Chapitre 3 : REACTION D OXYDOREDUCTION S 5 F I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 1) Combustion des métaux : a) Combustion du fer dans le dioxygène : De la paille de fer (Fe) est enflammée, et introduite dans un bocal de dioxygène pur (O 2 ) contenant un peu d eau. La combustion est vive (fort dégagement de chaleur). De petites étincelles sont projetées sur les parois du bocal et se condensent en fines traînées noires, c est de l oxyde de fer III (Fe 2 O 3 ). Il se forme également une petite boule très chaude qui tombe au fond du bocal, c est de l oxyde magnétique Fe 3 O 4. On a donc deux réactions conjointes : 4 Fe (s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) (étincelles) 3 Fe (s) + 2 O 2 (g) Fe 3 O 4 (s) (boule chaude)
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 1) Combustion des métaux : b) Combustion du sodium dans le dioxygène : Du sodium métallique (Na) enflammé, est introduit dans le bocal de dioxygène (O 2 ). Le sodium brûle avec une flamme jaune caractéristique. Il se forme des fumées blanches (particules solides) d oxyde de sodium (Na 2 O) qui se déposent lentement. On peut écrire : 4 Na (s) + O 2 (g) 2 Na 2 O (s)
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 1) Combustion des métaux : c) Combustion du cuivre : Une lame de cuivre (Cu) est passée dans la flamme d'un bec Bunsen. La lame de cuivre se recouvre d'une pellicule noire d'oxyde de cuivre (CuO). Le cuivre a réagit avec l'oxygène contenu dans l'air : 2 Cu (s) + O 2 (g) 2 CuO (s)
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 2) Combustion des non métaux : a) Combustion du carbone : Un morceau de charbon de bois (C) est enflammé, puis introduit dans un bocal de dioxygène pur (O 2 ). La combustion est vive (fort dégagement de chaleur et de lumière). A la fin de la réaction, on retire le carbone restant, on rajoute rapidement, un peu d'eau de chaux dans le bocal, puis on agite. L'eau de chaux se trouble montrant la formation de dioxyde de carbone CO 2 : C (s) + O 2 (g) CO 2 (g)
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 2) Combustion des non métaux : b) Combustion du soufre : Sous la hotte aspirante, le soufre en "fleur" (S) jaune, enflammé, est introduit dans un bocal de dioxygène pur (O 2 ), il brûle avec une flamme bleue, caractéristique. Le soufre commence par fondre lentement et devient rouge en brûlant. Près de la hotte, on ressent une légère irritation de la gorge, il s'est formé un gaz suffocant, c'est le dioxyde de soufre (SO 2 ). Il apparaît des fumées blanches de particules solides, c'est du trioxyde de soufre (SO 3 ). On a donc deux réactions conjointes : S (s) + O 2 (g) SO 2 (g) (gaz incolore suffocant) 2 S (s) + 3 O 2 (g) 2 SO 3 (s) (fumées blanches)
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 3) Oxydation d un élément : a) Introduction : Dans toutes les réactions que nous venons de voir, un élément (le fer, le magnésium, le cuivre, le carbone ou le soufre) se combine avec l'élément oxygène pour donner un oxyde.
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 3) Oxydation d un élément : b) Définition de l oxydation : Au cours d'une réaction chimique, un élément est oxydé, lorsqu'il se combine avec l'élément oxygène pour donner un oxyde.
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 4) Réduction d un élément : a) Expérience : On introduit un mélange de poudre de carbone et d'oxyde de cuivre dans un tube à essai réfractaire que l on chauffe. Au bout d'un moment, un gaz se dégage et passe dans l'eau de chaux qui se trouble. Conjointement on voit apparaître du cuivre métallique rouge au sein du mélange. Du dioxyde de carbone s'est formé ainsi que du cuivre alors que l'oxyde de cuivre et le carbone disparaissent. On peut écrire : 2 CuO (s) + C (s) 2 Cu (s) + CO 2 (g) Remarque : Le cuivre qui était combiné à l'oxygène dans l'oxyde de cuivre, se retrouve sous forme métallique : l'élément cuivre a subi une réduction.
I) Premières définitions de l'oxydation et de la réduction : 4) Réduction d un élément : b) Définition de la réduction : Au cours d'une réaction chimique, un élément est réduit, lorsqu'il perd l'élément oxygène.
II) Généralisation de l'oxydoréduction : 1) Interprétation en termes d échange d électrons : On considère la réaction de combustion du sodium dans le dioxygène : 4 Na (s) + O 2 (g) 2 Na 2 O (s) L'oxyde de sodium est un solide ionique, formé d'ions oxygène (O 2 ) et d'ions sodium (Na + ). Nous pouvons interpréter l'équation de cette réaction comme un échange d'électrons entre le sodium et l'oxygène : d'une part (½ équation) : (Na Na + + e ) x 4 d'autre part (½ équation) : O 2 + 4 e 2 O 2 soit : 4 Na (s) + O 2 (g) 4 Na + + 2 O 2 2 Na 2 O (s) Remarque : Les demi-équations Na Na + + e et O 2 + 4 e - 2 O 2 servent uniquement à mettre en évidence le transfert d'électrons. Les électrons (e ) n'existent pas à l'état libre, au cours de la réaction, il y a transfert direct d'électrons du sodium vers l'oxygène.
II) Généralisation de l'oxydoréduction : 2) Définitions : Une réaction dans laquelle il y a un transfert d'électrons d'un réactif à un autre est une réaction d'oxydoréduction. Au cours de la réaction d'oxydoréduction : - l oxydant est une espèce chimique qui capte des électrons. - le réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons. Au cours de la réaction d'oxydoréduction : - l'oxydant, qui capte des électrons, subit une réduction. - le réducteur, qui cède des électrons, subit une oxydation. Exemple : On peut mettre en évidence l'oxydation et la réduction : réduction 4 Na + O 2 Na + + O 2 oxydation Dans une réaction d'oxydoréduction, il y a simultanément une oxydation et une réduction.
II) Généralisation de l'oxydoréduction : 3) Applications : a) Combustion du sodium dans le dichlore : Sous la hotte aspirante, le sodium (Na) enflammé est introduit dans le bocal de dichlore pur (Cl 2 ), des fumées blanches de chlorure de sodium (NaCl) se forment, puis se déposent sous forme de cristaux blancs. Le chlorure de sodium est un solide ionique, formé d'ions chlorure (Cl ) et d'ions sodium (Na + ). Le bilan s'écrit : 2 Na (s) + Cl 2 (g) 2 NaCl (s) Nous pouvons décomposer cette équation bilan en deux demi-équations : d'une part (½ équation) : (Na Na + + e ) x 2 d'autre part (½ équation) : Cl 2 + 2 e 2 Cl soit : 2 Na (s) + Cl 2 (g) 2 Na + + 2 Cl 2 NaCl (s)
II) Généralisation de l'oxydoréduction : 3) Applications : b) Action du métal zinc sur les ions cuivre : Dans un bécher contenant une lame de zinc (Zn), versons une solution de sulfate de cuivre (Cu 2+ (aq), SO 2 4 (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+ ). 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 2+ + 2 e d'autre part (½ équation) : Cu 2+ + 2 e Cu réduction Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) oxydation
II) Généralisation de l'oxydoréduction : 4) Limitation de la définition : a) Combustion du magnésium : Du ruban de magnésium (Mg) enflammé, est introduite dans un bocal de dioxygène pur (O 2 ). La combustion est très vive (formation d'un "flash" lumineux). Il se forme des fumées blanches (particules solides) d oxyde de magnésium (MgO) qui se déposent. Nous pouvons écrire : Mg (s) + O 2 (g) MgO (s) L oxyde de magnésium est un solide moléculaire. Il n y a pas transfert total d électrons
II) Généralisation de l'oxydoréduction : 4) Limitation de la définition : b) Formation d oxydes : Nous avons étudié plusieurs réactions d'oxydoréduction : 4 Fe (s) + 3 O 2 (g) 2 Fe 2 O 3 (s) et 3 Fe (s) + 2 O 2 (g) Fe 3 O 4 (s) 2 Cu (s) + O 2 (g) 2 CuO (s) C (s) + O 2 (g) CO 2 (g) S (s) + O 2 (g) SO 2 (g) et 2 S (s) + 3 O 2 (g) 2 SO 3 (s) Il n'est pas toujours possible d'interpréter ces réactions d'oxydoréduction en termes de transfert total d'électrons. Certains oxydes sont des corps moléculaires comme le dioxyde de carbone (CO 2 ), d'autres sont des corps ioniques comme l'oxyde de sodium (Na 2 O). Il n'est pas évident de savoir si un composé est ionique ou moléculaire. Nous montrerons, en 7 ème année, qu'il est toujours possible de mettre en évidence un transfert partiel d'électrons. Cette année, nous nous restreindrons aux cas de : - réactions d'oxydoréductions où l'élément oxygène se combine (par voie sèche) à un autre élément. - réactions d'oxydoréductions où le transfert d'électrons est total (en solution aqueuse).
III) Notion de couples d'oxydoréduction : 1) Oxydoréduction en solution aqueuse : a) Action du métal zinc sur les ions cuivre : Nous avons déjà étudié au paragraphe II) 3) b) la réaction : Zn (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu (aq) Dans cette réaction, l ion cuivre (Cu 2+ ) joue le rôle d oxydant.
III) Notion de couples d'oxydoréduction : 1) Oxydoréduction en solution aqueuse : b) Action du métal cuivre sur les ions argent : 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 (Cu) se recouvre rapidement d'une poudre noire d'argent métallique (Ag) sous forme naissante, les ions argent (Ag + ) sont passés sous forme métallique (Ag). Dans le même temps, du cuivre (Cu) passe sous forme d'ions cuivre II (Cu 2+ ), la solution se teinte légèrement en bleu Il se produit un transfert d'électrons du cuivre (Cu) aux ions argent (Ag + ) : d'une part (½ équation) : Cu Cu 2+ + 2 e d'autre part (½ équation) : (Ag + + e Ag) x 2 réduction Cu (s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag (aq) oxydation
III) Notion de couples d'oxydoréduction : 2) Couple d oxydoréduction : Nous avons vu, paragraphe II)3)b), que les ions cuivre oxyde le métal zinc : Cu 2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn 2+ (aq) Pour laquelle nous avons écrit la demi-équation concernant l'élément cuivre : Cu 2+ + 2 e Cu Nous avons vu, paragraphe III)1)b), que le métal cuivre réduit les ions argent : Cu (s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag (aq) Pour laquelle nous avons écrit la demi-équation concernant l'élément cuivre : Cu Cu 2+ + 2 e Un couple oxydo-réducteur est l'ensemble composé d'un oxydant et d'un réducteur, formés à partir d'un même élément. Exemple : Cu 2+ + 2 e Cu D une façon générale, conventionnellement l'oxydant est écrit en premier : capte des électrons Oxydant + n e Réducteur cède des électrons