Oxydants. Réducteurs. Réactions d`oxydoréduction.

Chapitre 16. Activités expérimentales 1re S
Oxydants. Réducteurs. Réactions d'oxydoréduction.
Compétences, capacités et attitudes à mettre en œuvre :
□ Réaliser le dispositif expérimental correspondant au protocole.
□ Observer et décrire les phénomènes.
□ Extraire des informations des données expérimentales et les exploiter.
1. Caractérisation de quelques espèces chimiques en solution.
Vérifier rapidement les tests de mise en évidence (noter les résultats) :
- des ions cuivre II : 1 mL de solution d'ions cuivre + quelques gouttes de solution d'ammoniac ;
- des ions zinc II : 1 mL de solution d'ions zinc + quelques gouttes de solution d'ammoniac ;
- du diiode : 1 mL de solution de diiode + quelques gouttes d'empois d'amidon.
2. Oxydants et réducteurs.
Chaque fois dans un tube à essais différent, mélanger,:
a) 1 mL de solution de sulfate de cuivre et très peu de zinc en poudre. Attendre en agitant de temps en temps.
b) 1 mL de solution de sulfate de zinc et un petit copeau de cuivre. Attendre en agitant de temps en temps.
c) un petit copeau de cuivre et un fond de solution de nitrate d'argent. Attendre en agitant de temps en temps.
À chaque fois noter vos observations. Ajouter quelques gouttes de solution d'ammoniac dans chacun des tubes.
En déduire les produits formés puis l'équation chimique de chaque réaction.
3. Bilan.
Au cours de la transformation chimique a) :
L’ion cuivre II, Cu2+ :
L’atome de zinc, Zn :
a gagné
1
a gagné
1
a perdu
2
………………………
a perdu
2
………………………
3
3
Au cours de la transformation chimique c) :
L’ion argent I, Ag+ :
L’atome de cuivre, Cu :
a gagné
1
a gagné
1
a perdu
2
………………………
a perdu
2
………………………
3
3
4. Le diiode.
Mélanger 1 mL d'une solution de diiode et très peu de zinc en poudre. Noter vos observations.
Sachant qu'il s'est formé des ions iodure, écrire les demi-équations redox mises en jeu et l'équation de la
réaction chimique.
5. L'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène H2O2 (aq)) en milieu acide.
- Dans un 1er tube à essais, mélanger 1 mL d'une solution d'iodure de potassium ( K+ (aq) + I- (aq) ) et 1 mL d'acide
chlorhydrique (pour être en milieu acide) ;
- Dans un 2ème tube à essais, mélanger 1 mL d'une solution de diiode ( I2 (aq) ) et 1 mL d'acide chlorhydrique (pour
être en milieu acide) ;
- Dans chacun des deux tubes, ajouter un peu d'eau oxygénée.
Noter vos observations. Vérifier en ajoutant un peu d'empois d'amidon.
Sachant qu'il se forme aussi de l'eau, écrire l'équation de la réaction chimique.
Conclusion : l'eau oxygénée est un ………………
6. La vitamine C (acide ascorbique C6H8O6 (aq)) en milieu acide.
- Dans un 1er tube à essais, mélanger 1 mL d'une solution d'iodure de potassium ( K+ (aq) + I- (aq) ) et 1 mL d'acide
chlorhydrique (pour être en milieu acide) ;
- Dans un 2ème tube à essais, mélanger 1 mL d'une solution de diiode ( I2 (aq) ) et 1 mL d'acide chlorhydrique (pour
être en milieu acide) ;
- Dans chacun des deux tubes, ajouter goutte à goutte de la solution de vitamine C.
Noter vos observations. Vérifier en ajoutant un peu d'empois d'amidon.
Sachant qu'il se forme entre autres l'espèce chimique C6H6O6 (aq) , écrire l'équation de la réaction chimique.
Conclusion : la vitamine C est un ………………

Chapitre 16. Activités expérimentales 1re S
Oxydants. Réducteurs. Réactions d'oxydoréduction.
Éléments de correction.
1. Caractérisation de quelques espèces chimiques en solution.
- Une solution d'ions cuivre (bleue), en présence de solution d'ammoniac (incolore) donne un précipité bleu
clair puis (suite à un excès d'ammoniac) une coloration bleu intense.
- Une solution d'ions zinc (incolore), en présence de solution d'ammoniac (incolore) donne un précipité blanc.
- Une solution de diiode (jaune à brune), en présence d'empois d'amidon (blanchâtre) donne une coloration
bleu foncé.
2. Oxydants et réducteurs.
a) En mélangeant une solution de sulfate de cuivre (bleue) et du zinc en poudre (métal gris) on observe la
formation de métal rouge : du cuivre solide apparaît. On observe la disparition de la coloration bleue (la
solution devient incolore) : les ions cuivre disparaissent. Si on ajoute une solution d'ammoniac on observa la
formation d'un précipité blanc : des ions zinc sont présents dans la solution.
Parmi les réactifs on a donc Cu2+ (aq) et parmi les produits on a Cu (s) et SO42- (aq) .
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + SO42- (aq) .
b) En mélangeant une solution de sulfate de zinc (incolore) et du cuivre en poudre (métal rouge) on n'observe
aucun changement : il n'apparaît ni ion cuivre (pas de coloration bleue) ni métal zinc (pas de métal gris).
Aucune transformation chimique n'a lieu.
c) En mélangeant une solution de sulfate de d'argent (incolore) et un copeau de cuivre (morceaux de métal
rouge) on observe la formation de métal argenté : de l'argent solide apparaît. Si on ajoute une solution
d'ammoniac on observe une coloration bleu intense puis (suite à un excès d'ammoniac) un précipité bleu : des
ions cuivre sont présents dans la solution.
Parmi les produits on a donc Ag (s) et Cu2+ (aq) .
2 Ag+ (aq) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu2+ (aq) .
3. Bilan.
Au cours de la transformation chimique a) :
L’ion cuivre II, Cu2+ :
L’atome de zinc, Zn :
a gagné
1
a gagné
1
a perdu
2
électrons
a perdu
2
électrons
3
3
Au cours de la transformation chimique c) :
L’ion argent I, Ag+ :
L’atome de cuivre, Cu :
a gagné
1
a gagné
1
a perdu
2
électron
a perdu
2
électrons
3
3
Bilan : on a les couples redox Cu2+/Cu , Zn2+/Zn et Ag+/Ag .
Point cours 1.
4. Le diiode.
En mélangeant une solution de diiode (brune) et du zinc en poudre (métal gris) on observe la disparition de la
coloration brune (la solution devient incolore) : le diiode disparaît.
Si on ajoute une solution d'ammoniac on observe un précipité blanc : des ions zinc II sont présents dans la
solution.
Parmi les réactifs on a donc I2 (aq) et parmi les produits on a I- (aq) et Zn2+ (aq) :
Zn = Zn2+ + 2 e- et I2 + 2 e- = 2 I-
I2 (aq) + Zn (s) → 2 I- (aq) + Zn2+ (aq) .
Bilan : on a les couples redox I2/I- (et Zn2+/Zn).
Points cours 2 et 3.
5. L'eau oxygénée (peroxyde d'hydrogène H2O2 (aq)) en milieu acide.

Chapitre 16. Activités expérimentales 1re S
En mélangeant une solution d'iodure de potassium (liquide incolore), de l'acide chlorhydrique (liquide incolore)
et de l'eau oxygénée (liquide incolore) on observe l'apparition d'une coloration jaune : on suppose que du
diiode apparaît (ce que l'on confirme en observant une coloration bleu foncé lors de l'ajout d'empois d'amidon).
Donc, parmi les réactifs on a I- (aq) et parmi les produits on a I2 (aq) . De plus, H2O (l) est aussi un produit.
(au brouillon) H2O2 = 2 H2O
(au brouillon) H2O2 + 2 H+ = 2 H2O
H2O2 + 2 H+ + 2 e- = 2 H2O et 2 I- = I2 + 2 e-
H2O2 (aq) + 2 H+ (aq) + 2 I- (aq) → 2 H2O (l) + I2 (aq)
Bilan : on a le couple H2O2/H2O (et I2/I-), l'eau oxygénée est un oxydant.
6. La vitamine C (acide ascorbique C6H8O6 (aq)) en milieu acide.
En mélangeant une solution de diiode (liquide brun) et une solution de vitamine C (liquide orange pâle) on
observe la disparition de la coloration brune (la solution devient orange pâle suite à un excès de vitamine C) : le
diiode disparaît.
Donc, parmi les réactifs on a I2 (aq) . De plus, parmi les produits on a C6H6O6 (aq) .
(au brouillon) C6H8O6 = C6H6O6
(au brouillon) C6H8O6 = C6H6O6 + 2 H+
C6H8O6 = C6H6O6 + 2 H+ + 2 e- et I2 + 2 e- = 2 I-
C6H8O6 (aq) + I2 (aq) → C6H6O6 (aq) + 2 H+ (aq) + 2 I- (aq) .
Bilan : on a le couple C6H6O6/C6H8O6 (et I2/I-), la vitamine C est un réducteur.

Chapitre 16. Activités expérimentales 1re S
Oxydants. Réducteurs. Réactions d'oxydoréduction.
Liste du matériel.
Pour chaque binôme :
□ solution d'ammoniaque à 1 mol.L-1 environ et un compte-gouttes (ou un compte-gouttes et un bécher par
binôme et un flacon général de 200 mL) - r.a.s.
□ empois d'amidon et un compte-gouttes (ou un compte-gouttes et un bécher par binôme et un flacon général
de 100 mL) - r.a.s.
□ 6 tubes à essais avec porte tubes
□ pissette d'eau distillée
Au bureau :
□ 3 spatules
□ copeaux de cuivre - r.a.s.
□ zinc en poudre (permet les réactions rapides tant avec Cu2+ qu'avec I2) - r.a.s.
□ 50 mL de solution de sulfate de zinc à 0,1 mol.L-1 environ avec compte-gouttes
□ 100 mL de solution de sulfate de cuivre à 0,1 mol.L-1 environ avec compte-gouttes
□ solution de nitrate d'argent avec compte-gouttes
□ 2 fois 50 mL de solution d'iodure de potassium à 0,1 mol.L-1 environ avec compte-gouttes
□ 2 fois 50 mL de solution de diiode à 0,01 mol.L-1 environ avec compte-gouttes
□ 50 mL de acide chlorhydrique à 0,1 mol.L-1 environ avec compte-gouttes - r.a.s.
□ 50 mL de solution d'eau oxygénée à 10 vol environ (soit 1 mol.L-1 environ) avec compte-gouttes
□ solution de vitamine C (1 g dans 250 mL d'eau environ) avec compte-gouttes
solution aqueuse d'
iodure de potassium
K+ (aq) + I- (aq)
solution aqueuse de
sulfate de zinc
Zn+ (aq) + SO42- (aq)
solution aqueuse de
sulfate de cuivre
Cu2+ (aq) + SO42- (aq)
solution aqueuse de
nitrate d'argent
Ag+ (aq) + NO3- (aq)
acide chlorhydrique
H3O+ (aq) + Cl- (aq)
solution aqueuse de
diiode
I2 (aq)
solution aqueuse d'eau oxygénée ou de
peroxyde d'hydrogène
H2O2 (aq)
solution aqueuse de vitamine C ou d'
acide L-ascorbique
C6H8O6 (aq)