TP n°2 : Réactions d’oxydo-réduction Pour chaque réaction ci-dessous : -

TP n°2 : Réactions d’oxydo-réduction

- Mettre en œuvre le protocole

- Faire un schéma sur lequel seront notées les observations - Interpréter la réaction en :

o Identifier les couples mis en jeu

o Recopier les couples intervenant dans la réaction et souligner dans chaque couple l’espèce chimique qui réagit

o Etablir la demi-équation correspondant à l’oxydation o Etablir la demi-équation correspondant à la réduction

o En déduire l’équation qui correspond au bilan global de la réaction

Couples mis en jeu :

Fe²⁺(aq)/Fe(s)

Fe³⁺(aq)/Fe²⁺(aq)

Mg²⁺(aq)/Mg(s)

MnO4-

(aq)/Mn²⁺(aq)

S4O62-

(aq)/ S2O32- (aq)

S2O32- (aq)/ S(s)

I2 (aq)/I^-(aq)

H⁺(aq)/H2 (g)

H2O2 (aq)/H2O(l)

O2(g)/H2O2 (aq)

Indications : couleurs de certaines espèces chimiques en solution aqueuse :

MnO4-

(aq) Violets S2O32-

(aq) Incolore I2 (aq) Jaune à brun -rouge

Mn²⁺(aq) Incolore S4O62-

(aq) Incolore I^-(aq) Légèrement jaunâtre

Fe³⁺(aq) Orange H2O2 (aq) Incolore Mg²⁺(aq) Incolore

Fe²⁺(aq) Jaunâtre H⁺(aq) Incolore

I. Réaction entre une solution de permanganate de potassium et une solution de sulfate de fer II :

- Prélever environ 2mL de solution de permanganate de potassium dans un tube à essais - Ajouter environ 2mL de solution de sulfate de fer II

MnO4-/Mn²⁺ 𝑀𝑛𝑂₄⁻_𝑎𝑞 + 8𝐻_𝑎𝑞⁺ + 5𝑒⁻ = 𝑀𝑛_𝑎𝑞²⁺+ 4 𝐻₂𝑂_(𝑙) x1

Fe³⁺/Fe²⁺ 𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ = 𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺ + 𝑒⁻ x5

Bilan 𝑀𝑛𝑂₄⁻_𝑎𝑞 + 8𝐻_𝑎𝑞⁺ + 5𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ = 𝑀𝑛_𝑎𝑞²⁺+ 4 𝐻₂𝑂_(𝑙)+ 5𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺

Solution orange

(𝐾_𝑎𝑞⁺ +𝑀𝑛𝑂₄⁻_𝑎𝑞) (𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺+ 𝑆𝑂₄²⁻_𝑎𝑞)

II. Réaction entre le peroxyde d’hydrogène H2O2 et les ions Iodures I^-

- Prélever environ 2mL de solution de peroxyde d’hydrogène dans un tube à essais - Ajouter environ 2mL de solution d’iodure de potassium

𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 /𝐻₂𝑂_(𝑙) 𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 + 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝑒⁻ = 2 𝐻₂𝑂_(𝑙) 𝐼_2𝑎𝑞/𝐼_𝑎𝑞⁻ 2 𝐼_𝑎𝑞⁻ = 𝐼_2𝑎𝑞+ 2 𝑒⁻

Bilan 𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 + 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝐼_𝑎𝑞⁻ = 2 𝐻₂𝑂_(𝑙)+𝐼_2𝑎𝑞

III. Dismutation des ions S2O32-

(aq) en milieu acide

- Prélever environ 4mL de solution de thiosulfate de sodium dans un tube à essais - Ajouter environ 2mL de solution d’acide chlorhydrique

Remarque : au cours de la réaction, les ions S2O32- sont à la fois réduits et oxydés ; on parle de « dismutation ».

𝑆₂𝑂₃²⁻_𝑎𝑞/𝑆_(𝑠) 𝑆₂𝑂₃²⁻_𝑎𝑞 + 6 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 4 𝑒⁻ = 2 𝑆_(𝑠)+ 3 𝐻₂𝑂_(𝑙) x1 𝑆₄𝑂₆²⁻_𝑎𝑞/𝑆₂𝑂₃²⁻_𝑎𝑞 2 𝑆₂𝑂₃²⁻_𝑎𝑞 = 𝑆₄𝑂₆²⁻_𝑎𝑞 + 2 𝑒⁻ x2 Bilan 5 𝑆₂𝑂₃²⁻_𝑎𝑞+ 6 𝐻_𝑎𝑞⁺ = 2 𝑆_(𝑠)+ 3 𝐻₂𝑂_(𝑙)+ 2 𝑆₄𝑂₆²⁻_𝑎𝑞

IV. Réaction entre le métal magnésium et une solution d’acide chlrohydrique (H⁺(aq) + Cl^-(aq))

- Placer 2 cm de ruban de magnésium dans un tube à essais - Ajouter 3 mL d’acide chlorhydrique

Solution jaune

𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 (𝐾_𝑎𝑞⁺ + 𝐼_𝑎𝑞⁻ )

Solution trouble (poudre jauneâtre formée)

𝑆₂𝑂₃²⁻_𝑎𝑞

(𝐻_𝑎𝑞⁺ + 𝐶𝑙_𝑎𝑞⁻ )

𝐻_𝑎𝑞⁺ /𝐻_2𝑔 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝑒⁻ = 𝐻_2𝑔 𝑀𝑔_𝑎𝑞²⁺/𝑀𝑔_(𝑠) 𝑀𝑔_(𝑠) = 𝑀𝑔_𝑎𝑞²⁺+ 2 𝑒⁻

Bilan 𝑀𝑔_(𝑠)+ 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ = 𝑀𝑔_𝑎𝑞²⁺+ 𝐻_2𝑔

V. Réaction entre les le peroxyde d’hydrogène et les ions fer III - Prélever dans un bécher 20mL d’eau oxygénée

- Ajouter 10mL de solution de chlorure de fer III

1^ère réaction :

𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺/𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ 𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺+ 𝑒⁻= 𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ x2 𝑂_2𝑔/𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 = 𝑂_2𝑔+ 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝑒⁻ x1 Bilan 𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 + 2 𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺ = 𝑂_2𝑔+ 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺

2^ème réaction :

𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 /𝐻₂𝑂_(𝑙) 𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 + 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝑒⁻ = 2 𝐻₂𝑂_(𝑙) x1 𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺/𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ 𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ = 𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺ + 𝑒⁻ x2 Bilan 𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞 + 2 𝐻_𝑎𝑞⁺ + 2 𝐹𝑒_𝑎𝑞²⁺ = 2 𝐻₂𝑂_(𝑙)+ 2 𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺

Dégagement gazeux Mg a disparu

Métal Mg(s)

(𝐻_𝑎𝑞⁺ + 𝐶𝑙_𝑎𝑞⁻ )

Solution brune + dégagement de gaz

𝐻₂𝑂_2𝑎𝑞

(𝐹𝑒_𝑎𝑞³⁺)

Solution orange

𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑖𝑜𝑛 𝑏𝑟𝑢𝑛𝑒

Matériel :

- 500mL Solution de KMnO4 0,01 mol.L^-1 - 500mL Solution de Fe²⁺ 0,1 mol.L^-1 - 1L Eau oxygénée 10 volumes - 500mL Iodure de potassium 0,1 mol.L^-1 - 500mL thiosulfate de sodium 0,1 mol.L^-1

- 500 mL HCl 1 mol.L^-1

- 500 mL Chlorure de fer III 0,1 mol.L^-1 - Magnésium (ruban)