Oxydant-Réducteur : Exam Paper PDF

a) Définitions : oxydant – réducteur - oxydation – réduction – réaction d’oxydo-réduction. 1. Approche expérimentale : 1.1 Rappel des résultats de l’expérience de la pièce et du clou proposée début avril : Expérience : Dans un premier temps des pièces en cuivre ter...

a) Définitions : oxydant – réducteur - oxydation – réduction – réaction d’oxydo-réduction. 1. Approche expérimentale : 1.1 Rappel des résultats de l’expérience de la pièce et du clou proposée début avril : Expérience : Dans un premier temps des pièces en cuivre ternies, c’est-à-dire recouverte d’oxyde de cuivre (CuO) sont placées dans une solution de vinaigre. Dans un second temps, un clou en fer est plongé dans la solution ayant contenu les pièces avec de l’oxyde de cuivre. Observations : - Les pièces en cuivre : elles ont retrouvé leur brillance. - Les clous : brillants au départ, ils sont maintenant recouverts d’une couche cuivrée (couche de cuivre métallique) Clou couvert de cuivre Clou en fer n’ayant pas été dans la Interprétations : solution Étape 1 : (pièces – vinaigre et sel) Le rôle du sel et du vinaigre est d’abord d’enlever l’oxyde de cuivre (oxydation – ternissure) présent sur les pièces. L’oxyde de cuivre va réagir avec l’acide acétique (réaction acide-base) pour donner des ions cuivre, Cu2+. Donc le but de cette étape est l’obtention des ions Cu2+ Étape 2 : (solution de vinaigre et clous) Les ions cuivre (Cu2+) présents dans la solution vont réagir avec le fer métallique (Fe) suivant l’équation rédox suivante : Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+. Le cuivre métallique formé vient se déposer sur les clous. Nous retrouvons dans la solution des ions Fe2+. De part cette équation ionique du phénomène d’oxydoréduction, nous constatons qu’il y a un transfert d’électrons lors de la réaction. Détail de la réaction : Cu2+ + 2 e- → Cu (équation de réduction) Fe → Fe2+ + 2 e- (équation d’oxydation) (aq) + Fe(s) → Cu(s) + Fe(aq) Cu2+ réaction d’oxydo-réduction 2+ Oxydant 1 Réducteur 2 Réducteur 1 Oxydant 2 Couple oxydant / réducteur : Cu2+/Cu Fe2+ / Fe 1 UAA10: Oxydorédox L. Simon  1.2 Réaction cuivre métallique et du nitrate d’argent Expérience : Un fil de cuivre métallique est plongé dans une solution de nitrate d’argent (AgNO3) source d’ions Ag+, les ions nitrates sont des ions spectateurs. Expérience à visionner sur : https://www.youtube.com/watch?v=u9xr9vjpwiY Observations : De l’argent métallique (brillant) se dépose sur le fil de cuivre. La solution se colore en bleu très clair. Interprétations : Les ions argent vont capter un électron et donner de l’argent métallique (brillant) : (Ag++1e- → Ag) × 2 (équation de réduction) Le cuivre va libérer deux électrons et former : Cu → Cu2+ + 2e- (équation d’oxydation) des ions cuivre qui donnent la coloration bleue à la solution _________________________ Équation bilan d’oxydoréduction : + 2𝐴𝑔(𝑎𝑞) 2+ + 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑔(𝑠) 2. Définitions : oxydation – réduction – oxydant – réducteur - oxydoréduction 2.1 Oxydation – Réduction : Une OXYDATION est une réaction au cours de laquelle un réactif perd des électrons. Exemple : Fe → Fe2+ + 2 e- Réactif Une REDUCTION est une réaction au cours de laquelle un réactif capture des électrons. NB : cette définition peut sembler contraire au langage, vu que le réactif gagne des électrons. Mais cette définition a été émise avant de parler de transfert d’électrons, au moment où les scientifiques parlaient encore de transfert d’oxygène. Ce dernier est perdu par un oxyde pour former un métal d’où le nom réduction. Exemple : Ag++1e- → Ag Réactif 2 UAA10: Oxydorédox L. Simon  2.2 Oxydant – Réducteur : Le réactif qui capture des électrons est appelé OXYDANT. Exemple : Cu2+ + 2 e- → Cu → L’ion cuivre est un oxydant Le réactif qui perd des électrons est appelé REDUCTEUR. Exemple : Fe → Fe2+ + 2 e- → le fer est un réducteur 2.3 La réaction d’oxydoréduction : Reprenons l’équation rédox de la première expérience. Fe → Fe2+ + 2e- équation d’oxydation Cu2+ + 2e- → Cu équation de réduction Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ équation d’oxydoréduction Au cours de cette réaction, il y a eu transfert d’électrons d’un réducteur vers un oxydant. Il se passe donc deux phénomènes, de façon interdépendante, une réaction de réduction et une réaction d’oxydation. C’est donc une réaction d’oxydoréduction ou réaction rédox. Une réaction d’oxydoréduction ou réaction rédox est une réaction au cours de laquelle se passent deux phénomènes concomitants et interdépendants : une réaction d’oxydation et une réaction de réduction. NB : - Pour écrire l’équation globale d’oxydoréduction, il faut additionner membre à membre les termes de l’équation d’oxydation et de réduction. - Attention, le nombre d’électrons capturés par l’oxydant doit être égal au nombre d’électrons perdus par le réducteur. 3 UAA10: Oxydorédox L. Simon  2.4 Les couples d’oxydoréduction : Dans l’expérience n°1 Cu2+ est un oxydant. Dans l’expérience n°2 Cu est un réducteur. Donc, la réaction est possible dans les deux sens : Cu2+ + 2e- ⇄ Cu Cu est nommé réducteur conjugué de l’oxydant Cu2+ et vice-versa ; Cu2+ et Cu forment un ensemble oxydant et réducteur conjugué. L’ensemble oxydant / réducteur conjugué s’appelle couple oxydoréduction ou couple rédox. L’oxydant se note toujours à gauche et On note : Cu2+ / Cu le réducteur toujours à droite. Ox + n e- ⇄ Red 2.5 La réaction rédox : une interaction entre deux couples. Soit : + 2𝐴𝑔(𝑎𝑞) 2+ + 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑔(𝑠) 𝑂𝑥𝟏 𝑅𝑒𝑑𝟐 𝑂𝑥𝟐 𝑅𝑒𝑑𝟏 Couple 1 : Ag+/Ag Couple 2 : Cu2+/Cu 4 UAA10: Oxydorédox L. Simon 3. Exercices. 1) Les équations suivantes traduisent des réactions d’oxydoréduction : 2+ 2+ 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) + 2+ 2𝐴𝑔(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑔(𝑠) (Équation déjà pondérée) − − 2𝐵𝑟(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙2(𝑔) → 𝐵𝑟2(𝑙) + 2𝐶𝑙(𝑎𝑞) (Équation déjà pondérée) + 2+ 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 𝑆𝑛(𝑠) → 𝐶𝑢(𝑠) + 𝑆𝑛(𝑎𝑞) (Équation à pondérer : transférer le même nombre d’électrons – voir expérience n°2) 𝐹𝑒 2+ + 𝐴𝑙 3+ → 𝐹𝑒 3+ + 𝐴𝑙 (Équation à pondérer) 𝐶𝑢 + 𝐵𝑟2 → 𝐶𝑢2+ + 𝐵𝑟 − (Équation à pondérer) Pour chaque équation : a) Écrire les équations d’oxydation et de réduction. b) Si nécessaire, pondère l’équation rédox globale c) Identifiez l’oxydant et le réducteur parmi les réactifs et les produits. d) Repérez les deux couples oxydo-rédox et les écrire 2+ 2+ Exemple : 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) Pas besoin de changer la pondération, 2 électrons sont transférés de part et d’autre. 𝐶𝑢2+ + 2𝑒 − → 𝐶𝑢 : réaction de réduction (le réactif gagne des e-) Oxydant 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛2+ + 2𝑒 − : réaction d’oxydation Réducteur 2+ 2+ 𝐶𝑢(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) 𝑜𝑥1 𝑟𝑒𝑑2 𝑜𝑥2 𝑟𝑒𝑑1 Couples oxydant / réducteur : Cu2+/Cu et Zn2+/Zn NB : pour savoir combien d’électrons sont transférés et si le réactif capte ou perd des électrons, utilisez le principe d’électroneutralité : 𝐶𝑢2+ + 2𝑒 − → 𝐶𝑢 Deux charges positives plus deux charges NEUTRE négatives = NEUTRE 5 UAA10: Oxydorédox L. Simon  2) Écrire les équations (oxydation – réduction – oxydoréduction) traduisant le phénomène décrit ci-dessous : a) Une tige d’aluminium (Al) est plongée dans une solution de NiCl2 (source d’ions Ni2+). Il apparait un dépôt de nickel (Ni) et des ions Al3+. b) Les ions Au3+ réagissent avec le zinc métallique pour donner un dépôt d’or métallique et des ions Zn2+. c) Le zinc métallique réagit avec le diiode I2 pour donner des ions Zn2+ et I-. Exemple a) : (Al → Al3+ + 3e- ) × 𝟐 réaction d’oxydation (Ni2+ + 2 e- → Ni) × 𝟑 réaction de réduction 2+ 3+ 3𝑁𝑖(𝑎𝑞) + 2𝐴𝑙(𝑠) → 3𝑁𝑖(𝑠) + 2𝐴𝑙(𝑎𝑞) 𝑜𝑥1 𝑟𝑒𝑑2 𝑟𝑒𝑑1 𝑜𝑥2 6 UAA10: Oxydorédox L. Simon