Oxydoréduction en solution aqueuse

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
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Chapitre n° 4 : OXYDOREDUCTION EN SOLUTION AQUEUSE
I) Action des ions hydronium sur un métal
1)
:
Réaction sur le fer
a) Expérience :
:
Dans un tube à essai contenant de la poudre
de fer (voir figure), versons 3 cm3 d'une
solution d'acide chlorhydrique molaire.
Nous observons un dégagement
gazeux de dihydrogène qui donne
une petite explosion, produisant un
léger chuintement caractéristique
lorsqu'on approche une flamme.
Prélevons un peu de mélange obtenu (voir figure), et
ajoutons de l'eau pour le diluer, et faire augmenter le pH
(qui est très acide).
Ajoutons, dans la solution limpide ainsi obtenue, un peu
de solution d'hydroxyde de sodium. Un précipité vert
apparaît, mettant en évidence la présence d'ions fer II.
b) Interprétation :
Dans cette expérience on peut considérer que tout se passe comme si des ions
hydronium (H3O+) captaient des électrons (e−) pour former du dihydrogène.
On peut traduire cette réaction par une demi-équation qui met en évidence le rôle des
électrons : 2 H3O+ + 2 e− → H2 (g) + 2 H2O
Le fer métallique a été transformé en ion fer II :
Fe → Fe2+ + 2 e−
c) Equation-bilan :
Les électrons n'existent pas à l'état libre dans l'eau, il y a transfert direct d'électrons du fer
aux ions hydronium.
L'équation-bilan de cette réaction est la somme des deux demi-équations :
2 H3O+ + Fe → Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O
2) Action sur d'autres métaux
a) Le zinc :
:
Nous pouvons réaliser le même type d'expérience avec le zinc en poudre (pas trop fine).
Nous observons un dégagement gazeux de dihydrogène (petite explosion à la flamme).
Des ions zinc II se forment, ils donnent un précipité blanc d'hydroxyde de zinc, si nous
ajoutons à la solution quelques gouttes de soude.
On peut écrire : 2 H3O+ + 2 e− → H2 (g) + 2 H2O
Zn → Zn2+ + 2 e−
soit
2 H3O+ + Zn → Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O

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b) Le plomb :
Avec le plomb en grenaille, nous réalisons la même expérience. Nous observons un
dégagement gazeux très faible de dihydrogène (nécessité d'utiliser un bouchon sur le
tube pour accumuler le gaz et obtenir la petite explosion à la flamme).
Des ions plomb II se forment, mais ils réagissent avec les ions chlorure et protègent ainsi
le plomb d'une attaque en profondeur.
Il faut utiliser de l'acide éthanoïque pour pouvoir mettre en évidence la formation des ions
plomb II.
On peut écrire : 2 H3O+ + 2 e− → H2 (g) + 2 H2O
Pb → Pb2+ + 2 e−
soit
2 H3O+ + Pb → Pb2+ + H2 (g) + 2 H2O
c) Le cuivre :
Dans un tube à essai contenant des copeaux de cuivre on verse 3 cm3 d'acide
chlorhydrique ou d'acide sulfurique. Rien ne se produit !
Même en attendant longtemps, une solution normale de chlorure d'hydrogène ou d'acide
sulfurique ne donne pas de réaction.
Les ions hydronium sont sans action sur le cuivre.
3) Conclusion
Les ions hydronium réagissent sur certains métaux (Zn, Fe, Pb ...) pour donner du
dihydrogène et des ions métalliques.
:
Les ions hydronium sont sans action sur d'autres métaux comme le cuivre.
II) Réaction entre un ion métallique et un métal
1)
:
Métaux, ions métalliques
La structure des solides métalliques peut sembler être la plus simple
à comprendre, puisque chaque nœud du cristal est occupé par un
atome du même métal. En fait seule la mécanique quantique permet
de comprendre la cohésion du cristal métallique.
:
Dans les métaux, les électrons liants sont distribués ou délocalisés
dans le cristal tout entier (voir figure).
En fait, on peut considérer que dans un cristal métallique, les atomes
constituent un réseau d'ions positifs (cations) baignant dans une mer
d'électrons de valence, délocalisés, qui assurent la cohésion du
cristal.
2) Action du zinc sur les ions cuivre II
a) Expériences :
:
Dans un bécher contenant une lame de zinc, versons une solution de sulfate de cuivre.
(voir figure)
La lame de zinc se recouvre
rapidement d'une pellicule
brun-rouge de cuivre sous
forme naissante, et la
solution de sulfate de cuivre
se décolore , ce qui indique la
disparition des ions cuivre II.

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Nous réalisons également une autre expérience : nous plaçons une bourre de coton au
fond d'une ampoule à décanter. Sur le coton, nous déposons un peu de poudre de zinc.
Nous versons alors quelques cm3
de solution de sulfate de cuivre.
(voir figure)
Au bout de quelques instants, la
solution de sulfate de cuivre
commence à s'écouler lentement.
Il se forme, peu à
peu, un dépôt de
cuivre en poudre sur
le zinc (couleur brun-
rougeâtre ), c'est du
cuivre naissant (dont
les atomes sont peu
organisés).
La solution qui tombe dans le bécher
est décolorée
.
Nous pouvons montrer que la solution décolorée
contient des ions zinc II, qui donnent un précipité blanc
(voir figure)
d'hydroxyde de zinc lorsque nous ajoutons de la soude.
Les ions cuivre II (Cu2+) se sont transformés en cuivre
métallique (Cu) alors que le métal zinc (Zn) s'est
transformé en zinc II (Zn2+).
b) Interprétation :
Nous dirons qu'il se produit un transfert d'électrons du zinc aux ions cuivre II. D'où :
Pour l'élément cuivre : Cu2+ + 2 e− → Cu
Pour l'élément zinc : Zn → Zn2+ + 2 e−
Les électrons n'existant pas à l'état libre dans l'eau, on a en fait :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
La réaction inverse ne se produit pas : le cuivre est sans action sur les ions zinc.
3) Réaction entre les ions argent et le cuivre
Dans un bécher contenant une lame de cuivre, versons une solution de nitrate d'argent.
:
(voir figure)
La lame de cuivre se recouvre
rapidement d'une poudre grise
Dans le même temps, du cuivre
passe sous forme d'ions cuivre II, la solution
d'argent métallique sous forme
naissante, les ions argent sont
passés sous forme métallique.
se teinte légèrement en bleu
.

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Nous pouvons mettre en évidence la formation d'ions cuivre II par précipitation.
De l'argent métallique se dépose sur le cuivre :
Ag+ + e− → Ag
Le cuivre métallique s'est transformé en ions cuivre II :
Cu → Cu2+ + 2 e−
On peut résumer les deux demi-équations par une équation bilan :
2 x (Ag+ + e− → Ag)
Cu → Cu2+ + 2 e−
2 Ag+ + Cu → Cu2+ + 2 Ag
4) Réaction entre les ions cuivre et l'argent
Nous pouvons réaliser l'expérience suivante : dans un tube à essai contenant un fil d'argent
nous versons jusqu'à la moitié du fil, une solution de sulfate de cuivre.
:
Rien ne se produit !
Les ions cuivre II n'attaquent pas le métal argent.
III) Oxydoréduction
1)
:
Définition
Une réaction dans laquelle il y a un transfert d'électrons d'un réactif à un autre est une
réaction d'oxydoréduction.
:
Au cours de la réaction d'oxydoréduction :
- le réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons
- l'oxydant est une espèce chimique qui capte des électrons.
Exemple : On peut mettre en évidence l'oxydation et la réduction :
r é d uc ti o n→
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
o x y da ti o n→
Dans une réaction d'oxydoréduction, il y a simultanément une oxydation et une réduction.
Le réducteur réduit l'oxydant en s'oxydant et l'oxydant oxyde le réducteur en se réduisant !
2) Couple oxydoréducteur
Un couple oxydoréducteur est l'ensemble composé d'un oxydant et d'un réducteur, formés à
partir d'un même élément.
:
Exemple : L'ion cuivre II (Cu2+) et le cuivre (Cu) forme un couple oxydoréducteur qu'on
notera Cu2+/Cu.
Conventionnellement l'oxydant est écrit en premier.
Le passage de l'oxydant au réducteur dépend de la réaction mise en jeu.
La demi-équation montre le rôle des électrons qui transforment l'oxydant en réducteur.
Exemple : Cu2+ + 2 e− 
← →  Cu
D'une façon générale, on peut écrire :
←
c è d e  de s e−
Oxydant + n e− 
← →  Réducteur
c a p te d es e−→
Nous avons déjà étudié les couples oxydoréducteurs :
H3O+/H2; Zn2+/Zn; Fe2+/Fe; Cu2+/Cu; Ag+/Ag et Pb2+/Pb

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3) Comparaison des couples
On a vu que le zinc réduit les ions cuivre II :
:
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
L'argent ne peut réduire les ions cuivre II (une solution d'ions Cu2+ est sans effet sur l'argent)
Le métal zinc est un réducteur plus fort que le métal argent.
De même, les ions argent oxydent le cuivre :
2 Ag+ + Cu → Cu2+ + 2 Ag
Les ions zinc ne peuvent le faire (une solution d'ions Zn2+ est sans effet sur le cuivre).
Les ions argent sont plus oxydants que les ions zinc.
Dans les couples Zn2+/Zn et Ag+/Ag, le zinc est le réducteur le plus fort associé à l'ion zinc,
oxydant le plus faible.
La force des réducteurs varie en sens inverse de la force des oxydants associés.
4) Sens d'une réaction d'oxydoréduction
a) Prévision :
:
On étudie la réaction faisant intervenir les couples Zn2+/Zn et Ag+/Ag. Les résultats des
expériences précédentes suggèrent que les ions argent sont plus oxydants que les ions
zinc et donc que le métal zinc est plus réducteur que le métal argent.
La réaction des ions argent sur le métal zinc doit avoir lieu.
b) Expérience :
Dans un bécher contenant une lame de zinc, versons une solution de nitrate d'argent.
(voir figure)
La lame de zinc se recouvre
rapidement d'une poudre grise
Dans le même temps, du zinc
passe sous forme d'ions zinc II que nous pouvons mettre en évidence.
d'argent métallique sous forme
naissante, les ions argent sont
passés sous forme métallique.
Nous pouvons écrire : 2 Ag+ + Zn → Zn2+ + 2 Ag
La réaction inverse n'a pas du tout lieu comme on peut s'y attendre.
IV) Classification des couples oxydoréducteurs
1)
:
Généralisation
Dans une réaction d'oxydoréduction qui fait intervenir deux couples, l'oxydant le plus fort
réagit avec le réducteur le plus fort pour donner le réducteur et l'oxydant les plus faibles :
:
Oxydant 1 fort + réducteur 2 fort → réducteur 1 faible + oxydant 2 faible
Le sens des réactions d'oxydoréduction nous permet de classer les différents couples
d'oxydoréduction les uns par rapport aux autres.
2) Classification de Zn, Cu et H2
a) Classement des réducteurs :
:
Classons les réducteurs Zn, Cu, H2 en faisant appel aux réactions déjà effectuées :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu et 2 H3O+ + Zn → Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O
On obtient le classement : Cu H2 Zn
p o u vo ir ré d u c te u r cr o i s sa n t→