Réactions d'oxydoréduction

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1 Réactions d'oxydoréduction I Mise en évidence 1) Réaction entre le fer métal et les ions cuivre II 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. sulfate de cuivre 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. fer Fe ions cuivre II Cu 2+ 2 ions sulfate SO 4 La transformation chimique qui a lieu a pour équation : Cu 2+ + Fe (s) Cu (s) + Fe 2+ 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. fer Fe ions fer II Fe 2+ 2 ions sulfate SO 4 Observations : Il se forme un dépôt argenté sur le cuivre et la solution devient bleue. argent Ag ions argent Ag + ions cuivre II Cu 2+ ions nitrate NO 3 ions nitrate NO 3 La transformation chimique qui a lieu a pour équation : 2 Ag + + Cu (s) 2 Ag (s) + Cu 2+ 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.

2 ions fer III ions chlorure ions iodure Fe 3+ Cl I ions fer II ions chlorure diiode ions iodure Fe 2+ Cl I 2 I 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 + 2 Fe 3+ I Fe 2+ 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. ions fer II ions fer III 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 Fe 2+ ions sulfate SO 4 2 ions permanganate MnO 4 Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Ex : Cu 2+ dans l'expérience I1) et Ag + dans l'expérience I2) 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 I1), Cu dans l'expérience I2) et Fe 2+ dans l'expérience I3) sont des réducteurs Lors de cette transformation, le réducteur s oxyde : une oxydation est une perte d électrons. 2) Couple oxydant / réducteur Fe 3+ 2 ions sulfate SO 4 ions manganèse Mn 2+ 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 demiéquation 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 demiéquation.

3 Cas des couples ion métallique / métal L'oxydant et le réducteur ne diffèrent que par leur nombre d'électrons. réduction oxydant + n e = réducteur Ex : couple Cu 2+ / Cu Cu e = Cu couple Fe 3+ / Fe 2+ Fe 3+ + e = Fe 2+ Cas général oxydation Un couple oxydant / réducteur est l'ensemble d'un oxydant et d'un réducteur conjugués. Pour écrire une demiéquation, il faut : équilibrer l'élément caractéristique du couple considéré équilibrer l'élément oxygène en ajoutant éventuellement de l'eau H 2 O équilibrer l'élément hydrogène en ajoutant éventuellement des ions hydrogène H + équilibrer les charges en ajoutant des électrons e Ex : couple MnO 4 / Mn 2+ MnO H e = Mn H 2 O couple HClO / Cl 2 (acide hypochloreux / dichlore) 2 HClO + 2 H e = Cl H 2 O 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 (1 ère colonne) et les alcalinoterreux (2 ème colonne) car ils se transforment facilement en cations métalliques en cédant un ou plusieurs électrons. Ex : sodium Na (s) = Na + + e calcium Ca (s) = Ca e Les 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 Cl 2 (s) + 2 e = 2 Cl Rq : Le cuivre est en général un oxydant mais il agit en tant que réducteur dans l'expérience I2). III Réactions d'oxydoréduction 1) Ecriture d'une équation d'oxydoréduction Une réaction d'oxydoréduction 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 demiéquation 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) Cu 2+ / Cu Cu = Cu e ( 1) 2 Ag + + Cu (s) 2 Ag (s) + Cu 2+

4 Ex 2 : réaction entre les ions permangante et les ions fer II MnO 4 / Mn 2+ MnO H e = Mn H 2 O ( 1) Fe 3+ / Fe 2+ Fe 2+ = Fe 3+ + e ( 5) MnO H Fe 2+ Mn H 2 O + 5 Fe 3+ Cas général : Ox 1 / Red 1 Ox 1 + n 1 e = Red 1 ( n 2 ) Ox 2 / Red 2 Red 2 = Ox 2 + n 2 e ( n 1 ) n 2 Ox 1 + n 1 Red 2 n 2 Red 1 + n 1 Ox 2 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 H 2 O 2 / H 2 O H 2 O H e = 2 H 2 O ( 1) O 2 / H 2 O 2 H 2 O 2 = O H e ( 1) 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 (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. I 2 / I I e = 2 I 2 2 S 4 O 6 / S 2 O S 2 O 3 = S 4 O e 2 I S 2 O 3 2 I 2 + S 4 O 6 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 C 6 H 12 O 6 en acide pyruvique C 3 H 4 O 3, selon la réaction : NAD + / NADH NAD + + H e = NADH ( 2) C 3 H 4 O 3 / C 6 H 12 O 6 C 6 H 12 O 6 = 2 C 3 H 4 O H e ( 1) 2 NAD + + C 6 H 12 O 6 2 NADH + 2 C 3 H 4 O H + L'acide pyruvique est ensuite transformé en acétaldéhyde C 2 H 4 O selon un processus propre à la fermentation : C 3 H 4 O 3 C 2 H 4 O + CO 2 Une nouvelle réaction d'oxydoréduction entre l'acétaldéhyde et la forme réduite de l'enzyme a alors lieu pour former de l'éthanol C 2 H 6 O. NAD + / NADH NADH = NAD + + H e ( 1) C 2 H 4 O / C 2 H 6 O C 2 H 4 O + 2 H e = C 2 H 6 O ( 1) C 2 H 4 O + H + +NADH C 2 H 6 O + NAD +

5 TP cours Réactions redox 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 Fe 3+ ) solution de diiode à 2, mol.l 1 (solution qui sera réutilisée lors du TP dosage du diiode) solution de thiosulfate à 5, mol.l 1 (solution qui sera réutilisée lors du TP dosage du diiode)

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