TROISIEME ANNEE CHIMIE : OXYDOREDUCTION
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COMMENT EQUILIBRERER UNE EQUATION REDOX COMPLEXE ?
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Tawbac.jimdo.com A. EXEMPLES DE REACTIONS SIMPLES
I. OXYDATION DU ZINC PAR LES IONS CUIVRE
L’équation de cette réaction est : Zn + Cu → Cu + Zn 1) Identifier l’oxydant et le réducteur.
2) Calculer la variation du NO du réducteur au cours de son oxydation.
3) Calculer la variation du NO de l’oxydant au cours de la réduction.
4) Conclure CORRIGE :
1) L’oxydant est Cu et le réducteur est Zn.
2) Zn se transforme en Zn . Donc, le nombre d’oxydation passe de 0 à +II : Le NO augmente.
3) Cu se transforme en Cu. Donc, le nombre d’oxydation passe de +II à 0 : Le NO diminue.
4) Au cours de la réaction le NO varie : le NO du réducteur augmente et le NO de l’oxydant diminue.
Dans une réaction d’oxydoréduction, les NO des réactifs (oxydant et réducteur) varient : le NO du réducteur augmente (oxydation) et le NO de l’oxydant diminue (réduction).
B. EXEMPLES DE REACTIONS D’OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE (EN MILIEU ANHYDRE) I. REACTION ENTRE LE FER (Fe) ET LE SOUFRE (S)
ENONCE : Le fer réagit avec le soufre en donnant le sulfure de fer (FeS).
1) Ecrire l’équation de la réaction
2) Calculer la variation du NO du fer dans FeS en sachant que le no (S) = −II.
3) Justifier qu’il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction.
4) Préciser les couples mis en jeu.
CORRIGE :
1) Fe + S ⟶ FeS
2) no (FeS) = no (Fe) + no (S)⟹ no (Fe) = no (FeS) − no (S) = 0 − (−II) = +II.
3) Au cours de cette réaction, le NO du fer passe de 0 à +II et le NO du soufre passe de 0 à –II. Il s’agit d’une réaction au cours de laquelle le NO varie : c’est une réaction d’oxydoréduction.
4) Les couples mis en jeu Au cours de cette réaction sont S FeS⁄ et FeS Fe⁄ . II. REACTION ENTRE LE CARBONE (C) ET L’OXYDE DE CUIVRE (CuO) : ENONCE : On considère les couples suivants : CO ⁄C et CuO Cu⁄
1) Ecrire pour chaque couple, l’équation formelle en milieu acide.
2) En déduire l’équation de la réaction d’oxydation du carbone par l’oxyde de cuivre.
CORRIGE :
1) Pour le couple : CO ⁄C : CO + 4 H + 4 e ⇄ C + 2 H O Pour le couple CuO Cu⁄ : CuO + 2 H + 2 e ⇄ Cu + H O 2) C + 2 CuO ⟶ 2 Cu + CO
III. OXYDATION DE L’ALUMINIUM (Al) PAR L’OXYDE DE FER III (Fe O )
ENONCE : On considère la réaction d’oxydation de l’aluminium par l’oxyde de fer d’équation : 2 Al + Fe O ⟶ 2 Fe + Al O . Ecrire les demi-équations électroniques pour cette équation.
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C. EXEMPLES DE REACTIONS D’OXYDOREDUCTION PAR VOIE HUMIDE (EN MILIEU AQUEUX) I. OXYDATION DES IONS IODURE (I ) PAR LES IONS PEROXODISULFATE (S O )
ENONCE : On considère la réaction d’oxydation des ions iodure par les ions peroxodisulfate d’équation : S O + 2I ⟶ 2 SO + I .
1) Montrer qu’il s’agit d’une réaction redox.
2) Ecrire les symboles des couples mis en jeu.
3) Ecrire les demi-équations électroniques de l’équation.
CORRIGE :
1) Au cours de cette réaction, le n. o(S) = + VII et n. o(S) = + VI ≠ + VII : c’est une réaction d’oxydoréduction.
2) Les couples mis en jeu sont : S O / SO . Encore l’oxydant S O réagit avec les ions I . Donc, I est le réducteur du second couple ; D’où : I /I .
3)
Equation électronique de l’oxydation : 2I ⟶ I + 2 e
Equation électronique de la réduction : S O + 2 e ⟶ 2 SO
Equation bilan de la réaction : S O + 2 I ⟶ I + 2 SO .
II. REACTION ENTRE LES IONS IODURE (I ) ET LE PEROXYDE DE DIHYDROGENE (H O ) EN MILIEU
ACIDE
ENONCE : On se propose d’étudier la réaction entre les ions iodure I et le peroxyde de dihydrogène H O en milieu acide. Les produits de la réaction sont le diiode I et de l’eau H O.
1) Equilibrer l’équation de la réaction
2) Montrer que cette réaction est de type redox.
3) Ecrire l’équation de la demi-réaction (oxydation ou réduction) du couple H O /H O CORRIGE :
1) L’application des lois de conservation des atomes et de la charge donne :
H O + 2 H + 2 I ⟶ I + 2 H O ⟺ H O + 2H O + 2 I ⟶ I + 4 H O
2) Au cours de cette réaction I se transforme en I et H O se transforme en H O. Donc, le NO passe de (-I) à 0. Ce qui correspond à l’oxydation du couple I ⁄I et donc à la réduction du couple
H O /H O
3) Le NO de l’oxygène passe de la valeur –I (peroxyde) à la valeur –II : c’est une réduction du couple H O ⁄H O d’équation générale : a H O + n e + b H ⟶ c H O
Pour équilibrer cette équation, on suit les étapes suivantes :
Equilibre de la charge totale ∶ 0 − n + b = 0 ⟹ b = n Equilibre de lʹélémentH: 2a + b = 2c
Equilibre de lʹélément O ∶ 2a = c On choisit a=1 (par exemple), on obtient c=2 et b=n=2
⟹ H O + 2 e + 2 H ⟶ 2 H O ⟺ H O + 2 e + 2 H O ⟶ 4 H O : Réduction
III. OXYDATION DES IONS FER II (Fe ) PAR LES IONS PERMANGANATE (MnO ) EN MILIEU ACIDE
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DOSAGE MANGANEMETRIQUE DES IONS FER II CONTENUS DANS LE SEL DE MOHR NB : Le sel de Mohr est un solide ionique de formule FeSO , (NH ) SO , 6 H O
1) PRINCIPE
On réalise le dosage des ions Fe ( ) contenus dans 100 mL d’une solution (S1) de sel de Mohr de concentration molaire C , par une solution acidifiée de permanganate de potassium de concentration C = 2,00. 10 mol. L . Les couples redox mis en jeu dans cette réaction sont : MnO ( )⁄Mn ( ) en milieu acide et Fe ( ) Fe ( ) ; Les colorations des ions Fe ( ) et Fe ( ) sont peut intenses pour de telles concentrations, l’ion permanganate MnO ( ) a une intense coloration violette et l’ion manganèse Mn ( )est incolore.
a) Faire le schéma annoté du montage nécessaire au dosage colorimétrique. Préciser les réactifs titrant et titré.
b) Etablir les demi-équations d’oxydoréduction puis l’équation du dosage.
c) L’équivalence est détectée par un changement de teinte. Expliquer comment va varier la couleur de la solution à doser.
d) Démontrer qu’à l’équivalence : C = × ; où V : volume prélevé de S1 V : volume de S2 versé à lʹéquivalence 2) DETERMINATION EXPERIMENTALE DE LA VALEUR DE LA CONCENTRATION C
a) Préparer avec soin un volume V = 10 mL de la solution de sel de Mohr dans le bécher, puis ajouter 20 mL d’eau.
b) Préparer la burette, la remplir de la solution de permanganate de potassium.
c) Préparer l’agitateur magnétique et placer une feuille blanche sous le bécher.
d) Effectuer un premier dosage pour déterminer l’ordre de grandeur (au mL près) du volume V e) Effectuer un second dosage pour déterminer le volume V à la goutte près.
f) Déterminer la concentration molaire C de la solution de sel de Mohr.
CORRIGE : 1) PRINCIPE
a) Schéma : burette graduée, bécher ou erlenmeyer, agitateur magnétique.
Réactif titrant : ion permanganate ; réactif titré : ion fer II b)
Demi-équation de l’oxydation : Fe ⟶ Fe + e
Demi-équation de la réduction : MnO + 8 H + 5 e ⟶ Mn + 4 H O
Equation de la réaction : MnO + 8 H + 5 Fe ⟶ Mn + 5 Fe + 4 H O c)
Avant l’équivalence : la solution a la couleur du réactif en excès (ion fer II) : incolore.
Après l’équivalence : la solution a la couleur du réactif titrant en excès : violette.
d)
2) CALCUL DE C
C = 1,48. 10 mol. L
