Karamö, le prof virtuelLeçon 6 sur 26
L'oxydoréduction
Je sais interpréter une oxydoréduction comme un transfert d'électrons, écrire les demi-équations et l'équation-bilan, et prévoir si un métal réagit avec un ion métallique ou avec un acide.
- 55 min
- 5 exercices corrigés
- 1 schéma
- QCM de 5 questions
À la fin de la leçon, tu sauras :
- Définir oxydation, réduction, oxydant et réducteur à l'aide des électrons
- Écrire les demi-équations électroniques et l'équation-bilan d'une oxydoréduction
- Utiliser les couples oxydant/réducteur et une classification simple pour prévoir une réaction
- Calculer une masse de métal déposé ou un volume de gaz dégagé
Avant de commencer : La leçon « Notions sur l'oxydoréduction » (gain et perte d'oxygène), les ions métalliques (9e), les tests des ions Cu²⁺, Fe²⁺ et Zn²⁺ à la soude.
1Je découvre
Hawa, élève de 10e à Nzérékoré, aide son oncle qui traite les plants de caféier avec une bouillie bleue à base de sulfate de cuivre. Un jour, elle laisse par mégarde un clou en fer dans un seau qui contient un reste de solution bleue.
Le lendemain, surprise : le clou est recouvert d'un dépôt rouge brique qui s'enlève en frottant, et la solution a perdu une partie de sa couleur bleue ; elle tire maintenant sur le vert.
Son oncle lui dit que c'est « le cuivre qui est sorti de l'eau ». Pourtant, il n'y avait pas de cuivre métallique dans le seau, seulement une solution bleue. Et aucun oxygène n'a été échangé entre le fer et la solution. La définition de l'oxydoréduction vue à la leçon précédente, fondée sur l'oxygène, ne suffit donc pas à expliquer ce phénomène.
Que s'est-il passé entre le clou et la solution, et comment décrire toutes les oxydoréductions, même sans oxygène ?
2Je comprends
1. L'expérience du clou dans le sulfate de cuivre
On plonge un clou en fer décapé dans une solution de sulfate de cuivre (Cu2+ + SO42-).
Observations :
- un dépôt rouge de cuivre métallique apparaît sur le clou ;
- la couleur bleue (due aux ions Cu2+) s'atténue : des ions cuivre ont disparu ;
- si l'on prélève un peu de la solution et qu'on y ajoute de la soude, on obtient un précipité vert : des ions fer II Fe2+ sont apparus.
Interprétation : des atomes de fer du clou sont passés en solution sous forme d'ions Fe2+, et des ions Cu2+ se sont transformés en atomes de cuivre sur le clou. L'équation-bilan est :
Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
Les ions sulfate SO42- n'ont pas réagi : ce sont des ions spectateurs.
2. Un transfert d'électrons
Pour qu'un atome de fer devienne un ion Fe2+, il doit perdre 2 électrons :
Fe → Fe2+ + 2e^-
Pour qu'un ion Cu2+ devienne un atome de cuivre, il doit gagner 2 électrons :
Cu2+ + 2e^- → Cu
Les deux électrons perdus par le fer sont gagnés par l'ion cuivre. La réaction est un transfert d'électrons du fer vers l'ion cuivre. Ces deux écritures s'appellent des demi-équations électroniques.
On en déduit les définitions modernes :
- Oxydation : perte d'électrons. Ici, le fer est oxydé.
- Réduction : gain d'électrons. Ici, l'ion Cu2+ est réduit.
- Réducteur : espèce chimique qui cède des électrons (ici, Fe).
- Oxydant : espèce chimique qui capte des électrons (ici, Cu2+).
- Oxydoréduction : réaction au cours de laquelle des électrons sont transférés du réducteur à l'oxydant.
Moyen mnémotechnique : « le réducteur donne, l'oxydant prend ».
Ces définitions englobent celles de la leçon précédente. Dans 2Mg + O2 → 2MgO, l'oxyde MgO est formé d'ions Mg2+ et O2- : chaque atome de magnésium a cédé 2 électrons à un atome d'oxygène. Le magnésium est bien oxydé, au sens des électrons aussi.
3. Les couples oxydant/réducteur
L'ion Cu2+ et l'atome Cu se transforment l'un en l'autre par gain ou perte d'électrons. Ils forment un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red : ici Cu2+/Cu. On écrit toujours l'oxydant en premier.
Demi-équation générale d'un couple : Ox + ne^- rightleftharpoons Red.
| Couple | Demi-équation |
|---|---|
| Ag^+/Ag | Ag^+ + e^- rightleftharpoons Ag |
| Cu2+/Cu | Cu2+ + 2e^- rightleftharpoons Cu |
| H3O^+/H2 | 2H3O^+ + 2e^- rightleftharpoons H2 + 2H2O |
| Fe2+/Fe | Fe2+ + 2e^- rightleftharpoons Fe |
| Zn2+/Zn | Zn2+ + 2e^- rightleftharpoons Zn |
| Al3+/Al | Al3+ + 3e^- rightleftharpoons Al |
Une oxydoréduction met toujours en jeu deux couples : l'oxydant de l'un réagit avec le réducteur de l'autre.
4. Prévoir une réaction : la classification
L'expérience montre :
- le zinc réagit avec les ions cuivre : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu ; mais le cuivre ne réagit pas avec les ions zinc ;
- le cuivre réagit avec les ions argent : la solution de nitrate d'argent bleuit et des cristaux d'argent se forment ;
- le fer et le zinc réagissent avec l'acide chlorhydrique en dégageant du dihydrogène, mais pas le cuivre ni l'argent.
On peut donc ranger les couples dans une classification électrochimique : les oxydants de plus en plus forts vers le haut, les réducteurs de plus en plus forts vers le bas.
- Ag⁺
- Cu²⁺
- H₃O⁺
- Fe²⁺
- Zn²⁺
- Al³⁺
- Ag
- Cu
- H₂
- Fe
- Zn
- Al
Règle de prévision : une réaction se produit spontanément entre l'oxydant d'un couple placé plus haut et le réducteur d'un couple placé plus bas. C'est la « règle du gamma » : on trace un γ qui part de l'oxydant du haut, descend vers le réducteur du bas, et donne les produits.
Conséquences :
- un métal placé sous H2 (fer, zinc, aluminium) est attaqué par les acides avec dégagement de dihydrogène ;
- un métal placé au-dessus de H2 (cuivre, argent) n'est pas attaqué par l'acide chlorhydrique.
5. Écrire l'équation-bilan
Méthode
Pour écrire l'équation-bilan d'une oxydoréduction :
- Je repère les deux couples et je vérifie avec la classification que la réaction est possible.
- J'écris la demi-équation de réduction de l'oxydant (gain d'électrons).
- J'écris la demi-équation d'oxydation du réducteur (perte d'électrons).
- Je multiplie les demi-équations pour que le nombre d'électrons cédés soit égal au nombre d'électrons captés.
- J'additionne et je simplifie : les électrons ne doivent plus apparaître dans l'équation-bilan.
Exemple
Écrire l'équation de la réaction entre l'aluminium et les ions cuivre II.
La classification place Cu²⁺ au-dessus de Al : la réaction est possible.
Réduction : Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (à multiplier par 3).
Oxydation : Al → Al³⁺ + 3 e⁻ (à multiplier par 2).
Il y a alors 6 électrons de chaque côté.
Bilan : 3 Cu²⁺ + 2 Al → 3 Cu + 2 Al³⁺.
Vérification des charges : à gauche 3 × (+2) = +6 ; à droite 2 × (+3) = +6. Juste.
Exemple
Un clou en fer plongé dans une solution de sulfate de cuivre perd 0,56 g de fer. Quelle masse de cuivre s'est déposée ? (Fe = 56 ; Cu = 63,5)
Équation : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu.
n(Fe) = 0,56 / 56 = 0,010 mol.
D'après l'équation, 1 mol de Fe donne 1 mol de Cu : n(Cu) = 0,010 mol.
m(Cu) = 0,010 × 63,5 = 0,635 g, soit environ 0,64 g.
6. L'attaque des métaux par les acides
Le zinc plongé dans l'acide chlorhydrique fait des bulles de dihydrogène (le gaz « aboie » à l'approche d'une flamme) :
Zn + 2H3O^+ → Zn2+ + H2 + 2H2O
Oxydation : Zn → Zn2+ + 2e^- ; réduction : 2H3O^+ + 2e^- → H2 + 2H2O. Les ions chlorure sont spectateurs. C'est pour cela qu'on ne conserve pas les jus acides (citron, bissap) dans des récipients en fer ou en zinc : le métal serait attaqué.
3Je retiens
Je retiens
Oxydation : perte d'électrons. Réduction : gain d'électrons.
Réducteur : cède des électrons (il est oxydé). Oxydant : capte des électrons (il est réduit).
Couple Ox/Red : Ox + n e⁻ ⇌ Red (Cu²⁺/Cu, Fe²⁺/Fe, Zn²⁺/Zn, H₃O⁺/H₂…).
Classification (oxydants de plus en plus forts vers le haut) : Ag⁺/Ag ; Cu²⁺/Cu ; H₃O⁺/H₂ ; Fe²⁺/Fe ; Zn²⁺/Zn ; Al³⁺/Al.
L'oxydant du couple le plus haut réagit avec le réducteur du couple le plus bas (règle du gamma).
Dans l'équation-bilan, le nombre d'électrons cédés est égal au nombre d'électrons captés ; les électrons n'apparaissent pas.
Exemple : Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu.
4Erreurs fréquentes
- Écrire les électrons du mauvais côté : dans une oxydation, les électrons sont dans les produits (Fe → Fe²⁺ + 2 e⁻).
- Laisser des électrons dans l'équation-bilan : il faut d'abord égaliser le nombre d'électrons échangés.
- Croire que tous les métaux réagissent avec n'importe quel ion métallique : le cuivre ne réagit pas avec les ions zinc, car Zn²⁺ est un oxydant plus faible que Cu²⁺.
- Écrire le couple à l'envers : on note toujours Ox/Red, donc Cu²⁺/Cu et non Cu/Cu²⁺.
5Je m’exerce
1Exercice 1
Écris la demi-équation électronique de chacun des couples suivants et précise l'oxydant et le réducteur : Zn2+/Zn ; Ag^+/Ag ; Al3+/Al.
Voir le corrigéCacher le corrigé
Zn2+ + 2e^- rightleftharpoons Zn : oxydant Zn2+, réducteur Zn.
Ag^+ + e^- rightleftharpoons Ag : oxydant Ag^+, réducteur Ag.
Al3+ + 3e^- rightleftharpoons Al : oxydant Al3+, réducteur Al.
2Exercice 2
À l'aide de la classification de la leçon, dis si une réaction se produit dans chaque cas. Si oui, écris l'équation-bilan.
a) Une lame de cuivre dans une solution de sulfate de zinc.
b) Une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre.
c) Un fil de cuivre dans une solution de nitrate d'argent.
d) Un fil d'argent dans l'acide chlorhydrique.
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Pas de réaction : l'oxydant Zn2+ est placé sous le réducteur Cu.
b) Réaction : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.
c) Réaction : Cu + 2Ag^+ → Cu2+ + 2Ag (1 Cu cède 2 électrons, captés par 2 ions Ag^+).
d) Pas de réaction : l'argent est placé au-dessus de H2, il n'est pas attaqué par l'acide chlorhydrique.
3Exercice 3
On plonge une lame de zinc dans une solution bleue de sulfate de cuivre. Au bout d'un moment, la solution est devenue incolore et un dépôt rouge recouvre la lame.
a) Explique la décoloration de la solution.
b) Comment prouver la présence d'ions Zn2+ dans la solution finale ?
c) Écris les demi-équations et l'équation-bilan.
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a) Les ions Cu2+, responsables de la couleur bleue, sont consommés : ils se transforment en cuivre métallique. Les ions Zn2+ formés sont incolores.
b) On prélève un peu de solution et on ajoute de la soude : il se forme un précipité blanc d'hydroxyde de zinc, qui se redissout dans un excès de soude.
c) Oxydation : Zn → Zn2+ + 2e^-. Réduction : Cu2+ + 2e^- → Cu. Bilan : Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu.
4Exercice 4
Écris l'équation-bilan de la réaction entre l'aluminium et l'acide chlorhydrique, à partir des demi-équations des couples Al3+/Al et H3O^+/H2.
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Oxydation : Al → Al3+ + 3e^- (× 2). Réduction : 2H3O^+ + 2e^- → H2 + 2H2O (× 3). On échange ainsi 6 électrons.
Bilan : 2Al + 6H3O^+ → 2Al3+ + 3H2 + 6H2O.
Vérification des charges : à gauche +6 ; à droite 2 × (+3) = +6.
5Exercice 5
(Type BEPC) Ousmane introduit 1,3 g de poudre de zinc dans une solution de sulfate de cuivre en excès. On donne : Zn = 65 ; Cu = 63,5 ; Vm = 22,4 L/mol.
a) Écris l'équation-bilan de la réaction. Quel est l'oxydant ? Quel est le réducteur ?
b) Calcule la masse de cuivre formé.
c) Dans une autre expérience, il fait réagir 1,3 g de zinc avec de l'acide chlorhydrique en excès. Écris l'équation-bilan et calcule le volume de dihydrogène dégagé.
d) Pourquoi le cuivre obtenu à la question b) ne réagirait-il pas avec l'acide chlorhydrique ?
Voir le corrigéCacher le corrigé
a) Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu. L'oxydant est Cu2+, le réducteur est Zn.
b) n(Zn) = 1,365 = 0,020 mol. D'après l'équation, n(Cu) = n(Zn) = 0,020 mol. m(Cu) = 0,020 × 63,5 = 1,27 g.
c) Zn + 2H3O^+ → Zn2+ + H2 + 2H2O. n(H2) = n(Zn) = 0,020 mol ; V(H2) = 0,020 × 22,4 = 0,448 L, soit 448 mL.
d) Dans la classification, le couple Cu2+/Cu est placé au-dessus du couple H3O^+/H2 : l'ion H3O^+ est un oxydant trop faible pour oxyder le cuivre.
Cherche d’abord seul, sur ton cahier, puis ouvre le corrigé pour comparer.
6Je vérifie
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