Oxydoréduction

ACTIVITES

 

A1 : Modéliser par une réaction d'oxydoréduction.

A partir du XVIIème siècle, les chimistes se sont intéressés au phénomène de "végétation métallique", ces arborescences de métal spectaculaires observables dans la nature, comme l'arbre de Diane ou de Saturne.

Comment expliquer ce phénomène de "végétation métallique" ?

 

Doc1 : Fiches produits.

Fiche agno3   Fiche cuso4

 

Doc 2 : expérience 1.

Dans un bécher de 50 mL, introduire 2g de poudre de fer $Fe_{(s)}$ et $V \ = \ 10 \ mL$ de sulfate de cuivre II $Cu^{2+}_{(aq)} / Cu_{(s)} $  à la concentration $c_1 \ = \ 0,1 mol.L^{ \ -1}$

$\bullet$ Mélanger à l'aide d'une baguette en verre et laisser reposer quelques minutes.

$\bullet$ Filtrer dans un autre bécher.

$\bullet$ ;Introduire quelques mL du filtrat dans un tube à essai et ajouter quelques gouttes d'hydroxyde de sodium  $\left ( Na^{+}_{(aq)} ; HO^{-}_{(aq)} \right ) $ de concentration $c_2 \ = \ 1,0 \ mol.L^{ \ -1}$ à l'aide d'une pipette Pasteur.

 

Doc 3 : expérience 2 et résultats.

 

De la tournure de cuivre a été introduite dans une solution de nitrate d'argent   $\left ( Ag^{+}_{(aq)} ; NO^{-}_{3(aq)} \right ) $ incolore à la concentration $c_3 \ = \ 0,1 \ mol.L^{ \ -1}$

Tube cu

 

 

Doc 4 : Données.

$\bullet$ couples oxydant/réducteur : $ Ag^{+}_{(aq)} / Ag_{(s)} ; Cu^{2+}_{(aq)} / Cu_{(s)}  ; Fe^{2+}_{(aq)} / Fe_{(s)} $

$\bullet$ Les ions Cu2+ sont responsables de la couleur bleue de la solution de sulfate de cuivre.

$\bullet$ Les ions fer II, réagissent avec les ions hydroxyles $HO^{ \ -}$ pour donner un précipité d'hydroxyde de $Fe(OH)_{2,(s)} $

 

$\bullet$ Avant toute manipulation, observer les fiches produits, adopter les mesures de sécurité nécessaires et faire valider par l'enseignant.

$\bullet$ Réaliser l'expérience 1, noter les résultats et faire le bilan des espèces présentes en fin de réaction.

$\bullet$Pour l'expérience 2, noter les résultats et faire le bilan des espèces présentes en fin de réaction.

$\bullet$ Ecrire l'équation bilan de l'expérience 1.

$\bullet$ Pour chaque réaction, identifier les particules (protons, neutrons électrons) gagnées ou perdues par les espèces chimiques au cours des transformations observées.

$\bullet$ Compléter les demi-équations d'oxydoréductions suivantes et indiquer comment retrouver l'équation bilan de l'expérience 1.

$Cu^{2+}_{(aq)} + .......... = Cu_{(s)} \ et \ Fe_{(s)}= Fe^{2+}_{(aq)} + ..........$

$\bullet$ Proposer l'équation bilan de l'expérience 2 et interpréter à l'aide des deux réactions d'oxydoréduction.

$\bullet$ Proposer une méthode pour établir l'équation d'une réaction d'oxydoréduction à partir des couples oxydant/réducteur.

A2 : Corrosion des navires.

Le dioxygène est un oxydant qui réagit avec le fer pour donner de la rouille. Ils sont d'autant plus rapides que le milieu est plus humide. Des réactions d'oxydoréduction permettent de modéliser certaines des transformations mises en jeu.

 

Comment schématiser l'écriture des équations de réaction associée à ces transformations ?

 

Doc 1 : Oxydoréduction et corrosion

Corrosion fer

https://www.youtube.com/watch?v=bx9FuTbJVUs

 

Doc 2 : Exemple de rouille.

Bateau rouille

 

 

Données :

$\bullet$ Les espèces qui interviennent dans la formation de la rouille sont associés en couples, dits oxydant/réducteur.

$\bullet$ Dans une 1ère étape de la formation de la rouille, les couples mises en jeu sont $Fe^{2+}_{(aq)} / Fe_{(s)} \ et \
O_{2} / H_2O $

$\bullet$ L'espèce écrite à gauche du couple est un oxydant celle écrite à droite est un réducteur.

$\bullet$ Dans une deuxième étape les ions fer II, Fe2+ interviennent en tant qu'oxydant. Le couple mise en jeu est $Fe(OH)_3 / Fe^{2+} $. La rouille est modélisé par l'espèce $Fe(OH)_3$.

 

$\bullet$ Visionner la vidéo à l'adresse proposée, puis déterminer l'équation de la réaction de la transformation mettant en jeu un atome de fer à la surface du métal, en faisant intervenir l'ion formé et les électrons. Cette équation est appelée demi-équation électronique.

$\bullet$ De même, déterminer la demi-équation électronique associée à la transformation mettant en jeu le dioxygène O2 dissous et formant de l'eau.

$\bullet$ Déterminer l'espèce non précisée dans les couples cités mais utilisée pour satisfaire la conservation de l'élément hydrogène dans les demi-équations électroniques.

$\bullet$ Déterminer la demi-équation électronique faisant intervenir les deux espèces $Fe(OH)_3$ et $Fe^{ \ 2+}$, en utilisant l'eau pour satisfaire à la conservation de l'élément oxygène.

$\bullet$ En vous aidant successivement des couples $Fe^{2+}_{(aq)} / Fe_{(s)}$, $O_{2} / H_2O $ et $Fe(OH)_3 / Fe^{2+} $, rédiger une fiche synthétique donnant une méthode générale permettant d'écrire la demi-équation électronique d'un couple oxydant/réducteur (Ox/Red).

 

 

mot de passe :

 

EXERCICES n° 9,10 ; 11 ; 12 ; 14 ; 15 ; 16 ; 29

P 52 à 60

COURS

 

C1 : Oxydant et réducteur.

C11. Demi-équations électroniques.

C'est une réaction traduisant l'échange d'électrons entre deux entités chimiques.

Exemples :

Ag+ + 1 e- = Ag

            Fe = Fe2+ + 2 e-

C12. Définitions.

C12a. Oxydant.

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.

 

Exemple :

Ag+ + 1 e- = Ag

 

C12b. Réducteur.

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

 

Exemple :

Fe = Fe2+ + 2e-

 

C12c. Couple Oxydant/Réducteur.

Le couple oxydant/réducteur est constitué des deux espèces apparaissant dans une demi-équation électronique

 

Exemples :

Ag+ + 1 e- = Ag                   le couple est : Ag+ / Ag

           Fe = Fe 2+ + 1 e-    le couple est : Fe2+ / Fe

 

C2 : Réaction d'oxydoréduction.

C21. Réduction d'oxyderéduction.

Une réaction d'oxydoréduction traduit le transfert d'électrons entre le réducteur d'un couple Ox/ Red1  et l'oxydant d'un autre couple Ox/ Red2 .

Le réducteur du premier couple cède un ou plusieurs électrons à l'oxydant du deuxième couple.

 

C22. Méthode.

1. On écrit la demi-équation électronique du premier couple en plaçant les électrons à gauche :

Ox1 + n e- = Red1

2. On écrit la demi-équation électronique du deuxième couple en plaçant les électrons à droite :

Red2 = Ox2 + m e-
 

3. On équilibre des deux demi-équations de sorte qu'il y ait autant d'électrons dans chaque demi-équation.

$ \color{red}{Ox_1} \ + \  \color{magenta}{n} \ e^{-} \ = \color{blue}{Red_1} \ \ \ \ \ \ \ \ \ \color{#00ff00}{\times m} $
$ \color{blue}{Red_2} \ =  \color{red}{Ox_2} \ + \  \color{#00ff00}{m} \ e^{-}\ \ \ \ \ \ \ \ \ \color{magenta}{\times n}$
$ \overline {\color{#00ff00}{m} \color{red}{Ox_1} \ + \ \color{magenta}{n} \color{blue}{Red_2} \longrightarrow \ \color{#00ff00}{m} \color{blue}{Red_1} + \ \color{magenta}{n} \color{red}{Ox_1}}$

 

 

Exemple : 

$ \color{red}{Ag^+} \ + \  \color{magenta}{1} \ e^{-} \ = \color{blue}{Ag} \ \ \ \ \ \ \ \ \ \color{#00ff00}{\times 2} $
$ \color{blue}{Fe} \ =  \color{red}{Fe^{2+}} \ + \  \color{#00ff00}{2} \ e^{-}\ \ \ \ \ \ \ \ \ \color{magenta}{\times 1}$
$ \overline {\color{#00ff00}{2} \color{red}{Ag^+} \ + \ \color{magenta}{1} \color{blue}{Fe} \longrightarrow \ \color{#00ff00}{2} \color{blue}{Ag} + \ \color{magenta}{1} \color{red}{Fe^{2+}}}$

 

4. Dans le cas où les éléments oxygène O et/ou hydrogène H apparaissent dans un couple, il faut équilibrer les demi-équations électroniques en faisant apparaître les espèces H+ et H2O.

- on commence par ajouter de l'autre côté autant de molécule d'eau qu'il y a d'atomes d'oxygène.

- on ajoute de l'autre côté autant d'ion hydronium qu'il y a d'atomes d'hydrogène qui

          apparaissent maintenant.

- on équilibre en charge.

 

Exemple pour le couple $MnO^{-}_{4(aq)} / Mn^{2+}_{(aq)} $ :

 

$\begin{matrix}
0.& & MnO^-_{4(aq)}&\overrightarrow{\longleftarrow}& Mn^{2+}_{(aq)} \\
1.& & Mn\color{blue}{O^-_{4(aq)}}&\overrightarrow{\longleftarrow}&Mn^{2+}_{aq}& + & \color{blue}{4 \ H_2O}
\end{matrix}$
$\color{blue}{ \left ( 4 \ atomes \  d'oxygène \  à \  gauche \  donc \ : \  4 \  molécules \  d'eau \  à \  droite \right )}$

$\begin{matrix}
\color{#00ff00}{2.}& & MnO^-_{4(aq)}& + & \color{#00ff00}{8 \ H^+_{(aq)}} \overrightarrow{\longleftarrow}& Mn^{2+}_{aq} & \color{#00ff00}{4 \ H_2}O_{(l)}\\
\end{matrix}
$$\color{#00ff00}{ \left ( 8 \ atomes \  d'hydrogène \ à \  droite \  donc \ : \  8 \  ions \  H^+ \  à \  gauche \right )}$

$\begin{matrix}
\color{red}{3.}& & MnO^{\color{red}{-}}_{4(aq)}& + & \color{red}{8} H^{\color{red}{+}} & + & \color{red} {5 \ e^-} \overrightarrow{\longleftarrow}& Mn^{\color{red}{{2+}}}_{aq} & + &4 H_2O_{(l)}\\
\end{matrix}$
$\color{red}{ \left (on \ équilibre \ la \ charge \  avec \  les \ électrons \ : -1+8-5 = +2 \right )}$

 

 

Exemple : Oxydation de l'ion iodure $I^{-}_{(aq)}$  par l'ion permanganate $MnO^{-}_{4(aq)} $ 

Couples : $I_{2(aq)} / I^{-}_{(aq)} \ et \ MnO^{-}_{4(aq)} / Mn^{2+}_{(aq)} $

 

$
\begin{matrix}
& & & & I^-_{(aq))}&\overrightarrow{\longleftarrow}& I_{2(aq)} & + & \color{#00ff00}{2} \ e^- & & \color{red}{\times 5}\\
MnO^-_{4(aq)}& + & 8 \ H^{+}_{aq} & + & \color{red}{5} \ e^-&\overrightarrow{\longleftarrow}& Mn^{2+}_{(aq)} & + & 4 \ H_2O_{(l)}& & \color{#00ff00}{\times 2}
\end{matrix}$$
$$\overline{
  10 \ I^-_{(aq))} +  2 \ MnO^-_{4(aq)} \ +  16 \ H^+_{(aq)} \ \longrightarrow \ 5 \ I_{2(aq)} \ + \ 5 I_{2(aq)}  + \ 2\ Mn^{2+}_{(aq)} \ + \ 8 \ H_2O_{(l)}\\
}$

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