cest un
réducteur.
- Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, il y a simultanément oxydation du réducteur et
réduction de l'oxydant.
2. Couple oxydant / réducteur (ou redox)
- Le couple Fe2+ / Fe constitue un couple redox. Fe2+ est l'oxydant
du couple, Fe le réducteur conjugué. La capture de deux électrons
par l'oxydant Fe2+ donne le réducteur Fe selon la demi-équation
électronique : Fe2+ + 2 e – → Fe
- En règle générale, deux espèces chimiques, notées Ox et Red,
constituent un couple redox
Ox / Red si l'oxydant Ox capte n électrons pour donner le
réducteur Red selon la demi-équation électronique :
Ox + n e – → Red
- Par convention, l'oxydant figure toujours en premier dans
l'écriture du couple.
- Les couples redox sont classés les uns par rapport aux autres.
Plus le réducteur du couple Ox / Red est fort, plus le couple est
situé en position basse dans la classification, et plus l'oxydant est
faible.
Exemple : le couple Zn2+ / Zn est bas dans la classification car le
métal zinc est un bon réducteur.
- La classification aide à prévoir si une oxydoréduction est possible
naturellement entre deux couples redox.
Exemple : une réaction naturelle peut se produire entre l'oxydant le
plus fort Cu2+ et le réducteur le plus fort Fe. Une réaction naturelle
peut se produire entre l'oxydant le plus fort H+ et le réducteur le
plus fort Fe, mais pas le cuivre Cu.
3. Potentiel standard d'oxydoréduction.
À chaque couple redox est associé un potentiel standard
d'oxydoréduction.
Le pôle positif d'une pile est le métal du couple de potentiel
standard le plus élevé.
La f.é.m. est donnée par la formule : E = E(+) – E(–).
Exemple : dans le cas d'une pile zinc-cuivre :
E = E(Cu2+ / Cu) – E(Zn2+ / Zn) = 0,34 – (– 0,76) = 1,10 V.
4. Électrolyse
Une électrolyse est une réaction d'oxydoréduction forcée par un générateur.
Exemple : électrolyse d'une solution de cuivre II, dite à « anode soluble » en cuivre :
- oxydation du cuivre à l'anode : Cu → Cu2+ + 2 e –
- réduction des ions Cu2+ à la cathode : Cu2+ + 2 e – → Cu
les atomes de cuivre de l'anode se transforment en ions cuivre Cu2+ et passent dans la solution.
Ag+
Cu2+
Fe2+
Zn2+
Al3+
Mg2+
– Ag
– Cu
– Fe
– Zn
– Al
– Mg
Pouvoir oxydant
croissant de l'ion
Pouvoir réducteur
croissant du métal
Cu2+
Fe2+
–
Cu
Cu2+
H+
Fe2+
–
Cu
– H2
–
Ag+ / Ag
Cu2+/ Cu
H+ / H2
–
0,80
–
– -
0,13
– -
0,44
Pb2+/
Pb
Fe2+/ Fe
Zn2+/ Zn
Al3+ / Al
E (V)

Sciences BMA Ébénisterie 5/6 Ch. 7. Oxydoréduction
Exercices Début Résumé
I : Trouvez les réactions d'oxydation et les réactions de réduction :
a) 2I– → I2 + 2e-b) Al → Al3+ + 3e-
c) Na+ + e- → Na d) Br2 + 2e- → 2Br-
Dites, pour chaque réaction, quelle est la forme oxydante et quelle est la forme réductrice.
II : Reconstituer les couples oxydant / réducteur et les demi-réactions :
Ag+, H2, Sn2+, Fe, Ag, NO, Al, Cl2, Haq+, Zn, Fe2+, NO3-, Cl-, Sn, Zn2+, Al3+.
III : Un clou de masse 500 mg est plongé dans 50 mL d'acide chlorhydrique à 1,0 mol / L.
a) Écrire l'équation bilan de la réaction.
b) Calculer le volume de dihydrogène dégagé, lorsque tout le clou a été oxydé.
c) Calculer la concentration de toute les espèces ioniques présentes dans la solution en fin de
réaction.
IV : En utilisant le tableau de classement des couples oxydant-réducteur, justifier l'action de l'acide
chlorhydrique sur le fer et sur le cuivre. Écrire les réactions.
couple E° (en V) Demi-équation
Cl2/Cl- 1,36 Cl2 + 2e- 2 Cl-
Fe3+/Fe2+ 0,77 Fe3+ + e- Fe2+
Cu2+/Cu 0,34 Cu2+ + 2e- Cu
H+/H20 2H+ + 2e- H2
Fe2+/Fe -0,44 Fe2+ + 2e- Fe
V : On constitue une pile avec deux électrodes de platine plongeant, la première dans une solution
acidifiée contenant des ions I- et la deuxième dans une solution contenant des ions en milieu acide
Cr2O72- . On a :
E°(I2/I-) = 0,54 V et E°(Cr2O72-/Cr3+) = 1,33 V.
Expliquez ce qu'il se passe.
VI : a) Comment constituer une pile faisant intervenir les couples Cu2+/Cu et Ni2+/Ni ?
b) Quel est le pôle positif de la pile ? Que vaut sa f.é.m ?
Valeur des potentiels normaux : E°(Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E° Ni2+/Ni) = - 0,23 V
c) Comment la masse de l'électrode négative varie-t-elle lorsque la pile débite un courant de 10 mA
pendant 2 heures ?