Cours Ch11 - réact° oxydoréduct

1
2
nde
Chapitre 11 : Réactions d’oxydoréduction Partie V : Oxydoréduction
1. Les métaux
A. Les métaux
Exemples : Cu, Al, Zn, Pb …
En chimie, on peut classer les éléments en 2 grandes familles : les métaux et les non métaux.
Un métal est un solide constitué d’un seul élément ; sinon, c’est un alliage (mélange de plusieurs métaux).
Dans le tableau périodique, les métaux sont les plus nombreux ; ils sont situés à gauche (sauf hydrogène).
B. Propriétés des métaux
Ils donnent facilement des ions monoatomiques chargés positivement, appelés ions ou cations métalliques.
Ils sont bons conducteurs de l’électricité et de la chaleur ; ils ont un grand pouvoir réflecteur (éclat métallique) ;
ils sont malléables et ductiles ; ils sont solides à température et pression ordinaires, sauf le mercure (Hg).
2. Réaction entre un ion métallique et un métal
A. Mise en évidence expérimentale (voir TP) .
On trempe une lame de zinc dans une solution aqueuse contenant des ions Cu
2+
.
Interprétation :
 décoloration de la solution initiale, donc moins d’ions cuivre II (Cu
2+(aq)
) ;
 apparition d’un précipité rouge-cuivre : apparition de cuivre métallique (Cu
(s)
) ;
 apparition d’ions zinc (Zn
2+(aq)
) : on les identifie en ajoutant une solution de soude, on obtient alors un
précipité blanc gélatineux d’hydroxyde de zinc (Zn(OH)
2
) ;
 disparition de la lame de zinc métallique (Zn
(s)
) : il suffirait d’avoir une solution de sulfate de cuivre plus
concentrée et d’attendre beaucoup plus longtemps …
B. Bilan et équation-bilan
À l’état initial, on avait : Cu
2+(aq)
et Zn
(s)
et à l’état final, on a : Cu
(s)
et Zn
2+(aq)
L’équation - bilan de la réaction s’écrit donc :
Cu
2+(aq)
+ Zn
(s)
→ Zn
2+(aq)
+ Cu
(s)
L’ion cuivre II (Cu
2+(aq)
) est un réactif, il est transformé en cuivre métallique (Cu
(s)
).
Le zinc métallique (Zn
(s)
) est un réactif, il est transformé en ion zinc (Zn
2+(aq)
).
Réaction inverse :
On a essayé de faire le contraire (lame de cuivre dans une solution aqueuse contenant des ions zinc) :
Zn
2+(aq)
+ Cu
(s)
→ pas de produits
On a constaté que rien ne se passe !
lame de zinc
(Zn)
solution de sulfate de
cuivre
Cu
2+
+ SO
42-
E.I. : - lame grise
-
solution bleue
E.F. : - dépôt cuivré
- solution plus claire

2
C. Interprétation de la réaction.
Comment fait un ion cuivre II (Cu
2+(aq)
) pour se transformer en atome de cuivre (Cu
(s)
) ?
La différence entre les deux formes de ce même élément est une différence d’électrons.
Il est clair que pour devenir Cu
(s)
, Cu
2+(aq)
doit capter 2 électrons !
On peut donc supposer qu’on a : Cu
2+(aq)
+ 2 e
-
= Cu
(s)
.
Sauf que, ces 2 électrons, il faut bien les prendre quelque part et que des électrons ne sont pas libres en solution !
Or, dans le même temps, le zinc métallique (Zn
(s)
) est transformé en ion zinc (Zn
2+(aq)
).
Donc, de la même manière, on a : Zn
(s)
= Zn
2+(aq)
+ 2 e
-
.
On a donc simultanément, les 2 demi-équations : Zn
(s)
= Zn
2+(aq)
+ 2 e
-
Cu
2+(aq)
+ 2 e
-
= Cu
(s)
Soit, en additionnant membre à membre, on retrouve : Zn
(s)
+ Cu
2+(aq)
→ Zn
2+(aq)
+ Cu
(s)
Il y a eu transfert d’électrons du zinc métallique (Zn
(s)
) aux ions cuivre II (Cu
2+(aq)
).
Remarque importante : les 2 demi-équations ne sont pas des équations - bilans car une équation - bilan montre les
transformations d’espèces chimiques : or les électrons ne sont pas des espèces chimiques, ils ne peuvent pas
exister seuls dans l’eau ; c’est pour cela qu’on dit que ce sont des demi-équations électroniques.
D. Comment se déroule l’échange ?
Comment les ions Cu
2+
peuvent-ils récupérer les électrons ?
Ils n’ont pas le choix ! Puisque les électrons ne viennent pas à eux (les électrons ne sont pas libres en solution), ils
vont aux électrons !
Un ion cuivre II se déplace dans la solution, « se colle » contre la lame de zinc et arrache 2 électrons à l’atome de
zinc le plus proche. L’atome de cuivre formé reste attaché à la lame, pendant que l’ion Zn
2+
migre vers la solution.
C’est ce que l’on constate expérimentalement : le métal cuivre, une fois formé, reste sur la lame.
3. Généralisation : Réactions d’oxydoréduction
Une réaction d’oxydoréduction est une réaction dans laquelle il y a transfert d’électrons d’un réactif à l’autre.
L’espèce chimique qui cède les électrons est un réducteur.
L’espèce chimique qui capte les électrons est un oxydant.
Dans la réaction précédente, Cu
2+(aq)
est l’oxydant et Zn
(s)
est le réducteur.
Une oxydation est la perte d’un ou plusieurs électrons .
Une réduction est le gain d’un ou plusieurs électrons
.
Un réducteur, en perdant son ou ses électrons, est oxydé et devient un oxydant. Ce même oxydant, en gagnant un
ou plusieurs électrons, est réduit et devient réducteur ; les 2 formes (oxydant et réducteur) sont liées.
On parle de couple rédox, ou couple ox/réd et on écrit la demi-équation électronique du couple :
ox + n e
-
= red où n est le nombre d’électrons mis en jeu dans le couple
Exemples de couples ox/red : Ag
+
/Ag ; Zn
2+
/Zn ; Al
3+
/Al …
Remarques :
▪ Par convention on place la forme « oxydante » à gauche du slash et la forme « réducteur » à droite (ox/red).
▪ Pourquoi oxydation ? au début, il ne s’agissait que de la famille de réactions du type : 2 Mg + O
2
→ 2 MgO,
(réaction qui avait lieu dans les flashs d’appareils photos). Mg fixait un atome O. On avait défini un réducteur
comme capable de fixer un atome d’oxygène. Par la suite on s’est rendu compte que c’était plus compliqué.

3
ox
1
r
ed
1
o
x
2
r
ed
2
Pouvoir oxydant croissant
Pouvoir réducteur croissant
4. Classification des couples ox/réd
A. Nécessité d’un classement des couples
On sait qu’un oxydant est une espèce qui capte des électrons.
Si on place une lame de zinc dans une solution aqueuse contenant des ions cuivre II, les ions cuivre II (Cu
2+(aq)
)
prennent 2 électrons au zinc métallique (Zn
(s)
) ; mais si on fait le contraire (lame de cuivre dans une solution
aqueuse contenant des ions zinc), il ne se passe rien.
Zn
2+(aq)
ne peut pas arracher 2 électrons à Cu
(s)
, donc, Zn
2+(aq)
est un oxydant moins fort que Cu
2+(aq)
.
On a donc : Zn
(s)
+ Cu
2+(aq)
→ Zn
2+(aq)
+ Cu
(s)
, mais pas le contraire.
Les réactions d’oxydoréduction ont lieu spontanément dans un sens bien déterminé.
On crée une échelle sur laquelle on met les couples ox/réd.
On place les oxydants à gauche de l’échelle, et les
réducteurs à droite.
B. Fabrication de l’échelle
On réalise des expériences (voir TP classification électrochimique des couples M
n+
/M) :
▪ lame de zinc dans une solution aqueuse contenant des ions cuivre II : il y a réaction
⇒ Cu
2+
/Cu est au dessus de Zn
2+
/Zn : Cu
2+(aq)
+ Zn
(s)
→ Cu
(s)
+ Zn
2+(aq)
▪ lame de zinc dans une solution aqueuse contenant des ions plomb : il y a réaction
⇒ Pb
2+
/Pb est au dessus de Zn
2+
/Zn : Pb
2+(aq)
+ Zn
(s)
→ Pb
(s)
+ Zn
2+(aq)
On place les couples sur un axe vertical orienté vers le haut.
Mais il reste un problème : le couple Pb
2+
/Pb est-il au-dessus ou au-dessous du couple Cu
2+
/Cu ?
On réalise 2 nouvelles expériences :
▪ lame de plomb dans une solution aqueuse contenant des ions cuivre II : il y a réaction ;
▪ lame de cuivre dans une solution aqueuse contenant des ions plomb : il n’y a pas de réaction.
⇒ Cu
2+
/Cu est au dessus de Pb
2+
/Pb : Cu
2+(aq)
+ Pb
(s)
→ Cu
(s)
+ Pb
2+(aq)
On fait ce type d’expériences pour tous les couples qu’on
veut classer, et on arrive à l’échelle ci-contre :
C. Utilisation de l’échelle : prévision des réactions.
Si on a 2 couples et si on veut savoir dans quel sens se fait la
réaction, on place les 2 couples sur l’échelle, et la réaction
se fait entre l’oxydant le plus fort et le réducteur le plus
fort. C’est ce qu’on appelle la règle du gamma (direct).
Ox
1
+ Red
2
→ Ox
2
+ Red
1
Cu
2+
Cu
Zn
2+
Zn
Pouvoir
oxydant
croissant
Pouvoir
réducteur
croissant
Pouvoir oxydant croissant
Pouvoir réducteur croissant
Au
3+
Au
Pt
2+
Pt
Ag
+
Ag
Cu
2+
Cu
Pb
2+
Pb
Sn
2+
Sn
Ni
2+
Ni
Fe
2+
Fe
Zn
2+
Zn
Al
3+
Al
Mg
2+
Mg

4
Exemples :
écrire les demi-équations électroniques des 2 couples ox/red et les équations bilans s’il y a une réaction entre :
1. Au
(s)
et Al
3+(aq)
2. Ag
+(aq)
et Fe
(s)
3. Cu
2+(aq)
et Fe
2+(aq)
pas de réaction Fe
(s)
= Fe
2+(aq)
+ 2 e
-
pas de réaction
Ag
+(aq)
+ e
-
= Ag
(s)
(×2) les 2 formes sont oxydantes
Fe
(s)
+ 2 Ag
+(aq)
→ Fe
2+(aq)
+ 2 Ag
(s)
4. Mg
2+(aq)
et Cu
(s)
5. Fe
2+(aq)
et Pb
(s)
6. Sn
2+(aq)
et Mg
(s)
pas de réaction pas de réaction Mg
(s)
= Mg
2+(aq)
+ 2 e
-
Sn
2+(aq)
+ 2 e
-
= Sn
(s)
Mg
(s)
+ Sn
2+(aq)
→ Mg
2+(aq)
+ Sn
(s)
5. Application : action de l’acide chlorhydrique sur le fer.
A. Expérience.
On place de la poudre de fer dans un tube à essai contenant une solution aqueuse diluée d’acide chlorhydrique.
On observe un dégagement gazeux qui produit une petite détonation lorsqu’on approche une allumette enflammée à
l’extrémité du tube à essai : on caractérise ainsi un dégagement de dihydrogène.
D’autre part, la solution prend une légère coloration verte caractéristique de la présence d’ions fer II.
À l’état initial, les réactifs sont : Fe
(s)
et H
+(aq)
.
À l’état final, les produits sont : Fe
2+(aq)
et H
2 (g)
.
B. Le couple H
+(aq)
/ H
2 (g)
On peut écrire l’équation – bilan : 2 H
+(aq)
+ Fe
(s)
→ H
2 (g)
+ Fe
2+(aq)
On voit apparaître ici un nouveau couple : H
+(aq)
/ H
2 (g)
.
Après divers expériences, on constate que H
+(aq)
agit sur Pb
(s)
mais pas sur Cu
(s)
.
H
+(aq)
est donc situé entre Cu
2+
/Cu et Pb
2+
/Pb.
On peut compléter la classification électrochimique en y intégrant le couple
H
+(aq)
/ H
2 (g)
, qui, nous le verrons plus tard, prendra toute son importance
comme couple de référence.
Poudre de fer
Solution diluée
d’acide chlorhydrique
Dégagement gazeux
Pop
Coloration vert pâle
de la solution
Pouvoir oxydant croissant
Pouvoir réducteur croissant
Au
3+
Au
Pt
2+
Pt
Ag
+
Ag
Cu
2+
Cu
H
+
H
2
Pb
2+
Pb
Sn
2+
Sn
Ni
2+
Ni
Fe
2+
Fe
Zn
2+
Zn
Al
3+
Al
Mg
2+
Mg