I. Principes de réactions rédox Il y a plusieurs types de réactions chimiques déjà utilisées telles que la réaction de synthèse, la réaction de déplacement, la réaction de décomposition. En

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I. Principes de réactions rédox

Il y a plusieurs types de réactions chimiques déjà utilisées telles que la réaction de synthèse, la réaction de déplacement, la réaction de décomposition. En considérant les nombres d’oxydation des éléments dans ces réactions, on a vu que dans certaines réactions n’ont pas de variation des nombres d’oxydation, mais dans certaines d’autres possèdent la variation de quelques éléments dans la réaction. Le changement des nombres d’oxydation des éléments dans la réaction peut étudier dans les expériences suivantes :

Activité : Expérience des réactions entre les métaux et les solutions des ions métalliques.

1) Mettre dans chacun des deux bécher, 25 cm³ de la solution de CuSO4 à 1 mol/dm³, observer la couleur de la solution.

2) Plongerune lame de zinc métal de 0,5 cm  7 cm et une lame de cuivre métal de même taille dans les béchers n°1 et n°2 et observer le changement qui se produit, s’il y a des dépôts sur les métaux, enlever-les à l’aide de l’agitateur en verre et observer la surface des métaux.

3) Refaire les mêmes expériences que l’étape 1) et 2) mais cette fois remplacer la solution de CuSO4 par ZnSO4 à 1 mol/dm³.

Figure 20.1 Expérience de la réaction entre les métaux et les solutions des ions métalliques

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Lorsqu’on immergela lame de zinc métal dans la solution de ZnSO₄qui contient des ions Zn²⁺ et SO²₄^ et la lame de cuivre métal dans la solution de CuSO4qui contient des ions Cu²⁺ et SO²4^, c’est donc l’immerge des métaux dans les solutions qui contiennent leurs ions. Le résultat de l’expérience montre qu’il n’y a pas de changement, c’est-à-dire la réaction ne se produit pas.

Lorsqu’on immerge du métal dans la solution contenant des ions métalliques différents de ce métal tel que : on immerge du zinc métal dans la solution de CuSO₄qui contient des ions Cu²⁺ de couleur bleue et SO²₄^ incolore, au bout de quelques secondes on observe alors sur la partie de zinc immergée dans la solution,un dépôt brun rouge. Àl’aide de l’agitateur en verre, enlevé le dépôt brun rouge, on observe que la surface de la partie de zinc immergé est corrodée et mince parce que le zinc métal perd des électrons et se transforme en ion Zn²⁺ selon la demi-équation électronique suivante :

Zn^(s)  Zn^2+(aq) + 2 e^ (1)

Tandis que le dépôt brun rouge lié à la surface du zinc métal est le cuivre métal formé par Cu²⁺ dans la solution qui reçoit des électrons du zinc métal.En plus, si on immerge la lame de zinc métal dans la solution de CuSO₄ pendant une durée suffisamment, on observe la décoloration de la couleur bleue de la solution, c’est-à-dire que la quantité de Cu²⁺ dans la solution diminue. Les ions cuivre Cu2+

ont réagi selon la demi-équation électronique suivante : Cu^{2+ (aq)} + 2 e^ Cu ^(s) (2)

(1) l’immerge immédiatement (2) laisser immerger un certain temps

Considéré les équations (1) et (2), on observe qu’il y a de transfert d’électrons tel que le zinc métal perd des électrons et Cu²⁺ gagne des électrons. De plus le nombre d’oxydation des produits est différent de celui des réactifs. Dans la réaction au cours de laquelle un élément perd des électrons et son nombre d’oxydation augmente subit une réaction d’oxydation. Tandis que la réaction au cours de laquelle un élément gagne des électrons et son nombre d’oxydation

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diminue subit une réaction deréduction. La réaction d’oxydation et la réaction de réduction sont des demi-réactions, en additionnant ces deux demi-réactions, on obtient une réaction rédox (ou réaction d’oxydation-réduction). Donc la superposition des deux demi-équations (1) et (2) est l’équation d’oxydoréduction suivante :

Zn^(s) +Cu^2+(aq)Zn^2+(aq) + Cu^(s)

Dans la réaction rédox, la substance qui gagne des électrons et son nombre d’oxydation diminue, est nommée oxydant et la substance qui perd des électrons et son nombre d’oxydation augmente, est nommée réducteur. Donc, dans le système où le zinc métal est immergé dans la solution de CuSO4, le zinc métal perd des électrons et se transforme en Zn²⁺, le zinc métal est le réducteur, tandis que Cu²⁺ dans la solution gagne des électrons et se transforme en Cu, Cu²⁺ est l’oxydant.

II. Utilisation du principe de réaction rédox

Une application directe de la réaction rédox est le phénomène des piles et des batteries utilisé dans la quotidienne. Puisque les réactions dans les piles et les batteries peuvent produire de l’énergie électrique, on les appelle électrochimie.

On distingue deux types d’électrochimie : la pile galvanique et la pile électrolytique.

- La pile galvanique est la transformation d’énergie chimique en énergie électrique.

- la pile électrolytiqueest un processus d’échange au cours duquel l’énergie électrique est transformée en énergie chimique.

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1. Quelles sont les réactions rédox parmi les réactions ci-dessous ? a) 2 HCℓ^(aq) + Na2CO3(aq)  2 NaCℓ^(aq) + H2O(ℓ) + CO2(g)

b) 2 HCℓ^(aq) + Na2S2O3(aq)  2 NaCℓ^(aq) + SO2(g) + H2O(ℓ) + S^(s) c) HCO^₃^(aq) + OH^(aq)  H2O(ℓ) + CO₃^2(aq)

d) N2H4(aq) + O2(g)  N2(g) + 2 H2O(ℓ)

e) Cr2O²₇^{ (aq)} + 2 OH^{ (aq)}  2 CrO²₄^{ (aq)} + H2O(ℓ)

2. Écrire la demi-réaction d’oxydation et la demi-réaction de réduction des réactions rédox ci-dessous en indiquant l’oxydant et le réducteur.

a) Cu^(s) + 2 Ag^+(aq)  Cu^2+(aq) + 2 Ag^(s) b) 2 Aℓ(s) +6H⁺(aq)  2 Aℓ³⁺(aq) + 3 H₂(g)

c) Mg^(s) +Cℓ2(g)  Mg^2+(aq) + 2 Cℓ^(aq)

3. En plongeant un fil de chrome dans une solution diluée d’acide chlorhydrique, on trouve que la solutionchange d’incoloreen bleue et un gaz se produit.

a) Écrire les demi-réactions d’oxydation et de réduction, la réaction rédox et indiquer l’oxydant et le réducteur.

b) Entre les ions H⁺ et Cr³⁺, lequel de ces deux ions gagne mieux d’électrons ?

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