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Activité
①
OBJECTIFS Faire la différence entre oxydant, réducteur, oxydation et réduction. Ecrire une demi-équation d’oxydo-réduction et du couple correspondant.
1- Oxydant et Réducteur
1-1 Définition d’un oxydant
Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs
électrons. Les oxydants sont utilisés couramment comme désinfectants ou comme antiseptiques.
Le diiode (I2) dans la bétadine ; Le dichlore (Cl2) ; Le péroxyde d’hydrogène (H2O2) dont la solution
aqueuse est appelée eau oxygénée ; Les ions permanganate (MnO4-) dans la liqueur de Dakin ; L’ion
hypochlorite (ClO-) dans l’eau de javel.
1-2 Définition d’un réducteur
Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs
électrons. Les aliments et les boissons contiennent naturellement ou par apport extérieur des réducteurs
assurant leur conservations : Les « antioxygènes » codés entre E300 et E321 comme la vitamine C ou
acide ascorbique E300 ou encore la vitamine E E307 ; L’ion nitrite (nitrite de sodium E250) ; Le
dioxyde de soufre (SO2), ajouté au vin pour contrôler sa fermentation.
Remarque : les oxydants et les réducteurs peuvent être des atomes, des molécules ou des ions.
2- Couples oxydant/réducteur
Un couple oxydant /réducteur est l’ensemble d’un oxydant et d’un réducteur
succeptible de s’échanger un ou plusieurs électrons selon la demi équation
d’oxydo-réduction :
Le couple s’écrit :
3-1 Cas de couples simples
Couples oxydo-réducteur Ecriture de la demi-équation
ion métallique/métal
Cu2+/Cu
ion métallique/ion métallique
Fe3+/Fe2+
ion hydrogène/dihydrogène
H+/H2
diiode et ion iodure
I2/I-
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3-2 Cas de couples plus complexes
COMMENT EQUILIBRER UNE REACTION D’OXYDO-REDUCTION COMPLEXE
Article 1 : Ecrire l’ébauche de la demi-réaction sans les coefficients stœchiométriques
Article 2 : Equilibrer les atomes de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur.
Article 3 : Equilibrer les atomes d’oxygène en ajoutant des molécules d’eau H2O.
Article 4 : Equilibrer les atomes d’hydrogène avec les ions H+.
Article 5 : Equilibrer les charges électriques en utilisant des électrons e-.
Exemples : Ecrire les demi-équations pour ces couples rédox complexes.
Couple oxydo-réducteur Ecriture de la demi-équation
MnO4-/Mn2+
PbO2/Pb2+
CH3COOH/C2H5OH
Cr2O72-/Cr3+
CO2/(COOH)2
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Activité
②
OBJECTIFS Ecrire une réaction d’oxydo-réduction entre deux couples rédox. Placer les couples rédox dans une échelle de façon qualitative.
1- Oxydation et réduction
Une oxydation est une perte d’électrons, une réduction est un gain d’électrons
Réduction
Oxydation
2- Réaction d’oxydoréduction
Une réaction d’oxydo-réduction est un transfert d’électons du réducteur d’un
couple oxydant/réducteur à l’oxydant d’un autre couple oxydant/réducteur.
3- Exemples
3-1 Action des ions cuivre II sur le magnésium
On fait réagir le métal magnésium (Mg) sur l’ion cuivre II (Cu2+) ; Il se dépose du cuivre
métallique sur la lame de magnésium.
Les couples rédox mis en jeu sont : Mg2+/Mg et Cu2+/Cu.
Il faut écrire les demi-équations puis l’équation bilan de la réaction.
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3-2 Action des ions argent sur le cuivre métal
On fait réagir le métal cuivre (Cu) sur l’ion argent I (Ag+). ;
Il se dépose de l’argent métallique sur la lame de cuivre.
Les couples rédox mis en jeu sont : Cu2+/Cu et Ag+/Ag.
Il faut écrire les demi-équations puis l’équation bilan de la
réaction.
4- Echelle qualitative rédox
A partir des différentes réactions d’oxydo-réduction entre les différents métaux, on peut effectuer un
classement.
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Activité
③
OBJECTIFS Faire le schéma d’une pile rédox. Ecrire les réactions d’oxydo-réductions aux bornes de la pile.
1- La pile de type Daniell
Une pile est le siège d’une réaction d’oxydo-réduction entre deux
couples rédox. C’est un générateur électrochimique.
Elle convertit de l’énergie chimique en énergie électrique.
Une pile est composée de deux demi-piles reliées par un pont salin.
Chaque demi-pile est constituée du couple oxydo-réducteur. Dans
l’exemple proposé :
Une électrode de cuivre (Cu) dans une solution de Cu2+.
Une électrode de zinc (Zn) dans une solution de Zn2+
Si l’on branche un voltmètre aux bornes de la pile, une tension apparait.
Des électrons sont libérés à l’électrode associée au pôle négatif, cette
électrode est le siège d’une oxydation.
Des électrons sont captés à l’électrode associée au pôle positif, cette électrode
est le siège d’une réduction.
Le pôle négatif de la pile toujours le métal le plus réducteur. Ecriture des réactions aux bornes de la pile : (Couples : Cu2+/Cu et Zn2+/Zn)
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2- Construction de l’échelle des potentiels redox
2-1 L’électrode Normale à Hydrogène (E.N.H.)
C’est une électrode particulière. Cette demi-pile est constituée d’une
électrode de platine et d’hydrogène gazeux, plongé dans une solution
acide à pH = 0.
Sa tension de référence est égal à 0 V.
2-2 Les potentiels standards (E°) des couples rédox
En associant cette demi-pile avec une autre demi-pile on a ainsi
put attribuer un potentiel standard a chaque couple rédox, ce
qui nous a permis de construire l’échelle des potentiels
standard (E°) pour chaque couple.
(Cf : Tableau)
Pour mesurer la différence de potentielle d’une pile, il suffit de faire une
différence entre le E°+ et E°-.
2-3 Mesure de la tension d’une pile en connaissant les potentiels normaux de chaque couple
On réalise la pile suivante :
En s’aidant de la classification des couples rédox,
répondre aux questions suivantes :
1- Ecrire les demi-équations et l’équation rédox de
cette pile.
2- Indiquer les bornes de la pile et le sens des
électrons circulant à l’extérieur de la pile.
3- Mesurer la différence de potentielle de cette pile
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Activité
④
OBJECTIFS Ecrire les réactions rédox mis en jeu et calculer la concentration molaire d’une solution inconnue en tenant compte des coefficients stœchiométriques de l’équation.
1- Dosage par titrage
Au cours d’un titrage d’oxydoréduction, on dose une solution contenant un oxydant par une solution
contenant un réducteur ou le contraire
Généralement, lors d’un titrage d’oxydoréduction,
l’équivalence est marquée par un changement de couleur.
Les solutions utilisées sont généralement colorées.
Exemples :
Permanganate de potassium : solution violette.
Fer II : solution vert clair.
Iode : solution jaune marron.
Dichromate de potassium : solution orange.
Thiosulfate de potassium : solution incolore
2- Exemple : Dosage du dioxyde de soufre
On dose V1 = 10 mL d’une solution de dioxyde de soufre par une solution de
permanganate de potassium de concentration molaire C2 = 0,02 mol.L-1.
L’équivalence est obtenu lorsque la solution titrée vire au rose, pour un volume
V2 = 12,6 mL.
La solution titrante : permanganate de potassium ;
Couple redox : MnO4- / Mn2+
Solution titrée : solution de dioxyde de soufre ;
couple redox : SO42- / SO2
2-1 Equations de la réaction de titrage
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Equivalence et proportions stœchiométriques
A l’équivalence les réactifs sont introduits dans les proportions
stœchiométriques.
Si l’on considère l’équation : a A + b B c C + d D
A et B sont dans les proportions stœchiométriques si :
2-2 Calculer la concentration molaire en dioxyde de soufre
2-3 Calculer la concentration massique en dioxyde de soufre