S 5 F. solution d acide chlorhydrique

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1 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 1) Réaction sur le fer : a) Expérience : Dans un tube à essai contenant de la poudre de fer, nous versons 3 ml d'une solution d'acide chlorhydrique très concentrée. Nous observons un dégagement gazeux de dihydrogène qui donne une petite explosion, produisant un bruit caractéristique lorsque nous approchons une flamme. fer en poudre A la fin de l expérience, nous prélevons un peu de solution des produits obtenus dans laquelle nous versons une solution d hydroxyde de sodium (soude). Un précipité vert apparaît, mettant en évidence la présence d'ions fer II dans la solution. solution d acide chlorhydrique solution de soude solution des produits

2 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 1) Réaction sur le fer : b) Interprétation : On peut interpréter le rôle des ions hydrogène par une demi-réaction : ½ équation électronique : 2 H e H 2 Le métal fer a été transformé en ion fer II : ½ équation électronique : Fe Fe e

3 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 1) Réaction sur le fer : c) Equation bilan : L équation bilan de cette réaction est la somme des deux demi-équations : ½ équation : 2 H e H 2 ½ équation : Fe Fe e Soit : 2 H + (aq) + Fe (s) Fe 2+ (aq) + H 2 (g)

4 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 2) Action sur d autres métaux : a) Action sur le zinc : Nous pouvons réaliser le même type d'expérience avec le zinc en poudre. Nous observons un dégagement gazeux de dihydrogène (petite explosion). 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 : ½ équation : 2 H e H 2 ½ équation : Zn Zn e Soit : 2 H + (aq) + Zn (s) Zn 2+ (aq) + H 2 (g)

5 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 2) Action sur d autres métaux : b) Action sur le plomb : Avec le plomb en grenaille, nous réalisons la même expérience. Nous observons un dégagement gazeux très faible de dihydrogène. Des ions plomb II se forment, mais ils réagissent avec les ions chlorure et protègent ainsi le plomb d'une attaque en profondeur. On peut écrire : ½ équation : 2 H e H 2 ½ équation : Pb Pb e Soit : 2 H + (aq) + Pb (s) Pb 2+ (aq) + H 2 (g)

6 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 2) Action sur d autres métaux : c) Action sur le cuivre : Dans un tube à essai contenant des copeaux de cuivre on verse 3 ml d'acide chlorhydrique ou d'acide sulfurique. Rien ne se produit! Les ions hydrogène sont sans action sur d'autres métaux comme le cuivre.

7 I) Action des ions hydrogène sur un métal : 3) Conclusion : Les ions hydrogène réagissent sur certains métaux (Zn, Fe, Pb...) pour donner du dihydrogène et des ions métalliques. Les ions hydrogène sont sans action sur d'autres métaux comme le cuivre.

8 II) Réaction entre un ion métallique et un métal : 1) Action du zinc sur les ions cuivre II : a) Expérience : Dans un bécher contenant une lame de zinc (Zn), versons une solution de sulfate de cuivre (Cu 2+ (aq), SO 4 2 (aq) ). La lame de zinc (Zn) se recouvre rapidement d'une pellicule brun-rouge de cuivre (Cu) sous forme naissante, et la solution de sulfate de cuivre se décolore, ce qui indique la disparition des ions cuivre (Cu 2+ ). Nous pouvons montrer que la solution décolorée contient des ions zinc II, qui donnent un précipité blanc d'hydroxyde de zinc lorsque nous ajoutons de la soude.

9 II) Réaction entre un ion métallique et un métal : 1) Action du zinc sur les ions cuivre II : a) Interprétation : Il se produit un transfert d'électrons du zinc (Zn) aux ions cuivre II (Cu 2+ ). D'où : d'une part (½ équation) : Zn Zn e d'autre part (½ équation) : Cu e Cu réduction Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (aq) oxydation La réaction inverse ne se produit pas : le cuivre est sans action sur les ions zinc.

10 II) Réaction entre un ion métallique et un métal : 2) Réaction entre les ions argent et le cuivre : Dans un bécher contenant une lame de cuivre (Cu), versons une solution de nitrate d'argent (Ag + (aq), NO 3 (aq) ). La lame de cuivre se recouvre rapidement d'une poudre grise d'argent métallique sous forme naissante, les ions argent sont passés sous forme métallique. Dans le même temps, du cuivre passe sous forme d'ions cuivre II (Cu 2+ ), la solution se teinte légèrement en bleu. Nous pouvons mettre en évidence la formation d'ions cuivre II (Cu 2+ ) par précipitation. On peut résumer les deux demi-équations par une équation bilan : d'une part (½ équation) : Cu Cu e d'autre part (½ équation) : 2 x (Ag + + e Ag) Cu (s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag (aq) La réaction inverse ne se produit pas : l argent est sans action sur les ions cuivre.

11 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 1) Couple d oxydoréduction, rappel : Un couple oxydo-réducteur est l'ensemble composé d'un oxydant et d'un réducteur, formés à partir d'un même élément. On peut écrire : capte des électrons Oxydant + n e Réducteur cède des électrons

12 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 2) Comparaison des couples : On a vu que le métal zinc réduit les ions cuivre II : Cu 2+ + Zn Zn 2+ + Cu Le métal argent ne peut réduire les ions cuivre II (une solution d'ions Cu 2+ 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 métal cuivre : 2 Ag + + Cu Cu Ag Les ions zinc ne peuvent le faire (une solution d'ions Zn 2+ est sans effet sur le métal cuivre). Les ions argent sont plus oxydants que les ions zinc. Dans les deux couples Zn 2+ /Zn et Ag + /Ag, le métal zinc est le réducteur le plus fort, son partenaire associé, l'ion zinc, est l oxydant le plus faible. La force des réducteurs varie en sens inverse de la force des oxydants associés.

13 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 3) Sens d une réaction d oxydoréduction : a) Prévision : On étudie la réaction faisant intervenir les couples Zn 2+ /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.

14 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 3) Sens d une réaction d oxydoréduction : b) Expérience : Dans un bécher contenant une lame de zinc (Zn), versons une solution de nitrate d'argent (Ag + (aq), NO 3 (aq) ). La lame de zinc (Zn) se recouvre rapidement d'une poudre grise d'argent métallique (Ag) sous forme naissante, les ions argent (Ag + ) sont passés sous forme métallique (Ag). Dans le même temps, du métal zinc (Zn) passe sous forme d'ions zinc II (Zn 2+ ) que nous pouvons mettre en évidence. Nous pouvons écrire : 2 Ag + + Zn Zn Ag La réaction inverse n'a pas du tout lieu comme on peut s'y attendre.

15 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 4) 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 le plus faible et l'oxydant le plus faible : Ox 1 fort + Réd 2 fort Réd 1 faible + Ox 2 faible Le sens des réactions d'oxydoréduction nous permet de classer les différents couples d'oxydoréduction les uns par rapport aux autres.

16 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 5) Classement des couples du zinc, du cuivre et de l hydrogène : a) Classement des réducteurs : Classons les réducteurs Zn, Cu, H 2 des couples Zn 2+ /Zn, Cu 2+ /Cu et, H + /H 2, en faisant appel aux réactions déjà effectuées : Cu 2+ + Zn Zn 2+ + Cu et 2 H + + Zn Zn 2+ + H 2 On obtient le classement : Cu H 2 Zn pouvoir réducteur croissant

17 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 5) Classement des couples du zinc, du cuivre et de l hydrogène : b) Classement des oxydants : Le pouvoir oxydant varie en sens inverse. On obtient le classement : Zn 2+ H + Cu 2+ pouvoir oxydant croissant

18 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 6) Place du fer : Dans un bécher contenant une lame de zinc (Zn), versons une solution de sulfate de fer (Fe 2+ (aq), SO 4 2 (aq) ). Du fer métallique se dépose sur la lame de zinc. Les ions fer II se transforment en métal. Simultanément le zinc a produit des ions que nous pouvons mettre en évidence. Nous pouvons écrire l'équation bilan : Fe 2+ + Zn Zn 2+ + Fe Le sens de la réaction montre que le zinc est plus réducteur que le fer, et que les ions fer sont plus oxydants que les ions zinc, d où : Zn 2+ Fe 2+ H + Cu 2+ pouvoir oxydant croissant Soit : Cu H 2 Fe Zn pouvoir réducteur croissant

19 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 6) Place du fer : On peut vérifier l'ordre ainsi obtenu à l aide de la réaction suivante : dans un bécher contenant un clou (Fe), versons jusqu'à la moitié du clou, une solution de sulfate de cuivre (Cu 2+ (aq), SO 4 2 (aq) ). Du cuivre métallique (Cu) se dépose sur le clou qui noircit puis rougit. Les ions cuivre II se sont transformés en métal, simultanément le fer a produit des ions. Nous pouvons écrire : Cu 2+ + Fe Fe 2+ + Cu Le fer est plus réducteur que le cuivre. Inversement une lame de cuivre ne produit aucune action sur une solution d'ions fer II.

20 III) Classement des couples oxydo-réducteurs : 7) Classement plus complet : Nous pourrions établir un classement plus complet, en réalisant différentes réactions d'oxydoréduction et en vérifiant si elles sont possibles ou non : pouvoir oxydant croissant Au 3+ Pt 2+ Hg 2+ Ag + Cu 2+ H + Pb 2+ Ni 2+ Fe 2+ Zn 2+ Au Pt Hg Ag Cu H 2 Pb Ni Fe Zn pouvoir réducteur croissant

21 IV) Généralisation de la notion de couples oxydo-réducteurs : 1) Couple du fer : a) Les ions du fer : Le fer donne deux types d'ions en solution les ions fer II (Fe 2+ ) et les ions fer III (Fe 3+ ). Lorsqu'on verse quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde de sodium dans une solution d'ions fer III, il se forme un précipité rouille d'hydroxyde de fer III, Fe(OH) 3. Si l'on verse quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde de sodium dans une solution d'ions fer II, il se forme un précipité vert d'hydroxyde de fer II, Fe(OH) 2, qui permet de caractériser les ions Fe 2+.

22 IV) Généralisation de la notion de couples oxydo-réducteurs : 1) Couple du fer : b) Le couple Fe 3+ /Fe 2+ : Pour passer d'un ion fer III à un ion fer II il faut un transfert d'électron : Fe 3+ + e Fe 2+ Pour réduire les ions Fe 3+ en ions Fe 2+, on peut utiliser un réducteur comme Fe, Cu, Ni, Pb, etc. Choisissons le fer. Versons quelques ml d'une solution aqueuse de chlorure de fer III sur un peu de poudre de fer et agitons vigoureusement, puis laissons reposer. Versons dans le mélange une solution de soude : un précipité vert apparaît mettant en évidence les ions fer II (Fe 2+ ) et l absence d'ion fer III (Fe 3+ ). Au début, deux couples sont présents : les couples Fe 3+ /Fe 2+ et Fe 2+ /Fe. Nous pouvons écrire : 2 x (Fe 3+ + e Fe 2+ ) et : Fe Fe e D où : 2 Fe 3+ + Fe 3 Fe 2+

23 IV) Généralisation de la notion de couples oxydo-réducteurs : 2) Réaction des ions permanganate et des ions fer II : a) Expérience : Une solution de permanganate de potassium est constituée d'ions potassium (K + ) et d'ions permanganate (MnO 4 ) qui donnent à la solution une couleur violette. Lorsqu'on verse une solution d'ions fer II, dans une solution acidifiée, de permanganate de potassium, la solution de permanganate se décolore. Si nous versons une solution d'hydroxyde de sodium dans la solution finale contenue dans le tube à essai, on obtient un précipité rouille caractérisant la présence d'ion fer III. On a donc : Fe 2+ Fe 3+ + e

24 IV) Généralisation de la notion de couples oxydo-réducteurs : 2) Réaction des ions permanganate et des ions fer II : b) Interprétation de la décoloration du permanganate : L'espèce formée à partir des ions permanganate (MnO 4 ) est l'ion manganèse (Mn 2+ ), comme le montre la solution finale incolore. Comment tenir compte de la présence d'atomes d'oxygène? Nous savons que dans les solutions aqueuses, les molécules d'eau, les ions hydrogène et les ions hydroxyde sont en équilibre selon l'équation bilan : H 2 O OH + H + Dans les solutions aqueuses, dans les demi-équations, les atomes d'hydrogène et d'oxygène qui existent dans les réactifs et les produits peuvent se retrouver sous forme de molécules d'eau H 2 O, sous forme d'ions hydrogène H +, ou sous forme d'ions hydroxyde OH. Nous allons procéder par étapes successives pour équilibrer la demiéquation concernant le manganèse.

25 IV) Généralisation de la notion de couples oxydo-réducteurs : 2) Réaction des ions permanganate et des ions fer II : c) Pondération d une demi-équation et équation bilan : Pondération d une demi-équation contenant l élément oxygène : - conservation du manganèse : MnO 4 Mn 2+ - conservation de l'oxygène : MnO 4 Mn H 2 O - conservation de l'hydrogène : MnO H + Mn H 2 O - conservation de la charge électrique : MnO H e Mn H 2 O Equation bilan : ½ équation : (Fe 2+ Fe 3+ + e ) x 5 ½ équation : MnO H e Mn H 2 O D où : MnO H Fe 2+ Mn H 2 O + 5 Fe 3+

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