La classification qualitative des couples oxydants réducteurs

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1 Niveau : 12 Durée 1 h Pré requis : La classification qualitative des couples s s - identification des ions positifs - connaissance de la réaction d oxydoréduction Objectifs : connaissances : - comparaison des forces des s et des forces des s classification qualitative des couples s-s matériels : Produits : Mots clés : Déroulement: des béchers, des tubes à essai, des pipettes. Solutions de CuSO 4, AgNO, des clous, du fil ou des plaques de cuivre,, couple, demi éaquation électronique, oxydation d un métal, réduction des ions métalliques, pouvoir, pouvoir Activités du professeur 1 Les couples / 1.1 réaction entre le fer et l ion Cu 2+ cf leçon l oxydoréduction, fiche précédente) Il faut retrouver quel est l et quel est le. Activités des élèves Les élèves retrouvent l équation de la réaction : Cu 2+ + Fe Cu + Fe réaction entre le cuivre et la solution de nitrate d argent : envoyer un élève faire l expérience : l élève plonge la plaque de cuivre dans le nitrate d argent Solution de nitrate d argent cuivre Qu observez-vous sur la plaque de cuivre plongée dans la solution? un dépôt blanc et brillant de métal argent 2Ag + + Cu Ag + Cu 2+

2 Le professeur demande d écrire les demi équations électroniques qui concernent l élément cuivre dans chacune des réactions le professeur interprète: deux demi réactions qui peuvent se résumer en une seule : première réaction : Cu e - Cu où Cu 2+ est l Cu Cu e - où Cu est le Cu e - Cu tantôt, c est Cu 2+ qui joue le rôle d, tantôt c est Cu qui joue le rôle de. Cu 2+ et Cu sont les deux termes d un couple / noté Cu 2+ /Cu 1.4 généralisation : Il est toujours possible de passer chimiquement de M à M n+ par oxydation du métal de à M par réduction de l ion métallique Mn n+ + ne - M / M est appelé couple Mn n+ 2 Classification qualitative des métaux pouvoir d un ion comparaison de Cu 2+ /Cu avec Fe 2+ /Fe Le professeur demande à un élève d aller faire l expérience : tournure de cuivre Fe 2+ + SO 4 2- y a-t-il une réaction entre la tournure de cuivre et la solution de sulfate de fer? Est ce que Fe 2+ peut oxyder Cu Non, on ne voit pas de dépôt gris de fer sur le cuivre rouge non Le professeur explique : On constate que Cu 2+ peut oxyder Fe mais Fe 2+ ne peut pas oxyder Cu On dit que Cu 2+ est un plus fort que l ion Fe 2+

3 Cu 2+ oxyde le fer, mais Fe 2+ ne peut pas oxyder le cuivre : on dit que le pouvoir de Cu 2+ est supérieur à celui de l ion Fe 2+ Le fer réduit Cu 2+ mais le cuivre ne peut pas réduire Fe 2+ : on dit que le pouvoir de Fe est supérieur à celui de Cu deuxième expérience : l argent dans la solution de Cu 2+ So 4 2- Cu 2+ SO 4 2- bague en argent Pour la deuxième expérience, est-ce que vous observez quelque chose? Alors, est-ce que Cu 2+ peut oxyder Ag Qu est-ce que vous pouvez conclure à partir de cette expérience des pouvoirs s de Ag + et Cu 2+? Or vous avez vu que Ag + est un plus fort que Cu 2+ Cu 2+ est un plus fort que Fe2+ Le professeur trace une droite non non Ag + a un pouvoir plus grand que Cu 2+ Cu 2+ est un plus fort que Ag pouvoir croissant Ag + Cu 2+ Fe 2+ Ag Cu Fe pouvoir croissant Remarque 1 Dans la réaction entre Cu 2+ et Fe, on voit que Cu 2+ oxyde Fe, mais que Fe 2+ ne peut pas oxyder Cu : Nous en avons déduit que Cu 2+ est un plus fort que Fe 2+ et inversement, que Cu est un plus faible que Fe On constate donc qu à l le plus fort, correspond le le plus faible Remarque 2 Une réaction d oxydo réductiofait toujours intervenir deux couples: Ox 1 /Red 1 et Ox 2 /Red 2 C est l le plus fort qui réagit avec le le plus fort pour donner l le plus faible et le le plus faibleselon le schéma suivant : pouvoir croissant Ox 1 Red 1 Ox 2 Red 2 pouvoir croissant

4 la place du couple H O + /H 2 Le professeur demande à un élève d aller réaliser l expérience : (H O +, Cl - ) limaille de fer zinc fil de cuivre pas de réaction Qu observez-vous? quelques minutes après, le professeur demande à l élève d allumer une allumette et de l approcher de l ouverture du tube tout en enlevant son pouce qu entendez-vous? Quel est ce gaz? Le professeur demande à l élève de prendre la solution restante et d y ajouter de la solution de soude : Qu est-ce que vous observez? Ecrivez les demi réactions électroniques et l équation bilan de la réaction Première expérience : l élève met de la limaille de fer dans le tube à essai et il y verse de la solution d acide chlorhydrique concentré (); il bouche le tube. On voit qu il se produit un dégagement gazeux qui devient de plus en plus important On entend une faible détonation. (les élèves peuvent répéter plusieurs fois cette expérience) c est de l hydrogène il se forme un précipité vert d hydroxyde de fer(ii) Fe(OH) 2 Fe Fe e - 2H O + + 2e H 2 + 2H 2 O Fe +2H O + Fe H 2 O +H 2

5 Comparez le pouvoir de H O + et Fe 2+ et Zn 2+ ainsi que le pouvoir de H 2, Fe et Zn Comparez le pouvoir de H O + et Cu 2+ H O + est un plus fort que Fe 2+ et Zn 2+ H 2 est un plus faible que Fe et Zn H O + est un plus faible que Cu 2+ H 2 est un plus fort que Cu Conclusion Certains métaux peuvent réagir avec la solution d acide chlorhydrique en dégageant de l hydrogène ; cette réaction est due à l ion H O + de la solution d acide et l ion Cl ne participe pas à la réaction : il est «l ion spectateur». Les expériences précédentes montrent que l ion H O + est un plus fort que les ions Fe 2+ et Zn 2+ mais plus faible que l ion Cu 2+. après ces expériences, on peut placer le couple :H O + / H 2 par rapport aux autres couples : OXYDANT FORCE CROISSANTE Au + Au Pt 2+ Pt Pd 2+ Pd Ag + Ag Hg 2+ Hg Cu 2+ Cu H O + H 2 Pb 2+ Pb Sn 2+ Sn Ni 2+ Ni Cd 2+ Cd Fe 2+ Fe Cr + Cr Zn 2+ Zn Mn 2+ Mn Zr 4+ Zr Ti 4+ Ti Al + Al Mg 2+ Mg Na + Na K + K RÉDUCTEUR FORCE CROISSANTE le professeur demande aux élèves de nettoyer et de ranger les élèves nettoient et rangent

6 EXERCICES 1 -a- Ecrire l équation bilan entre les ions Au+ et le plomb Pb. Cette réaction permet d obtenir de l or métal -b- Dans cette réaction, quel est l, quel est le? Quel est le corps qui s oxyde, quel est celui qui se réduit? -c- Complétez la phrase Cette réaction est une oxydation de. par Cette réaction est une réduction de. par.. 2 Equilibrer les équations bilans suivantes : -a- Hg 2+ + Cu Hg + Cu 2+ -b- Fe + Ag + Fe 2+ + Ag -c- Al + Ni 2+ Al + + Ni -d- Cd 2+ + Zn Cd + Zn 2+ -e- Ag + + Sn Ag + Sn 2+ -f- Hg +Au + Hg 2+ + Au -g- Co + + Co Co 2+ On trempe une lame de nickel dans une solution de sulfate de fer(ii). Il ne se produit aucune réaction. Qu en déduisez-vous? On donne le couple du nickel : Ni 2+ /Ni 4 On trempe une lame de plomb dans une solution de nitrate d argent. Il se produit une réaction d oxydo-réduction: 1 Ecrire les deux demi-réactions électronique et l équation bilan de la réaction 2 En déduire quel est l le plus fort et le le plus fort. 5 On prépare un demi litre d une solution dont la concentration en ions cuivre(ii) est [Cu 2+ ] = 1, mol.l quelle masse m 1 de sulfate de cuivre anhydre CuSO 4 faut-il peser? -2- Sachant que le métal fer est oxydé en ion fer(ii) par l ion cuivre(ii), quelle masse m 2 de fer peut disparaître au contact de cette solution? 6 On dissout m g de nitrate d argent AgNO pur et sec dans un litre d eau. On effectue un prélèvement de 50 ml de la solution obtenue dans laquelle on ajoute de la poudre de zinc en excès. Ecrire l équation bilan de la réaction qui s effectue. Sachant que la masse d argent libérée est de 0,2 g, calculez la valeur de m masses atomiques molaires en g mol-1 : N : 14 ; O : 16 ; Zn : 65,4 ; Ag : 108

7 1 -a Equation bilan : Au + + Pb Au + Pb 2+ (Au + + e - Au ) 2 ( Pb Pb e - ) 2Au + + Pb 2Au + Pb 2+ 2 Equilibrons les réactions : -a- Hg 2+ + Cu Hg + Cu 2+ Hg e - Hg Cu Cu e - Hg 2+ + Cu Hg + Cu 2+ -b- Fe + Ag + Fe 2+ + Ag Fe Fe e - ( Ag + + e - Ag ) 2 Fe + 2 Ag + Fe Ag -c- Al + Ni 2+ Al + + Ni ( Al Al + + e - ) 2 (Ni e - Ni ) 2Al + Ni 2+ 2Al + + Ni Réponses : -b Au+ est l Pb est le Pb s oxyde Au+ se réduit Cette réaction est une oxydation de Pb par Au+ Cette réaction est une réduction de Au+ par Pb -d- Cd 2+ + Zn Cd + Zn 2+ Cd e - Cd Zn Zn e - Cd 2+ + Zn Cd + Zn 2+ -e- Ag + + Sn Ag + Sn 2+ (Ag + + e - Ag ) 2 Sn Sn e - 2Ag + + Sn 2Ag + Sn 2+ -f- Hg +Au + Hg 2+ + Au ( Hg Hg e - ) (Au + + e - Au ) 2 Hg +2Au + Hg Au -g- Co + + Co Co 2+ (Co + + e - Co 2+ ) 2 Co Co e - 2Co + + Co Co 2+ Dans la solution de sulfate de fer(ii), on a Fe et SO 4 Le couple correspondant est Fe 2+ /Fe Nous avons aussi du Nickel. Le couple est Ni 2+ /Ni Nous avons donc deux couples : Fe 2+ /Fe et Ni 2+ /Ni Si Fe 2+ ne peut pas oxyder Ni, ça veut dire que Fe 2+ est un plus faible que Ni 2+ ou que Fe est un plus fort que Ni 4 1- Dans la solution de nitrate d argent, il y a des ions et Quand il se produit une réaction d oxydoréduction, on a les demi réactions électroniques : Ag + + e - Ag ( 2) la réduction Pb Pb e - l oxydation 2Ag + + Pb 2Ag+ Pb 2+ équation bilan -2 Ag + est l ; Pb est le on a deux couples d Ag + /Ag et Pb 2+ /Pb

8 5 1 solution de sulfate de cuivre : [Cu 2+ ] =1, mol L -1 v = 0,500 L 2 équation de dissolution : CuSO4 SO H O Cu + ( solide) aq aq La dispersion des ions est complète : 1 mole de CuSO 4 dissoute donne une mole de Cu 2+ en solution d où 2+ CCuSO = C = [ Cu ] 4 n mol 1 m g. 1 C = n1 = v M1 L mol.l -1 g.mol -1 n 1 : quantité de matière de CuSO 4 dissoute M 1 : masse molaire de CuSO 4 : M 1 = = 160 g.mol -1 d où m 1 = n 1.M 1 = cvm 1 = [Cu 2+ ].v.m 1 application numérique : m 1 = 1, , = g = 80 mg 2 Fe Fe e - (oxydation) Cu e - Cu (réduction) Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu (oxydo réduction) 1mol 1mol n 2 n 1 la réaction se fait mole à mole, donc n 2 = n 1 où n 2 = quantité de matière de fer qui disparaît m 2 = n 2.M 2 m 2 = n 1.M 2 = [Cu 2+ ].v.m 2 g mol.l -1 L g.mol -1 application numérique : m 2 = 1, , = g = 28 mg Remarque : il est intéressant de faire un raisonnement littéral et ensuite une équation aux unités pour vérifier l homogénéité de la relation et après seulement, l application numérique

9 6 1 ) Pour écrire l équation bilan de la réaction entre le zinc, Zn et la solution de nitrate d argent Ag+ + NO-, il faut écrire d abord les demi équations électroniques ( Ag + + e - Ag ) 2 Zn Zn e - 2 Ag + + Zn 2Ag + Zn 2+ On a multiplié la première équation pour exprimer le transfert d électrons: il faut le même nombre d électrons captés et libérés. 2 ) La quantité de matière en argent libéré est égale à la quantité de matière en ions Ag +, n Ag+ qui réagit, car c est le zinc qui est en excès : m m Ag : masse d argent formé m Ag = 0,2 g Ag n + = n = M Ag Ag Ag : masse molaire de l argent ; M Ag = 108g.mol -1 M Ag n Ag = [Ag + ]. v g. m + 1 [ Ag ] = Ag M Ag v L mol.l -1 g.mol -1 application numérique : AgNO ( + 0,2 1 1 [ Ag ] = = 5,9.10 solide) 108 H2O Ag + NO aq mol.l on en déduit la masse m de nitrate d argent dissout dans un litre : l équation de dissolution du nitrate d argent est 1 mol 1 mol 1 mol 1 mole de nitrate d argent dissout donne 1 mole de Ag + en solution + [ Ag ] m = m AgNO = M M AgNO en g.l -1 AgNO m Ag en g m Ag 1 m AgNO = M M Ag en g.mol -1 AgNO M v v en L application numérique : Ag m 0, AgNO = ag ,1g

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