Chim. N° 06

Réactions

d'oxydoréduction.

Exercices.

Correction.

 

   


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

 

Exercice 2 page 128

Exercice 10 page 128

Exercice 6 page 128

Exercice 15 page 129

Exercice 8 page 128

Exercice 16 page 129

Exercice 28 page 131

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

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

Recherche GoogleMoteur de recherche sur les différents sites

 

 

I -Exercice 2 page 128 .

Identifier un oxydant et un réducteur

On considère les réactions dont les équations sont données ci-dessous :

a)-      2 Fe3+ (aq)   +   2 I (aq)              2 Fe 2+ (aq)    +    I2 (aq)

b)-       Fe2+ (aq)   +     Ce 4+ (aq)               Fe3+ (aq)    +    Ce3+ (aq)

c)-       Au3+ (aq)   +     3 Ag  (s)               Au  (s)    +    3 Ag+ (aq)

d)-      2 Fe2+ (aq)   +     S2O8 2– (aq)               2 Fe 3+ (aq)    +   2 SO4 2– (aq)

 Rechercher, parmi les réactifs de ces réactions, l’oxydant et le réducteur.

 

 

Correction

Comment identifier un oxydant et un réducteur ?

On peut utiliser les demi-équations électroniques du type :

Ox     +   n e          =    Red

L’oxydant se trouve du même côté que les électrons.   

a)-      Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

Fe3+   +    e          =   Fe2+

Fe3+

Fe2+

2 I –     =   I 2    +   2 e

I2

I

b)-     Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

Fe2+    =   Fe3+   +    e

Fe3+

Fe2+

Ce4+   +    e          =   Ce3+

Ce4+  

Ce3+

c)-      Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

  Au3+   +   3 e    =   Au    

Au3+

Au

Ag      =   Ag+   +    e         

Ag+  

Ag

d)-     Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

Fe2+    =   Fe3+   +    e

Fe3+

Fe2+    

S2O82– +   2 e    =  2 SO42– 

S2O82–  

SO42–

II -Exercice 6 page 128

Analyser une équation de réaction :

2 Na (s)   +   2 H2O ()    →     2 Na + (aq)    +    2 HO (aq)    +   H2 (g)

1)- Est-ce une réaction d’oxydoréduction ?

2)- Quels sont les rôles respectifs du sodium et de l’eau ?

 

Correction

 

1)- Pour montrer que c’est une réaction d’oxydoréduction, on écrit les demi-équations électroniques :

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

2 H2O +   2 e    =  2 HO  + H2   

H2O

HO

Na      =   Na +   +    e          

Na +  

Na

2 Na (s) + 2 H2O ()    2 Na + (aq)  +  2 HO (aq)  + H2 (g)   

-    Cette réaction met en jeu un transfert d’électrons entre le sodium Na et l’eau H2O.

2)- Le sodium cède des électrons, c’est le réducteur (le réducteur est oxydé) et l’eau capte des électrons, c’est l’oxydant (l’oxydant est réduit).

 

III -Exercice 8 page 128.

Écrire une demi-équation d’oxydoréduction

Écrire les demi-équations d’oxydoréduction des couples oxydant / réducteur :

 

a)-    Zn2+ (aq) / Zn (s)

b)-    I2 (aq) / I (aq)

c)-    Al3+ (aq) / Al (s)

d)-    Cl2 (aq) / Cl (aq)

 

Correction

 

Demi-équation d’oxydoréduction des différents couples :

 

Couple

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

a)-       

Zn2+ / Zn

Zn2+    +   2 e =   Zn

Zn2+

Zn

b)-      

I2 / I

I2    +   2 e    =   2 I –     

I2

I

c)-       

Al3+ / Al

  Al3+   +   3 e    =   Al    

Al3+

Al

d)-      

Cl2 / Cl

Cl2    +   2 e    =   2 Cl –     

Cl2

Cl

IV - Exercice 10 page 128.

Reconnaître des couples d’oxydoréduction

 Les ions argent Ag + (aq) réagissent avec le plomb métallique pour donner un dépôt métallique et des ions plomb II Pb 2+ (aq).

1)- Cette réaction est-elle une réaction d’oxydoréduction ? Justifier.

2)- Quels sont les couples oxydant / réducteur mis en jeu ? Écrire leurs demi-équations d’oxydoréduction.

3)- Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent. Ont-ils été oxydés ou réduits ?

 

Correction

 

1)- Cette réaction est une réaction d’oxydoréduction :

-    Demi-équation électronique :

Demi-équation électronique

Oxydant

Réducteur

  Pb2+   +   2 e    =   Pb    

Pb2+

Pb

Ag+   +    e     =   Ag

Ag+  

Ag

-   Il y a un transfert d’électrons du plomb métal Pb (s) vers les ions argent Ag+ (aq).   

2)- Couples oxydant-réducteur mis en jeu : Ag+ / Ag   et   Pb2+ / Pb.

3)- Oxydant et réducteur mis en jeu :

-    L’oxydant mis en jeu est l’ion Ag+ (aq).

-    Il a été réduit en argent métallique Ag (s).

-    Le réducteur est le plomb métal Pb (s).

-    Il a été oxydé en ion Pb2+ (aq).

V -Exercice 15 page 129.

Étudier une réaction d’oxydoréduction

Le dichlore Cl2 (g) peut se préparer au laboratoire, sous la hotte, en ajoutant, avec précaution, une solution d’acide chlorhydrique, {H + (aq) +  Cl (aq)}, 

à une solution de permanganate de potassium, {K + (aq) MnO4 (aq)].

1)- Établir l’équation de cette réaction d’oxydoréduction.

2)- Préciser les espèces réduites et les espèces oxydées.

3)- Pourrait-on remplacer la solution d’acide chlorhydrique par une solution de chlorure de sodium ? Expliquer.

 Donnée : couple MnO4 / Mn 2+ (aq) 

 

Correction

 

 

1)- Dans un premier temps, il faut écrire les demi-équations électroniques :

-    Il faut trouver les couples oxydant / réducteur qui interviennent :

-    Pour l’élément chlore, on passe des ions chlorure Cl (aq) au dichlore Cl2 (g)

 

Demi-équation électronique

2 Cl    =   Cl 2    +   2 e    

-    On donne l’autre couple oxydant réducteur : MnO4 / Mn2+.

-    Il faut écrire la demi-équation électronique.

-    Cette opération se fait en plusieurs étapes.

 

Demi-équation électronique

Première étape :

On écrit le couple oxydant / réducteur

MnO4   =   Mn 2+  

Deuxième étape :

On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau

MnO4   =   Mn 2+ + 4 H2O

Troisième étape :

On équilibre l’élément hydrogène avec +

(on travaille en milieu acide) 

MnO4  + 8 H + = Mn2+ + 4 H2O

Quatrième étape :

On équilibre les charges avec les électrons.

MnO4  + 8 H + +   5 e  = Mn2+ + 4 H2O

 

-  Équation –bilan de la réaction :

5  (   2 Cl  (aq)  =   Cl 2  (g)   +   2 e    )

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

2 MnO4 (aq)  +  16 H + (aq) 10 Cl (aq)   2 Mn 2+ (aq)   +  Cl 2 (g)  +  8 H2O (ℓ)  

2)- L’espèce réduite est l’ion permanganate (l’oxydant a été réduit). L’espèce oxydée est l’ion chlorure (le réducteur a été oxydé).

3)- On ne peut pas remplacer la solution d’acide chlorhydrique par une solution de chlorure de sodium car la réaction nécessite la présence des ions hydrogène H + (aq) qui participent à la réaction.

Ces ions sont présents dans la solution d’acide chlorhydrique et absents dans la solution de chlorure de sodium.

VI - Exercice 16 page 129.

Établir l’équation d’une réaction d’oxydoréduction

Établir l’équation de la réaction qui se produit en milieu acide entre :

a)-    Le fer métallique et les ions fer III Fe 3+ (aq) ;

b)-    Le diiode I 2 (aq) et le dioxyde de soufre SO2  (aq) ;      

c)-    Les ions nitrate NO 3 (aq) et le zinc métal Zn.

Données :

couples Ox / Red

Fe 3+ (aq) / Fe 2+ (aq) ;  Fe 2+ (aq) / Fe (s)  ;  I 2 (aq) / I (aq)  ;  

NO 3 (aq) / NO (g)  ;  SO 42– (aq) / SO 2 (aq)  ;  Zn 2+ (aq)  / Zn (s)

 

 

Correction

 

 

Couples

Équation bilan

a)-       

Fe3+ / Fe2+

 

Fe2+ / Fe

Fe (s) + 2 Fe 3+  (aq)     Fe 2+ (aq)

b)-      

I2 / I

 

SO42– / SO2

I 2 (aq)    +   2 e    =   2 I  (aq)                         

SO2 (aq)  + 2 H2O (l)     =   SO42– (aq) + 4 H + (aq)  + 2 e    

  I 2  (aq) + SO2 (aq) + 2 H2O (l)      2 I (aq)   +   SO42–  (aq) + 4 H + (aq)   

c)-       

NO3 / NO

 

Zn2+ / Zn

 

3  (  Zn (s)  =   Zn 2+ (aq)   +   2 e )

2  (  NO 3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e  =  NO (g)   +  2 H2O () )    

2 NO3 (aq) + 8 H + (aq)  +  3 Zn (s) 2 NO (g)  +  4 H2O ()  + 3 Zn 2+ (aq)

 

VII - Exercice 28 page 131.

Gravure à l’eau forte

 La gravure à l’eau forte est une méthode de reproduction ancienne.

L’artiste dessine à l’aide d’une pointe en métal sur une plaque de cuivre recouverte de vernis.

Lorsque la gravure est terminée, la plaque est plongée dans une solution d’acide nitrique, {H + (aq) + NO 3 (aq)}, anciennement appelée eau forte :

les parties de cuivre non protégées par le vernis sont alors attaquées par les ions nitrate NO 3 (aq) et la solution utilisée devient bleue.

1)- La solution :

a)- Pourquoi la solution bleuit-elle ?

b)- Quel est le rôle joué par le cuivre ? A-t-il été oxydé ou réduit ?

c)- Écrire la demi-équation d’oxydoréduction du couple oxydant / réducteur mis en jeu.

2)- L’autre couple :

a)- Quel est le rôle joué par les ions nitrate NO3 (aq). Ont-ils été oxydés ou réduits ?

b)- L’espèce conjuguée de l’ion nitrate est le monoxyde d’azote gazeux NO.

Écrire la demi-équation d’oxydoréduction correspondante.

3)- En déduire l’équation de la réaction ayant lieu entre le cuivre et l’acide nitrique.

4)- Pourquoi doit-on utiliser une solution d’acide nitrique et non une solution de nitrate de potassium {K + (aq) + NO3 (aq)} ?

5)- Étude quantitative : On utilise un volume V = 500 mL d’une solution d’acide nitrique de concentration C = 1,0 mol / L.

Lors de la gravure, une masse de cuivre m = 1,5 g est oxydée.

a)- Quelles sont les concentrations finales des ions cuivre II et des ions nitrate dans la solution ?

b)- Quel est le volume de monoxyde d’azote dégagé ?

Données :

Masse molaire du cuivre : M (Cu) = 63,5 g / mol

Volume molaire du gaz : Vm = 24 L / mol

 

 

Correction

 

1)- Le cuivre :

a)- Le cuivre métal Cu (s) est oxydé en ions cuivre II Cu 2+ (aq).

Ces ions formés sont responsables du bleuissement de la solution.

b)- Le cuivre joue le rôle de réducteur, il a été oxydé par les ions nitrate NO 3 (aq).

c)- Demi-équation :

Cu (s)  =   Cu 2+ (aq)   +   2 e

 

2)- Les ions nitrate NO3 (aq) :

a)- Les ions nitrate NO3 (aq) joue le rôle d’oxydant.

Ils ont été réduits lors de la réaction.

b)- Demi-équation électronique :

2  (  NO 3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e  =  NO (g)   +  2 H2O (ℓ) )    

 

3)- équation bilan de la réaction :

3  (  Cu (s)  =   Cu 2+ (aq)   +   2 e )

2  (  NO 3 (aq) + 4 H + (aq) + 3 e  =  NO (g)   +  2 H2O (ℓ) )    

2 NO 3 (aq) + 8 H + (aq)  +  3 Cu (s) 2 NO (g)  +  4 H2O (ℓ)  + 3 Cu 2+ (aq)

 

4)- On ne peut pas remplacer la solution d’acide nitrique par une solution de nitrate de potassium

car la réaction nécessite la présence des ions hydrogène H+ (aq) qui participent à la réaction.

Ces ions sont présents dans la solution d’acide nitrique et absents dans la solution de nitrate de potassium.

5)- étude quantitative :

a)- Concentrations finales :

-    Il faut faire un tableau d’avancement de la réaction et déterminer la valeur de l’avancement maximal.

 

Équation

2 NO3 (aq)

+ 8 H+ (aq)

3 Cu (s)

2 NO (g)

+ 3 Cu2+ (aq)

+  4 H2O (ℓ )

État

Avanc.

 

 

 

 

 

 

solvant

É.I (mol)

x = 0

n1 = C.V

n2 = C.V

 

0

0

Excès

x = 0

n1 = 0,50

n2 = 0,50

n3 = 0,024

0

0

Excès

Au cours

x

n1 – 2 x

n 2 – 8 x

n 3 – 3 x

2 x

3 x

Excès

É.F(mol)

x = x max

n1 – 2 xmax

n2 – 8 xmax

n3 – 3 xmax

 

2 xmax

3 xmax

Excès

xmax = 8,0 x 10 – 3

0,48

0,44

 0

 

1,6 x 10 –2

2,4 x 10 –2

Excès

 

-  D’après l’énoncé, le réactif limitant est le cuivre Cu (s).

-  On peut le vérifier en faisant les hypothèses suivantes :

-  Hypothèse 1 :

Les ions nitrate constituent le réactif limitant :

-  En fin de réaction : n1 – 2 xmax1 = 0  =>  x max1 0,25 mol

-  Hypothèse 2 :

Les ions hydrogène constituent le réactif limitant :

-  En fin de réaction : n2 – 8 xmax2 = 0  =>  x max2 0,063 mol

-  Hypothèse 3 :

-   Le cuivre constitue le réactif limitant

-  En fin de réaction : n3 – 3 xmax3 = 0  =>  x max3 0,0080 mol

 

-  Conclusion :

x max = x max3 0,0080 mol < x max2 < x max3

- C'est bien le cuivre métal le réactif limitant.

 

-  Concentration des ions nitrate :

-  

-  Concentration des ions cuivre II :

-  

b)- Volume de monoxyde de carbone :

-   V (NO) = n (NO) . Vm

-   V (NO) = 2 xmax . Vm

-   V (NO) = 2 x 8,0 x 10 x 24

-   V (NO) 0,38 L