TP Chimie. N° 09

Oxydant - réducteur.

Correction.

 

   

 

 

 

Objectifs :

Comprendre la notion d’oxydant, de réducteur et d’oxydoréduction.

- Test de reconnaissance de quelques ions.

Réaction entre un cation métallique et un métal.

-  Exploitation.

Les ions au Lycée  : tests d'identification
Couples oxydant-réducteur

 

I - Test de reconnaissance de quelques cations.
II - Réaction entre un cation métallique et un métal.
1)- Réaction entre le cuivre métal et une solution de nitrate d'argent.

2)- Réaction entre le fer métal et une solution de sulfate de cuivre II.

3)- Réaction entre le zinc métal et une solution de sulfate de fer II.

III - Exploitation.

1)- Compléter le tableau suivant.

2)- Oxydant et réducteur.

3)- Questions.

4)- Remarques.

I- Test de reconnaissance de quelques cations métallique

Réaliser les expériences proposées et compléter le tableau suivant le modèle de la première colonne.

 

Formule du cation

Cu2+

Protocole expérimental

Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de sulfate de cuivre II.

Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.

Schéma

et

observation

 

Équation bilan de la réaction

Cu2+ (aq) + 2 HO(aq)   Cu(OH)2 (s)

Conclusion

Une solution contient des ions Cu 2+ (aq)..si par ajout de…soude…

dans un peu de la solution, il se forme un précipité bleu. de formule Cu(OH)2 (s).

 

Formule du cation

Ag+

Protocole expérimental

Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de nitrate d’argent. 

 Ajouter ensuite quelques gouttes de chlorure de sodium

Schéma

et

observation

Équation bilan de la réaction

Ag+ (aq) Cl(aq) AgCl (s)

Conclusion

Une solution contient des ions  Ag+ (aq) si par ajout de chlorure de sodium

dans un peu de la solution, il se forme un précipité blanc. de formule AgCl(s).

 

Formule du cation

Fe2+

Protocole expérimental

Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de sulfate de fer II.

 Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.

Schéma

et

observation

Équation bilan de la réaction

Fe2+ (aq) + 2 HO(aq)    Fe(OH)2 (s)

Conclusion

Une solution contient des ions Fe2+ (aq)..si par ajout de…soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité vert pâle. de formuleFe(OH)2 (s).

 

Formule du cation

Fe 3+

Protocole expérimental

Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de chlorure de fer III.

 Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.

Schéma

et

observation

Équation bilan de la réaction

Fe3+ (aq) + 3 HO(aq)   Fe(OH)3 (s)

Conclusion

Une solution contient des ions ...Fe 3+ (aq)..si par ajout de…soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité rouille. de formuleFe(OH)3 (s).

 

Formule du cation

Zn2+

Protocole expérimental

Dans un tube à essais, verser environ 2 mL de solution de sulfate de zinc II.

 Ajouter ensuite quelques gouttes de soude.

Schéma

et

observation

Équation bilan de la réaction

Zn2+ (aq) + 2 HO(aq)   Zn(OH)2 (s)

Conclusion

Une solution contient des ions Zn2+ (aq)..si par ajout de…soude… dans un peu de la solution, il se forme un précipité blanc. de formule...Zn(OH)2 (s).

haut

II- Réaction entre un cation métallique et un métal.

1)- Réaction entre le cuivre métal et une solution de nitrate d’argent.

Manipulation Verser 50 mL de solution de nitrate d’argent dans un bécher.

-      Plonger un fil de cuivre dans les 50 mL de la solution.

-      Attendre 5 à 10 minutes et observer.

-      Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais.

-      Ajouter quelques gouttes de soude. Observer et interpréter.

-      Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.

-      Écrire l’équation bilan de la réaction.

-  Au bout de quelques minutes (20 min environ)

-  Expérience avec un serpentin de cuivre.

-  Au cours de la réaction, il se forme un dépôt gris argenté d’argent métal Ag (s).

-  La solution prend une teinte bleue.

Le test à la soude avec la solution, donne la formation d’un précipité bleu.

Il se forme des ions cuivre II, Cu 2+ (aq) au cours de la réaction.

-  Équation bilan de la réaction :

Demi-équations

électroniques

                       Cu        =    Cu 2+   +   2 e       

  2  (   Ag +   +     e   =    Ag    )

Bilan

   Cu (s)    +   2  Ag + (aq)       Cu 2+ (aq)   +   2 Ag (s)

haut

2)- Réaction entre le fer métal et une solution de sulfate de cuivre II.

Manipulation Verser environ 3 mL de solution de sulfate de cuivre II dans un tube à essais.

-      Ajouter une spatule de fer en poudre.

-      Fermer avec un bouchon et agiter (jusqu'à disparition de la coloration bleue de la solution)

-      Filtrer à l’aide d’un entonnoir et d’un papier filtre.

-      Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais.

-      Ajouter quelques gouttes de soude.

-      Observer et interpréter.

-      Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.

-      Écrire l’équation bilan de la réaction.

-  Lame de fer plongée dans une solution de sulfate de cuivre II.

-  Avec le fer en poudre, la réaction est très rapide et exothermique.

-  Au cours de la réaction, il se forme un dépôt rougeâtre de cuivre métal Cu (s).

La solution se décolore très rapidement.

Le test à la soude révèle la présence d’ions fer II

(il se forme un précipité vert pâle avec la solution obtenue).

-  Équation bilan de la réaction :

Demi-équations

électroniques

         Cu 2+       +    2  e   =     Cu                    

                               Fe         =     Fe 2 +      +    2  e         

Bilan

Cu 2+ (aq)     +     Fe (s)          Cu (s)      +      Fe 2+ (aq)

haut

3)- Réaction entre le zinc métal et une solution de sulfate de fer II.

Manipulation Verser environ 3 mL de solution de sulfate de fer II dans un tube à essais.

-      Ajouter une spatule de zinc en poudre.

-      Fermer avec un bouchon et agiter.

-      Filtrer à l’aide d’un entonnoir et d’un papier filtre.

-      Verser environ 2 mL de la solution obtenue dans un tube à essais.

-      Ajouter quelques gouttes de soude. Observer et interpréter.

-      Par des schémas légendés, décrire l’état initial et l’état final du système chimique.

-      Écrire l’équation bilan de la réaction.

-  Avec le zinc en poudre, la réaction est très rapide.

-  Au cours de la réaction, il se forme un dépôt noir de fer métal Fe (s).

 La solution vert pâle se décolore très rapidement.

Le test à la soude révèle la présence d’ions zinc II

(il se forme un précipité blanc avec la solution obtenue).

-  Équation bilan de la réaction :

Demi-équations

électroniques

          Fe 2+   +   2 e   =   Fe

                             Zn     =     Zn 2 +      +    2  e         

Bilan

Fe 2+ (aq)   +   Zn (s)         Fe (s)    +    Zn 2+ (aq)

haut

III- Exploitation.  Couples oxydant-réducteur

 

1)- Compléter le tableau suivant :

Expérience 1

Expérience 2

Expérience 3

Au cours de la transformation chimique, l’ion argent Ag + a :

Au cours de la transformation chimique, l’ion cuivre II  Cu 2+ a :

Au cours de la transformation chimique, l’ion fer II  Fe 2+ a :

x a gagné

x 1

proton

x a gagné

1

proton

x a gagné

1

proton

a perdu

2

neutron

a perdu

x 2

neutron

a perdu

x 2

neutron

 

3

x électron

 

3

x électron

 

3

x électron

Pour former …Ag………………

Pour former ………Cu………….

Pour former ………Fe……….

Au cours de la transformation chimique, le cuivre métal Cu a :

Au cours de la transformation chimique, le fer métal Fe a :

Au cours de la transformation chimique, le zinc métal Zn a :

a gagné

1

proton

a gagné

1

proton

a gagné

1

proton

x a perdu

x 2

neutron

x a perdu

x 2

neutron

x a perdu

x 2

neutron

 

3

x électron

 

3

x électron

 

3

x électron

Pour former ……… Cu 2+………….

Pour former ……… Fe 2+…………

Pour former ……… Zn 2+ ……….

haut

2)- Oxydant et réducteur.

   Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

-      Nommer les oxydants rencontrés lors de la séance de travaux pratiques.

-      Les oxydants : Cu 2+ ; Fe 2+  ; Zn 2+ ; Ag +.

  Un réducteur est une entité chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

-      Nommer les réducteurs rencontrés lors de la séance de travaux pratiques.

-      Les réducteurs : Cu  ; Fe   ; Zn.

haut

3)-   Questions :

-      Sachant que les électrons ne peuvent pas exister à l’état libre dans une solution aqueuse, répondre aux questions suivantes :

-      Lors de l’expérience 1, qui peut fournir les électrons gagnés par les ions argent I ?

-      Lors de l’expérience 1, c’est le cuivre métal fournit les électrons aux ions argent I.

-      Lors de l’expérience 2, qui peut fournir les électrons gagnés par les ions cuivre II ?

-      Lors de l’expérience 2, c’est le fer métal qui fournit les électrons aux ions cuivre II.

-      Lors de l’expérience 3, qui peut fournir les électrons gagnés par les ions fer II ?

-      Lors de l’expérience 3, c’est le zinc métal qui fournit les électrons aux ions fer II.

-      Expliquer pourquoi on parle de transfert d’électrons pour ces réactions chimiques ?

-      Il se produit un transfert d’électrons d’un réducteur (espèce chimique qui cède des électrons) vers un oxydant (espèce chimique qui gagne des électrons).

-      Les électrons n’existent pas dans la solution.

-      Le transfert se fait au niveau de la surface du solide qui est en contact avec la solution ionique.

-      Donner une définition d’une réaction d’oxydoréduction.

-      Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons entre un réducteur et un oxydant.

haut

4)-   Remarques :

-      En regardant le tableau du paragraphe III-- 1)- que remarquez-vous pour l ‘élément cuivre ? pour l’élément fer ?

-      Dans certaines conditions le cuivre métal peut donner des ions cuivre II.

-      Mais les ions cuivre II peuvent donner du cuivre métal dans d’autres conditions

-      Même remarque pour l’élément fer.

haut