Chim. N° 06

Réactions

d'oxydoréduction.

Cours.

En relation avec

le TP Chimie N° 09

 

   

Programme 2011 : Chim. N° 07 Piles et accumulateurs

Programme 2011 : Physique et Chimie

Programme 2000 :

Notion de couple oxydant / réducteur

Couple H+ / H2 Classification électrochimique

I - Couples oxydant / réducteur.

1)- Oxydants et réducteurs.

2)- Couples oxydant / réducteur.

3)- Exemples de couple.

II - Réaction d'oxydoréduction.

1)- Définition.

2)- Equation d'une réaction

d'oxydoréduction.

3)- Exemple de réaction

d'oxydoréduction.

III - Applications.

1)- QCM :      QCM

2)- Exercices :      Exercices

TP Chimie N° 08 Etude de piles d'oxydoréduction

TP Chimie N° 09 Oxydant - réducteur

TP Chimie N° 10 Titrage colorimétrique

QCM :

Piles et accumulateurs (Questy)

Piles et accumulateurs (Tableau)

Piles, accumulateurs et oxydoréduction (Questy)

Piles, acculumateurs et oxydoréduction (Tableau)

Exercices  : Enoncé avec correction

1)- Exercice 2 page 128.

2)- Exercice 6 page 128.

3)- Exercice 8 page 128.

4)- Exercice 10 page 128.

5)- Exercice 15 page 129.

6)- Exercice 16 page 129.

7)- Exercice 28 page 131.

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

Oxydant ; réducteur ; réaction d'oxydoréduction ; oxydé ; réduit ; couple oxydant / réducteur ; espèces conjuguées ; dismutation ; ...

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I- Couples oxydant / réducteur.

 

1)- Oxydants et réducteurs.

-    Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons. (Oxydant : gagne)

-    Exemples du TP :

Ag +

Cu 2+

Fe 2+

Zn 2+

 

-    Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons. (Réducteur : perd)

-    Exemples du TP : 

Cu

Fe

Zn

2)- Couples oxydant / réducteur.

-    Les deux espèces oxydant et réducteur obtenues en passant de l’une à l’autre par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons s’appellent des espèces conjuguées.

-    Elles forment un couple oxydant / réducteur, noté Ox / Red.

-    Exemples :

Cu 2+ / Cu

Fe 2+ / Fe

Zn 2+ / Zn

 

-    À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :

 Ox   +   n e    =   Red  

 

-    Exemple : 

Cu 2+   +   2 e    =   Cu  

 

-    Ceci est une écriture formelle.

-    Le signe égal traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions expérimentales.

-    La transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant Ox à son réducteur conjugué Red est une réduction. : 

-    Une réduction est un gain d’électrons.

-    La transformation chimique qui correspond au passage du réducteur Red à son oxydant conjugué Ox est une oxydation 

-    Une oxydation est une perte d’électrons.

-    Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

3)- Exemples de couples.

a)- Couples pour les métaux.

-    Les métaux, noté M, perdent facilement des électrons : ce sont des réducteurs.

-    Ils donnent des cations qui sont des oxydants.

-    Couple : M n+ / M et demi-équation électronique associée : M n+   +   n e    =   M

b)- Couples entre cations métalliques.

-    Exemple : 

Couple : Fe 3+ /  Fe 2+

        Fe 3+   +    e    =    Fe 2+

 

-    Le cation de plus grande charge est l’oxydant.

c)- Couple du type I2 / I .

-    Le diiode peut capter des électrons pour donner des ions iodure.

-    On peut écrire la demi-équation électronique suivante :

-    Le diiode est un oxydant et l'ion iodure un réducteur.

I2   +   2 e    =   2 I  

d)- Le couple : H +(aq) / H 2.

-    Le proton solvaté, H +(aq), est un oxydant qui peut capter un électron pour donner du dihydrogène.

-    Demi-équation électronique :

 2 H +(aq)   +   2 e    =   H 2 (g)

-    Le dihydrogène est un réducteur.

e)- Le couple MnO4 / Mn 2+.

-    Une solution aqueuse de permanganate de potassium est violette.

-    La coloration de la solution est due à la présence des ions permanganate : MnO4.

-    Cette solution se décolore quand l’ion permanganate se transforme en ion manganèse Mn 2+ incolore

 

-    Exercice : écrire la demi-équation électronique du couple MnO4 / Mn 2+.

-    Pour ce faire, on utilise une méthode systématique qui comprend plusieurs étapes :

-    Première étape, on part de l’écriture suivante :

MnO4                                =       Mn 2+

-    Deuxième étape : On équilibre l’oxygène avec des molécules d’eau :

MnO4                                                      =       Mn 2+   +   4 H2O

-    Troisième étape : On équilibre l’hydrogène avec H +(aq) :

MnO4       +       8 H +(aq)                         =       Mn 2+   +   4 H2O

-    Quatrième étape : On équilibre les charges avec les électrons :

MnO4       +       8 H +(aq)   +     5 e        =       Mn 2+   +   4 H2O

 

-    Conclusion : l’ion permanganate est un oxydant en milieu acide.

II- Réaction d’oxydoréduction.

 

1)- Définition.

Définition de la réaction d'oxydoréduction :

-    Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs.

-    Elle fait agir l’oxydant d’un couple avec le réducteur d’un autre couple pour donner leurs espèces conjuguées.

-    Exemple :   

2 Ag +(aq)   +     Cu       →       2 Ag   +   Cu 2+  

-    On peut écrire : 

Ox 1   +   Red 2   →       Red 1   +   Ox 2

2)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction.

-    Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox1 et le réducteur Red2  

-    de deux couples oxydant réducteur Ox1 / Red1  et Ox2 / Red2.

-    Dans le bilan de la réaction, les électrons ne doivent pas apparaître.

 

 

( Ox1    +    n1 . e -

=

 Red1  )   

x n2

(Red2

=

Ox2    +    n2 . e -)

x n1


n2 . Ox1   + n1. Red2  

n2 . Red1 + n1 . Ox2  

 

3)- Exemple de réaction d’oxydoréduction.

Réaction chimique étudiée :

-    Le diiode I2 est réduit par les ions thiosulfate S2O32–.

-    On obtient les ions iodure I et les ions tétrathionate S4O62–.

 

Questions :

-    Donner les deux couples oxydant / réducteur qui interviennent.

-    Donner les demi-équations électroniques.

-    En déduire l’équation de la réaction.

 

Réponses :

-    Les couples :  

 I2 / I 

 S4O62–  /  S2O32–

-    Les demi-équations électroniques :

I2   +   2 e    =   2 I  

S4O62–  +  2 e    =   2  S2O32–

 

-    Équation de la réaction :

I2    +   2 e          =   2 I –   

            2  S2O32–   =   S4O62–  +   2 e    

I2   +   S2O32–       2 I –    +   S4O62

III- Applications.

 

1)- QCM :

QCM :

Piles et accumulateurs (Questy)

Piles et accumulateurs (Tableau)

Piles, accumulateurs et oxydoréduction (Questy)

Piles, acculumateurs et oxydoréduction (Tableau)

2)- Exercices :

1)- Exercice 2 page 128.

2)- Exercice 6 page 128.

3)- Exercice 8 page 128.

4)- Exercice 10 page 128.

5)- Exercice 15 page 129.

6)- Exercice 16 page 129.

7)- Exercice 28 page 131.