Réactions d`oxydoréduction I- Mise en évidence 1) Réaction entre le
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Réactions d'oxydoréduction I- Mise en évidence 1) Réaction entre le fer métal et les ions cuivre II sulfate de cuivre Exp : On introduit un coton dans un tube à essai. On met dessus de la poudre de fer. Puis on ajoute une solution de sulfate de cuivre II. poudre de fer coton Observations : Il se forme un dépôt rouge brique sur la poudre de fer. Le filtrat est incolore. Test complémentaire : On rajoute de la soude dans le filtrat, il se forme alors un précipité vert. La disparition de la couleur de la solution montre que les ions cuivre II sont le réactif limitant. Etat initial : fer Fe ions cuivre II Cu2+(aq) ions sulfate SO42-(aq) La transformation chimique qui a lieu a pour équation : Etat final : fer ions fer II cuivre ions sulfate Fe Fe2+ Cu SO42-(aq) Cu2+(aq) + Fe(s) → Cu(s) + Fe2+(aq) Lors de cette transformation, il y a conservation des éléments chimique et des charges. 2) Réaction entre le cuivre métal et les ions argent Exp : On introduit dans un récipient un morceau de cuivre et une solution de nitrate d'argent. Observations : Il se forme un dépôt argenté sur le cuivre et la solution devient bleue. Etat initial : Etat final : cuivre Cu argent Ag ions argent Ag+(aq) ions cuivre II Cu2+ cuivre Cu ions nitrate NO3-(aq) ions nitrate NO3-(aq) La transformation chimique qui a lieu a pour équation : 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq) Lors de cette transformation, le cuivre perd 2 électrons et l'argent en gagne un : il faut donc ajuster les coefficients stoechiométriques afin de conserver l'électroneutralité. 3) Réaction entre les ions iodure et les ions fer III Exp : dans un tube à essais, on introduit environ 2 mL d'iodure de potassium. On ajoute une solution de sulfate de fer III. Observation : Le mélange se colore en brun. Cette coloration est dûe à la présence de diiode. Test complémentaire : On rajoute de la soude, il se forme un précipité vert caractéristique de la présence d'ions fer II. Etat initial : ions fer III ions chlorure ions iodure ions potassium Fe3+(aq) Cl-(aq) I-(aq) K+(aq) Etat final : ions fer II ions chlorure diiode ions iodure ions potassium Fe2+(aq) Cl-(aq) I2 (aq) I-(aq) K+(aq) Une partie des ions iodure a réagi avec les ions fer III pour former du diiode et des ions fer II. La transformation chimique qui a lieu a pour équation : 2 I-(aq) + 2 Fe3+(aq) → I2(aq) + 2 Fe2+(aq) Dans ce cas, on peut vérifier la conservation des charges et des éléments par essais successifs, mais les coefficients ne se trouvent pas de façon immédiate. 4) Réaction entre les ions permanganate et les ions fer II Exp : dans un tube à essais, on introduit une solution contenant des ions fer II. On ajoute une solution de permanganate de potassium. On arrête l'ajout lorsque la solution commence à se teinter. Observation : La coloration violette du permanganate de potassium disparaît au contact de la solution du sulfate de fer II. Test complémentaire : On rajoute de la soude, il se forme alors un précipité rouille. La disparition de la couleur de la solution montre que les ions permanganate sont le réactif limitant. Etat initial : Etat final : 2+ ions fer II Fe (aq) ions fer III Fe3+(aq) ions sulfate SO42-(aq) ions sulfate SO42-(aq) ions permanganate MnO4ions manganèse Mn2+(aq) ions potassium K+(aq) (aq) ions potassium K+(aq) Au cours de cette réaction, les ions permanganate et les ions fer II ont réagit ensemble pour former des ions manganèse et des ions fer III. Dans ce cas il est difficile d'écrire l'équation de la transformation chimique comme nous l'avons fait précédemment. II- Couple oxydant / réducteur 1) Oxydant et réducteur Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Ex : Cu2+ dans l'expérience I-1) et Ag+dans l'expérience I-2) sont des oxydants. Lors de cette transformation, l’oxydant est réduit : une réduction est un gain d’électrons. Un réducteur est une espèce chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. Ex : Fe dans l'expérience I-1), Cu dans l'expérience I-2) et Fe2+ dans l'expérience I-3) sont des réducteurs Lors de cette transformation, le réducteur s’oxyde : une oxydation est une perte d’électrons. 2) Couple oxydant / réducteur Un couple oxydant / réducteur est constitué de deux espèces chimiques pouvant se transformer l'une en l'autre par transfert d'électrons. A chaque couple oxydant / réducteur, on associe une demi-équation dans laquelle on utilise le signe = à la place de la flèche → car il ne s'agit pas d'une transformation à proprement parler. Par convention, l'oxydant est placé à gauche lorsqu'on écrit la demi-équation. ➢ Cas des couples ion métallique / métal L'oxydant et le réducteur ne diffèrent que par leur nombre d'électrons. réduction oxydant + n e- = réducteur oxydation Ex : ➢ couple Cu2+ / Cu couple Fe3+ / Fe2+ Cu2+ + 2 e- = Cu Fe3+ + e- = Fe2+ Cas général Un couple oxydant / réducteur est l'ensemble d'un oxydant et d'un réducteur conjugués. Pour écrire une demi-équation, il faut : – équilibrer l'élément caractéristique du couple considéré – équilibrer l'élément oxygène en ajoutant éventuellement de l'eau H2O + – équilibrer l'élément hydrogène en ajoutant éventuellement des ions hydrogène H (aq) – équilibrer les charges en ajoutant des électrons e Ex : couple MnO4- / Mn2+ MnO4- + 8 H+(aq) + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O couple HClO / Cl2 (acide hypochloreux / dichlore) 2 HClO + 2 H+(aq) + 2 e- = Cl2 + 2 H2O 3) Caractère oxydant ou réducteur depuis la classification périodique La position des éléments dans la classification périodique indique si les corps simples correspondants sont des réducteurs ou des oxydants. Les principaux réducteurs sont les métaux, ils sont situés à gauche dans la classification. Ce sont les métaux alcalins (1ère colonne) et les alcalino-terreux (2ème colonne) car ils se transforment facilement en cations métalliques en cédant un ou plusieurs électrons. Ex : sodium Na(s) = Na+(aq) + ecalcium Ca(s) = Ca2+(aq) + 2 eLes principaux oxydants sont les corps simples correspondant à des éléments situés dans la partie droite de la classification ; en particulier les dihalogènes et le dioxygène, qui se transforment facilement en anions en captant des électrons. Ex : chlore Cl2 (s) + 2 e- = 2 Cl-(aq) Rq : Le cuivre est en général un oxydant mais il agit en tant que réducteur dans l'expérience I-2). III- Réactions d'oxydoréduction 1) Ecriture d'une équation d'oxydoréduction Une réaction d'oxydo-réduction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur. Il se produit un transfert d'électrons entre le réducteur d'une couple et l'oxydant de l'autre couple. Les électrons n'existent pas à l'état libre en solution aqueuse : tous les électrons cédés par le réducteur sont captés par l'oxydant. Pour écrire une équation d'oxydoréduction et uniquement dans ce cas, on peut écrire la demi-équation du couple dont le réducteur est mis en jeu dans le sens non conventionnel. Ex 1 : réaction entre le cuivre métallique et les ions argent : Ag+ / Ag Ag+ + e- = Ag (×2) Cu2+ / Cu Cu = Cu2+ + 2 e- (×1) 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq) Ex 2 : réaction entre les ions permangante et les ions fer II MnO4- / Mn2+ MnO4- + 8 H+(aq) + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O (×1) 3+ 2+ Fe / Fe Fe2+ = Fe3+ + e(×5) + 2+ 2+ MnO4 (aq) + 8 H (aq) + 5 Fe (aq) → Mn (aq) + 4 H2O + 5 Fe3+(aq) Cas général : Ox1 / Red1 Ox2 / Red2 Ox1 + n1 e- = Red1 (×n2) Red2 = Ox2 + n2 e (×n1) n2 Ox1 + n1Red2 → n2 Red1 + n1 Ox2 2) cas particulier : la dismutation La dismutation est la réaction d'oxydoréduction qui a pour réactif une espèce chimique qui est à la fois oxydant et réducteur pour deux couples différents. Ex : l'eau oxygénée H2O2 / H2O H2O2 + 2 H+(aq) + 2 e- = 2 H2O (×1) + O2 / H2O2 H2O2 = O2 + 2 H (aq) + 2 e (×1) 2 H2O2(aq) →2 H2O + O2 (g) L'équation de cette réaction d'oxydoréduction ne fait intervenir que des espèces non chargées bien que la réaction se fasse par transfert d'électrons. IV- Exemples 1) Réaction entre le diiode et les ions thiosulfate Exp : On introduit dans un bécher, une solution brune de diiode. On ajoute goutte à goutte une solution incolore de thiosulfate de sodium. Observation : La solution passe par une couleur jaune paille puis devient incolore. Cette décoloration est observable à la goutte près, elle à lieu lorsque le diiode et les ions thiosulfate ont été introduits dans les proportions stœchiométriques, on pourra utiliser cette réaction pour doser le diiode. I2 / IS4O62- / S2O32- I2 + 2 e- = 2 I2 S2O32- = S4O62- + 2 eI2(aq) + 2 S2O32-(aq) →2 I-(aq) + S4O62-(aq) 2) La glycolyse La glycolyse est la réaction de dégradation du glucose en éthanol. Cette transformation s'explique par un mécanisme d'oxydoréduction. La nicotinamide adénine dinucléotide (notée NADH sous sa forme réduite) est une enzyme permettant sous sa forme oxydée (NAD+) de dégrader le glucose C6H12O6 en acide pyruvique C3H4O3, selon la réaction : NAD+ / NADH NAD+ + H+ + 2 e= NADH (×2) C3H4O3 / C6H12O6 C6H12O6 = 2 C3H4O3 + 4 H+ + 4 e(×1) 2 NAD+(aq) + C6H12O6 → 2 NADH + 2 C3H4O3 + 2 H+(aq) L'acide pyruvique est ensuite transformé en acétaldéhyde C2H4O selon un processus propre à la fermentation : C3H4O3 → C2H4O + CO2 Une nouvelle réaction d'oxydoréduction entre l'acétaldéhyde et la forme réduite de l'enzyme a alors lieu pour former de l'éthanol C2H6O. NAD+ / NADH NADH = NAD+ + H+ + 2 e- (×1) C2H4O / C2H6O C2H4O + 2 H+ + 2 e- = C2H6O (×1) C2H4O + H+(aq) +NADH → C2H6O + NAD+(aq) Réactions redox TP- cours Au bureau : – tube à essai avec coton ou gaze pour filtrer, poudre de fer et solution de sulfate de cuivre sulfate de cuivre poudre de fer coton – arbre de Diane (fil de cuivre maintenu en l'air dans erlenmeyer et nitrate d'argent à 0,1M) Par paillasse élèves : – – – – – – – – – 6 tubes à essais pipette simple iodure de potassium à 0,1 mol.L-1 solution contenant des ions fer III à 0,05 mol.L-1 sulfate de fer II à 0,1mol.L-1(ou sel de Mohr) acidifié permanganate de potassium à 0,005 mol.L-1 soude pour test 1M ou thiocyanate de potassium (pour caractériser les ions Fe3+) solution de diiode à 2,0.10-2 mol.L-1 (solution qui sera réutilisée lors du TP dosage du diiode) -2 -1 solution de thiosulfate à 5,0.10 mol.L (solution qui sera réutilisée lors du TP dosage du diiode)
