Chimie N° 02

Notion de couple

Oxydant / Réducteur

Cours.

Exercices

 

   

 

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I- Les métaux et leurs ions.
II- Réaction entre un cation métallique et un métal.
III- Oxydoréduction.
IV- Classification électrochimique des métaux.
V- Applications : Exercices 7, 8, 9,10,13, 18 pages 54-56

Correction des exercices  (énoncé et correction)

 

 

I- Les métaux et leurs ions.

1)- Les métaux.

-  Les 3/4 des corps simples sont des métaux.

-  Ils possèdent tous une bonne conductibilité électrique et thermique.

-  Ils ont un éclat métallique caractéristique.

-  Un cristal métallique est un assemblage compact et ordonné d'atomes identiques.

-  On donne au cristal la formule de l'atome qui le constitue.

-  Les métaux non pas une structure moléculaire.

2)- Les ions métalliques.

* Exemple :

-  Donner la représentation ou le schéma de LEWIS de l'atome de calcium.

-  En déduire la formule de l'ion calcium que l'on peut obtenir (Z = 20).

-  Représentation ou le schéma de LEWIS :

-  Formule de l'ion calcium : Ca2+

* Tous les atomes métalliques peuvent perdre des électrons et donner des ions chargés positivement : les cations métalliques.

-  Les cations métalliques existent dans des solides ioniques :

* Exemples :

-  Le chlorure de sodium NaCl, cristal formé d'un empilement compact et ordonné d'ions sodium et d'ions chlorure Na+ et Cl.

-  La formule NaCl est une formule statistique, le chlorure de sodium n'a pas une structure moléculaire.

-  La molécule de NaCl n'existe pas.

-  Le fluorure de calcium est un cristal ionique formé d'ions fluorure et d'ions calcium.

-  Les proportions permettent de vérifier la neutralité électrique du cristal : CaF2 : un ion Ca2+ pour deux ions F.

-  Un cristal ionique peut se dissoudre dans l'eau et libérer les ions qui le constituent.

-  On obtient une solution ionique.

3)- Les ions métalliques en solution.

-  Les solutions ioniques sont électriquement neutres.

-  Les ions sont dispersés dans la solution et entourés d'un cortège de molécules d'eau : ils sont hydratés.

 

eau

 

 

 

CaF2 (s)

Ca2+ (aq)

+

2 F (aq)

 

-  Pour alléger l'écriture, on utilise la notation Ca2+ pour représenter l'ion calcium hydraté Ca2+ (aq).

4)- Tests de reconnaissance de quelques cations métalliques (TP de chimie N° 3)

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II- Réaction entre un cation métallique et un métal.

1)- Réaction entre les ions cuivre II et le fer métal

-  On verse une solution bleue de sulfate de cuivre II sur de la limaille de fer.

-  On observe :

-  La décoloration de la solution

-  Une élévation de température

-  La formation d'un dépôt métallique.

-  Cette réaction est spontanée, naturelle et exothermique.

-  Interprétation :

-  Au cours de la réaction, les ions cuivre II disparaissent et simultanément, il se forme du cuivre métal.

-  On peut écrire la demi-équation bilan électronique :

Cu2+ (aq)

+

2 e

=   Cu (s)

-  D'autre part, du fer métal disparaît et il se forme des ions fer II.

-  On peut écrire la demi-équation bilan électronique :

Fe (s)

=

Fe2+ (aq)

+   2 e

-  La réaction observée est un transfert d'électrons entre le fer métal et les ions cuivre II.

-  Les électrons n'existent pas en solution, en conséquence, le fer a pu céder ces électrons car les ions cuivre II les ont captés.

-  L'équation bilan de la réaction est obtenue en superposant les deux demi-équations électroniques de telle sorte que les électrons n'apparaissent pas dans le bilan total :

Cu2+ (aq)

+

2 e

Cu (s)

 

 

 

 

Fe (s)   

=

2 e

Fe2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

Fe (s)

Cu

+

Fe2+ (aq)

           

1)- Réaction entre les ions argent et le cuivre métal.

-  On plonge de la tournure de cuivre dans une solution de nitrate d'argent.

-  La réaction est spontanée, le cuivre se recouvre d'un dépôt métallique d'argent et la solution se colore lentement en bleue.

    

-  Écrire les demi-équations et l'équation bilan de la réaction.

2 ( Ag+ (aq)

+

 e

Ag (s) )

 

 

 

 

Cu (s) 

=

2 e

Cu2+ (aq)

 

 

 

 

 

 

 

2  Ag+ (aq)

+

Cu (s)

Ag (s)

+

Cu2+ (aq)

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III- Oxydoréduction.

1)- Définitions.

* Une oxydation est une perte d'électrons

* Une réduction est un gain d'électrons

* Un réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons.

* Un oxydant est une espèce chimique qui gagne des électrons.

* Une réaction d'oxydoréduction est une réaction de transfert d'électrons.

* Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur oxydé.

    

 Question : pour de la réaction entre le fer métal et les ions cuivre II, donner l'oxydant et le réducteur.

-  L'ion cuivre II gagne 2 électrons : Cu2+ oxydant. Il est réduit.

-  Le fer métal cède 2 électrons Fe réducteur. Il est oxydé.

 

2)- Les couples oxydant / réducteur : Ox / red.

a)- Étude du couple Cu2+ / Cu.

-  Réaction entre le fer métal et les ions cuivre II.

 

 

 

Réduction

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

2 e

Cu (s)

 

 

Ox

 

 

 

 

 

 

-  Réaction entre les ions argent et le cuivre métal.

 

 

 

Oxydation

 

 

 

Cu (s)

 

 

Cu2+ (s)

+

2 e

Red

 

 

 

 

 

 

-  En conséquence :

L'ion cuivre II (oxydant) est la forme oxydée du cuivre métal (réducteur) ou le cuivre métal est la forme réduite de l'ion cuivre II.

-  On utilise l'écriture condensée :

Forme oxydée

 

 

Réduction

Forme réduite

 

 

 

 

 

 

 

 

Cu2+ (aq)

+

2 e

=

Cu (s)

 

 

 

 

 

 

 

 

Ox

 

 

Oxydation

Red

 

 

-  Cu2+ / Cu forment un couple Oxydant / réducteur.

b)- Généralisation.

-  Deux espèces Ox et Red forment un couple oxydant / réducteur si le gain de n électrons par Ox conduit à Red. On écrit :

-  Ox   +   n e   =   Red

-  Par convention, l'oxydant figure toujours à droite.

-  Exemples :   

Fe2+

+

2 e

=   Fe

 

Ag+

+

e

=   Ag

 

3)- Réaction d'oxydoréduction en solution aqueuse.

-  Considérons deux couples Ox / Red dont les demi-équations électroniques sont :

-  Ox1  +   n1 e   =   Red1

-  Ox2  +   n2 e   =   Red2

-  Quelles sont les réactions possibles entre ces couples ?

-  Ox1 ne peut pas réagir sur Ox2 et Red1 ne peut pas réagir sur Red2.

-  Ox1 peut réagir sur Red2 ou Ox2 peut réagir sur Red1.

-  Écriture des deux équations bilans :

n2 (Ox1

+

 n1 e  

Red1 )

 

 

 

 

n1(Red2 

=

n2 e

Ox2)

 

 

 

→1

 

 

 

n2 Ox1

+

n1 Red2

=

n2 Red1

+

n1 Ox2

 

 

 

2

 

 

 

-  La réaction peut se faire soit dans le sens (1), soit dans le sens (2).

-  Cela dépend de la force relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.

-  Le but de la suite de la leçon et d'arriver à prévoir le sens des réactions d'oxydoréduction.

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IV- Classification électrochimique des métaux.

1)- Étude des couples Fe2+ / Fe et Cu2+ / Cu.

-  Lorsque l'on plonge un morceau de fer dans une solution contenant des ions cuivre II, une réaction se produit spontanément :

Cu2+ (aq)

+

Fe (s)

Cu

+

Fe2+ (aq)

-  Si l'on plonge un morceau de cuivre dans une solution contenant des ions fer II, aucune réaction ne se produit :

Fe2+ (aq)

+

Cu (s)

Rien

 

 

-  Les deux couples qui interviennent sont Cu2+ / Cu et Fe2+ / Fe.

-  Conséquences :

-  Le fer métal réduit les ions cuivre II alors que le cuivre métal ne peut pas réduire les ions fer II

-  On dit que le fer métal est un réducteur plus fort que le cuivre métal

-  D'autre part, l'ion cuivre II oxyde le fer métal alors que l'ion fer II ne peut pas oxyder le cuivre métal.

-  On dit que l'ion cuivre II est un oxydant plus fort que l'ion fer II.

2)- Conclusion.

-  La réaction naturelle ou spontanée entre deux couples Ox / Red fait intervenir l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.

-  L'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort pour donner l'oxydant le plus faible et le réducteur le plus faible.

-  Connaissant la réaction naturelle entre ces deux couples, on peut les classer sur un axe y'Oy :

-  Règle du gamma :  Elle permet de trouver le sens de la réaction naturelle.

2)- Étude d'autres couples.

-  Considérons les couples suivants : Cu2+ / Cu, Fe2+ / Fe, Zn2+ / Zn et Ag+ / Ag.

-  On donne :

-  Si l'on plonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate de cuivre,

-  Le fil de cuivre se recouvre d'un dépôt d'argent métallique,

-  Un fil de fer plongé dans une solution de sulfate de cuivre II se recouvre d'un dépôt de cuivre métal,

-  Les ions fer II réagissent avec le zinc métal pour donner du fer et des ions fer II.

-  Construire la classification qualitative de ces couples oxydant / réducteur.

 

3)- Utilisation de la classification qualitative.

-  Entre deux couples oxydant / réducteur la seule réaction, qui peut se produire, est celle de l'oxydant le plus fort sur le réducteur le plus fort :

-  C'est la réaction naturelle.

-  La règle du gamma permet de retrouver le sens de la réaction naturelle.

-  Remarque : plus un réducteur est fort et plus son oxydant conjugué est faible et inversement.

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V- Applications : exercices 7, 8, 9,10,13, 18 pages 54-56.

 

 

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