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Chapitre 9: Oxydoréduction 1.Mise en évidence

Manipulation

Mode opératoire: Mettre un peu de grenaille de zinc dans une solution de sulfate de cuivre. Après quelques minutes, tester la solution avec une solution d’hydroxyde de sodium.

Observation: On observe un dépôt noir/brun sur le zinc et la solution passe du bleu à l’incolore. Cette solution donne un précipité blanc lors de l’addition des ions

hydroxyde (𝐻𝑂⁻)

Interprétation: Les ions cuivre (𝑪𝒖^𝟐+) sont consommés (décoloration). Il y a un dépôt brun de métal cuivre Cu sur le zinc. Le métal zinc Zn est passé en ion zinc

(𝒁𝒏^𝟐+)qui donne un précipité blanc d’hydroxyde de zinc (𝒁𝒏(𝑶𝑯)_𝟐) avec les ions hydroxyde.

Il y a eu un échange d’électrons entre le zinc et le cuivre. On peut décomposer cet transformation en deux demi-équations électroniques:

Réduction: 𝑪𝒖^𝟐+ + 𝟐𝒆⁻ = 𝑪𝒖 Oxydation: 𝒁𝒏 = 𝒁𝒏^𝟐+ + 𝟐𝒆⁻

Le bilan des deux demi-équations électroniques donne l’équation d’oxydoréduction:

𝑪𝒖^𝟐+ + 𝒁𝒏 = 𝑪𝒖 + 𝒁𝒏^𝟐+

2. Couples oxydant/réducteur

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou des électron(s).

(Exemple:𝑪𝒖^𝟐+)

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un électron.

(Exemple:𝑪𝒖)

𝑪𝒖^𝟐+/ 𝑪𝒖 est un couple oxydant/réducteur 3.Classification électrochimique

Les pouvoirs oxydant ou réducteur des couples sont classés:

4.Equilibrer une réaction d’oxydoréduction

Exemple de la transformation entre 𝐶𝑟₂𝑂₇²⁻ et le 𝐶𝑙⁻ Les couples ox /réd mis en jeu sont: 𝑪𝒓_𝟐𝑶_𝟕^𝟐−/𝑪𝒓^𝟑+

et 𝑪𝒍_𝟐/𝑪𝒍⁻ 1) On écrit les demi-équations électroniques:

premier couple: 𝑪𝒓_𝟐𝑶_𝟕^𝟐− = 𝑪𝒓^𝟑+

il faut équilibrer les éléments chimiques avec les coefficients stœchiométriques et avec des 𝑯_𝟐𝑶 , 𝑯⁺ou 𝑯𝑶⁻

𝑪𝒓_𝟐𝑶_𝟕^𝟐− + 𝟏𝟒𝑯⁺ = 𝟐𝑪𝒓^𝟑+ + 𝟕𝑯_𝟐𝑶 il faut équilibrer les charges avec les électrons

𝑪𝒓_𝟐𝑶_𝟕^𝟐− + 𝟔𝒆⁻ + 𝟏𝟒𝑯⁺ = 𝟐𝑪𝒓^𝟑+ + 𝟕𝑯_𝟐𝑶

Deuxième couple

𝑪𝒍⁻ = 𝑪𝒍_𝟐

il faut équilibrer les éléments chimiques avec les coefficients stœchiométriques et avec des 𝑯_𝟐𝑶 , 𝑯⁺ou 𝑯𝑶⁻

𝟐𝑪𝒍⁻ = 𝑪𝒍_𝟐

il faut équilibrer les charges avec les électrons 𝟐𝑪𝒍⁻ = 𝑪𝒍_𝟐 + 𝟐𝒆⁻

2) On fait le bilan avec les 2 demi-équations

𝟐𝑪𝒍⁻ = 𝑪𝒍_𝟐 + 𝟐𝒆⁻

𝑪𝒓_𝟐𝑶_𝟕^𝟐− + 𝟔𝒆⁻ + 𝟏𝟒𝑯⁺ = 𝟐𝑪𝒓^𝟑+ + 𝟕𝑯_𝟐𝑶

Il faut autant électrons échangés avec la réduction

qu’avec l’oxydation. Donc on multiplie l’oxydation par 3.

𝟔𝑪𝒍⁻ + 𝑪𝒓_𝟐𝑶_𝟕^𝟐− + 𝟏𝟒𝑯⁺ = 𝟐𝑪𝒓^𝟑+ + 𝟕𝑯_𝟐𝑶 + 𝟑𝑪𝒍_𝟐

X 3

4. Cas de l’eau oxygénée et de l’eau de javel

L’eau oxygénée 𝑯_𝟐𝑶_𝟐 (peroxyde de dihydrogène) peut se comporter comme oxydant et comme réducteur. Elle peut interagir avec elle-même suivant l’équation:

𝑯_𝟐𝑶_𝟐 → 𝐻₂𝑂 + 1

2 𝑂_{2 (𝑔)}

Pour éviter cette réaction il faut stocker L’eau oxygénée dans un flacon non poreux, opaque et dans un endroit frais.

Une eau oxygénée à x volume signifie qu’un litre de solution peut dégager x litre de dioxygène 𝑂_{2 (𝑔)}

L’eau oxygénée du commerce à 10 vol peut servir à

nettoyer une plaie. Celle à 30 vol déteint les cheveux ou les vêtements (attention corrosif). Au-delà il faut prendre des précautions pour manipuler.

L’eau de Javel est une solution d’hypochlorite de

sodium 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶. On l’obtient par dissolution du chlore dans la soude suivant l’équation:

𝐶𝑙_{2 (𝑔)} + 2𝑁𝑎0𝐻 → 𝑵𝒂𝑪𝒍𝑶 + 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻₂𝑂 Au contact des matières organiques, l’eau de Javel oxyde les protéines des cellules bactériennes

entrainant leur destruction.

Le degré chlorométrique d’une eau de Javel est égal au nombre de litre de dichlore gazeux nécessaire à sa fabrication.

Le % chlore actif correspond au nombre de chlore actif dans 100g d’eau de Javel.

5. La pile Daniell

La pile Daniell est une pile mettant en jeu les couples 𝑪𝒖^𝟐+/ 𝑪𝒖 et 𝒁𝒏^𝟐+/ 𝒁𝒏 lors de la réaction

d’oxydoréduction suivante:

𝑪𝒖^𝟐+ + 𝒁𝒏 = 𝑪𝒖 + 𝒁𝒏^𝟐+

Anode Cathode

L’Anode est le siège d’une oxydation.

6. Antioxydants

Pour protéger certains aliments de l’oxydation (oxygène de l’air) on ajoute des antioxydants. Ils permettent de freiner le processus d’oxydation.

Exemples: Acide ascorbique (E300) Vitamine E (E306)

Acide citrique (E330) Acide tartrique (E334)

Exercices doc