Réactions d'oxyoréduction, Exercices.

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Exercice 8 page 128	Exercice 16 page 129
Exercice 28 page 131

Pour aller plus loin :

Mots clés :

Oxydant ; réducteur ; réaction d'oxydoréduction ;

oxydé ; réduit ; couple oxydant / réducteur ;

espèces conjuguées ; dismutation ; ...

Identifier un oxydant et un réducteur

On considère les réactions dont les équations sont données ci-dessous :

a)- 2 Fe³⁺ (aq) + 2 I ^–(aq) → 2 Fe²⁺ (aq) + I₂ (aq)

b)- Fe²⁺ (aq) + Ce ⁴⁺(aq) → Fe³⁺ (aq) + Ce³⁺ (aq)

c)- Au³⁺ (aq) + 3 Ag (s) → Au (s) + 3 Ag⁺ (aq)

d)- 2 Fe²⁺ (aq) + S₂O₈^2–(aq) → 2 Fe³⁺ (aq) + 2 SO₄^2–(aq)

Rechercher, parmi les réactifs de ces réactions, l’oxydant et le réducteur.

Comment identifier un oxydant et un réducteur ?

On peut utiliser les demi-équations électroniques du type :

Ox + n e ^– = Red

L’oxydant se trouve du même côté que les électrons.

a)- Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation

électronique

Oxydant

Réducteur

Fe³⁺ + e ^– = Fe²⁺

Fe³⁺

Fe²⁺

2 I^– = I₂ + 2 e ^–

I₂

I ^–

b)- Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation

électronique

Oxydant

Réducteur

Fe²⁺ = Fe³⁺ + e ^–

Fe³⁺

Fe²⁺

Ce⁴⁺ + e ^– = Ce³⁺

Ce⁴⁺

Ce³⁺

c)- Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation

électronique

Oxydant

Réducteur

Au³⁺ + 3 e ^– = Au

Au³⁺

Ag = Ag⁺ + e ^–

Ag⁺

d)- Cette réaction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur :

Demi-équation

électronique

Oxydant

Réducteur

Fe²⁺ = Fe³⁺ + e ^–

Fe³⁺

Fe²⁺

S₂O₈^2– + 2 e ^– = 2 SO₄^2–

S₂O₈^2–

SO₄^2–

1)- Pour montrer que c’est une réaction d’oxydoréduction, on écrit les demi-équations électroniques :

Demi-équation électronique	Oxydant	Réducteur
2 H₂O + 2 e ^– = 2 HO ^– + H₂	H₂O	HO^–
Na = Na⁺ + e^–	Na⁺	Na
2 Na (s) + 2 H₂O (ℓ) → 2 Na⁺ (aq) + 2 HO^– (aq) + H₂ (g)

- Cette réaction met en jeu un transfert d’électrons entre le sodium Na et l’eau H₂O.

2)- Le sodium cède des électrons, c’est le réducteur (le réducteur est oxydé) et

l’eau capte des électrons, c’est l’oxydant (l’oxydant est réduit).

Demi-équation d’oxydoréduction des différents couples :

	Couple	Demi-équation électronique	Oxydant	Réducteur
a)-	Zn²⁺ / Zn	Zn²⁺ + 2 e ^– = Zn	Zn²⁺	Zn
b)-	I₂ / I^–	I₂ + 2 e ^– = 2 I^–	I₂	I^–
c)-	Al³⁺ / Al	Al³⁺ + 3 e ^– = Al	Al³⁺	Al
d)-	Cl₂ / Cl^–	Cl₂ + 2 e ^– = 2 Cl ^–	Cl₂	Cl^–

Reconnaître des couples d’oxydoréduction

Les ions argent Ag⁺ (aq) réagissent avec le plomb métallique pour donner

un dépôt métallique et des ions plomb II Pb²⁺ (aq).

1)- Cette réaction est-elle une réaction d’oxydoréduction ? Justifier.

2)- Quels sont les couples oxydant / réducteur mis en jeu ?

Écrire leurs demi-équations d’oxydoréduction.

3)- Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent. Ont-ils été oxydés ou réduits ?

1)- Cette réaction est une réaction d’oxydoréduction :

- Demi-équation électronique :

Demi-équation électronique	Oxydant	Réducteur
Pb²⁺ + 2 e ^– = Pb	Pb²⁺	Pb
Ag⁺ + e ^– = Ag	Ag⁺	Ag

- Il y a un transfert d’électrons du plomb métal Pb (s) vers les ions argent Ag⁺ (aq).

2)- Couples oxydant-réducteur mis en jeu : Ag⁺ / Ag et Pb²⁺ / Pb.

3)- Oxydant et réducteur mis en jeu :

- L’oxydant mis en jeu est l’ion Ag⁺ (aq).

- Il a été réduit en argent métallique Ag (s).

- Le réducteur est le plomb métal Pb (s).

- Il a été oxydé en ion Pb²⁺ (aq).

Étudier une réaction d’oxydoréduction

Le dichlore Cl₂ (g) peut se préparer au laboratoire, sous la hotte,

en ajoutant, avec précaution, une solution d’acide chlorhydrique,

{H⁺ (aq) + Cl^– (aq)},

à une solution de permanganate de potassium,

{K⁺ (aq) + MnO₄^– (aq)].

1)- Établir l’équation de cette réaction d’oxydoréduction.

2)- Préciser les espèces réduites et les espèces oxydées.

3)- Pourrait-on remplacer la solution d’acide chlorhydrique par une solution de chlorure de sodium ? Expliquer.

Donnée : couple MnO₄^– / Mn²⁺ (aq)

1)- Dans un premier temps, il faut écrire les demi-équations électroniques :

- Il faut trouver les couples oxydant / réducteur qui interviennent :

- Pour l’élément chlore, on passe des ions chlorure Cl ^– (aq) au dichlore Cl₂ (g)

Demi-équation électronique

2 Cl^– = Cl₂ + 2 e ^–

- On donne l’autre couple oxydant réducteur : MnO₄^– / Mn²⁺.

- Il faut écrire la demi-équation électronique.

- Cette opération se fait en plusieurs étapes.

	Demi-équation électronique
Première étape : On écrit le couple oxydant / réducteur	MnO₄^– = Mn²⁺
Deuxième étape : On équilibre l’élément oxygène avec de l’eau	MnO₄^– = Mn²⁺ + 4 H₂O
Troisième étape : On équilibre l’élément hydrogène avec H ⁺ (on travaille en milieu acide)	MnO₄^– + 8 H ⁺ = Mn²⁺ + 4 H₂O
Quatrième étape : On équilibre les charges avec les électrons.	MnO₄^– + 8 H⁺ + 5 e ^– = Mn²⁺ + 4 H₂O

- Équation–bilan de la réaction :

5 ( 2 Cl^– (aq) = Cl₂ (g) + 2 e^– )

2 ( MnO₄^– (aq) + 8 H⁺ (aq) + 5 e ^– = Mn²⁺ (aq) + 4 H₂O (ℓ) )

2 MnO₄^– (aq) + 16 H⁺ (aq) + 10 Cl^– (aq) → 2 Mn²⁺ (aq) + 5 Cl₂ (g) + 8 H₂O (ℓ)

2)- L’espèce réduite est l’ion permanganate (l’oxydant a été réduit).

L’espèce oxydée est l’ion chlorure (le réducteur a été oxydé).

3)- On ne peut pas remplacer la solution d’acide chlorhydrique par une solution de chlorure de sodium

car la réaction nécessite la présence des ions hydrogène H⁺ (aq) qui participent à la réaction.

Ces ions sont présents dans la solution d’acide chlorhydrique et absents dans la solution de chlorure de sodium.

Établir l’équation d’une réaction d’oxydoréduction

Établir l’équation de la réaction qui se produit en milieu acide entre :

a)- Le fer métallique et les ions fer III Fe³⁺ (aq) ;

b)- Le diiode I₂ (aq) et le dioxyde de soufre SO₂ (aq) ;

c)- Les ions nitrate NO₃^– (aq) et le zinc métal Zn.

Données :

couples Ox / Red

Fe ³⁺ (aq) / Fe²⁺ (aq) ; Fe²⁺ (aq) / Fe (s) ; I₂ (aq) / I^– (aq) ;

NO₃^– (aq) / NO (g) ; SO₄^2– (aq) / SO₂ (aq) ; Zn²⁺ (aq) / Zn (s)

	Couples	Équation bilan
a)-	Fe³⁺ / Fe²⁺ Fe²⁺ / Fe	Fe (s) + 2 Fe³⁺ (aq) → Fe²⁺ (aq)
b)-	I₂ / I ^– SO₄^2– / SO₂	I₂ (aq) + 2 e ^– = 2 I^– (aq)
		SO₂ (aq) + 2 H₂O (ℓ) = SO₄^2– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 2 e ^–
		I₂ (aq) + SO₂ (aq) + 2 H₂O (ℓ) → 2 I^– (aq) + SO₄^2– (aq) + 4 H⁺ (aq)
c)-	NO₃^– / NO Zn²⁺ / Zn	3 ( Zn (s) = Zn²⁺ (aq) + 2 e ^– )
		2 ( NO₃^– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e ^– = NO (g) + 2 H₂O (ℓ) )
		2 NO₃^– (aq) + 8 H⁺ (aq) + 3 Zn (s) → 2 NO (g) + 4 H₂O (ℓ) + 3 Zn²⁺ (aq)

Gravure à l’eau forte

La gravure à l’eau forte est une méthode de reproduction ancienne.

L’artiste dessine à l’aide d’une pointe en métal sur une plaque de cuivre recouverte de vernis.

Lorsque la gravure est terminée, la plaque est plongée dans une

solution d’acide nitrique, {H⁺ (aq) + NO₃^– (aq)}, anciennement appelée eau forte :

les parties de cuivre non protégées par le vernis sont alors attaquées

par les ions nitrate NO₃^– (aq) et la solution utilisée devient bleue.

1)- La solution :

a)- Pourquoi la solution bleuit-elle ?

b)- Quel est le rôle joué par le cuivre ? A-t-il été oxydé ou réduit ?

c)- Écrire la demi-équation d’oxydoréduction du couple oxydant / réducteur mis en jeu.

2)- L’autre couple :

a)- Quel est le rôle joué par les ions nitrate NO₃^– (aq). Ont-ils été oxydés ou réduits ?

b)- L’espèce conjuguée de l’ion nitrate est le monoxyde d’azote gazeux NO.

Écrire la demi-équation d’oxydoréduction correspondante.

3)- En déduire l’équation de la réaction ayant lieu entre le cuivre et l’acide nitrique.

4)- Pourquoi doit-on utiliser une solution d’acide nitrique et non

une solution de nitrate de potassium {K⁺ (aq) + NO₃^– (aq)} ?

5)- Étude quantitative : On utilise un volume V = 500 mL d’une solution d’acide nitrique de concentration C = 1,0 mol / L.

Lors de la gravure, une masse de cuivre m = 1,5 g est oxydée.

a)- Quelles sont les concentrations finales des ions cuivre II et des ions nitrate dans la solution ?

b)- Quel est le volume de monoxyde d’azote dégagé ?

Données :

Masse molaire du cuivre : M (Cu) = 63,5 g / mol

Volume molaire du gaz : V_m = 24 L / mol

1)- Le cuivre :

a)- Le cuivre métal Cu (s) est oxydé en ions cuivre II Cu²⁺ (aq).

Ces ions formés sont responsables du bleuissement de la solution.

b)- Le cuivre joue le rôle de réducteur, il a été oxydé par les ions nitrate NO₃^– (aq).

c)- Demi-équation :

Cu (s) = Cu²⁺ (aq) + 2 e ^–

2)- Les ions nitrate NO₃^– (aq) :

a)- Les ions nitrate NO₃^– (aq) joue le rôle d’oxydant.

Ils ont été réduits lors de la réaction.

b)- Demi-équation électronique :

2 ( NO₃^– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e ^– = NO (g) + 2 H₂O (ℓ) )

3)- équation bilan de la réaction :

3 ( Cu (s) = Cu²⁺ (aq) + 2 e ^– )

2 ( NO ₃^– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e ^– = NO (g) + 2 H₂O (ℓ) )

2 NO₃^– (aq) + 8 H⁺ (aq) + 3 Cu (s) → 2 NO (g) + 4 H₂O (ℓ) + 3 Cu²⁺ (aq)

4)- On ne peut pas remplacer la solution d’acide nitrique par une solution de nitrate de potassium

car la réaction nécessite la présence des ions hydrogène H⁺ (aq) qui participent à la réaction.

Ces ions sont présents dans la solution d’acide nitrique et absents dans la solution de nitrate de potassium.

5)- étude quantitative :

a)- Concentrations finales :

- Il faut faire un tableau d’avancement de la réaction et déterminer la valeur de l’avancement maximal.

Équation		2 NO₃^– (aq)	+ 8 H⁺ (aq)	+ 3 Cu (s)	→	2 NO (g)	+ 3 Cu²⁺ (aq)	+ 4 H₂O_(ℓ)
État	Avanc.							solvant
É.I (mol)	x = 0	n₁ = C.V	n₂ = C.V			0	0	Excès
É.I (mol)	x = 0	n₁ = 0,50	n₂ = 0,50	n₃ = 0,024		0	0	Excès
Au cours	x	n₁ – 2 x	n₂ – 8 x	n₃ – 3 x		2 x	3 x	Excès
É.F (mol)	x = x_max	n₁ – 2 x_max	n₂ – 8 x_max	n₃ – 3 x_max		2 x_max	3 x_max	Excès
É.F (mol)	x_max = 8,0 × 10^{– 3}	0,48	0,44	0		1,6 × 10^–2	2,4 × 10^–2	Excès

- D’après l’énoncé, le réactif limitant est le cuivre Cu (s).

- On peut le vérifier en faisant les hypothèses suivantes :

- Hypothèse 1 :

- Les ions nitrate constituent le réactif limitant :

- En fin de réaction : n₁ – 2 x_max₁ = 0 => x_max₁ ≈ 0,25 mol

- Hypothèse 2 :

- Les ions hydrogène constituent le réactif limitant :

- En fin de réaction : n₂ – 8 x_max₂ = 0 => x_max₂ ≈ 0,063 mol

- Hypothèse 3 :

- Le cuivre constitue le réactif limitant

- En fin de réaction : n₃ – 3 x_max₃ = 0 => x _max₃ ≈ 0,0080 mol

- Conclusion :

- x_max = x_max3 ≈ 0,0080 mol < x_max2 < x_max1

- C'est bien le cuivre métal le réactif limitant.