En relation avec le TP Chimie N° 08

I- Couples oxydant / réducteur.

1)- Oxydants et réducteurs.

-  Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

-  (Oxydant : gagne)

^-  Exemples du TP :

-  Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.

-  (Réducteur : perd)

^-  Exemples du TP : Cu, Fe , Zn

2)- Couples oxydant / réducteur.

-  Les deux espèces oxydant et réducteur obtenues en passant de l’une à l’autre par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons s’appellent des espèces conjuguées.

-  Elles forment un couple oxydant / réducteur, noté Ox / Red.

^-  Exemples :

-  À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :

-  Ox  +  n e ^–   Red

-  Exemple : Cu²⁺ (aq)  +  2 e ^–    Cu (s)

-  Ceci est une écriture formelle. La double flèche traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions expérimentales.

-  La transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant Ox à son réducteur conjugué Red est une réduction. :

-  Une réduction est un gain d’électrons.

-  La transformation chimique qui correspond au passage du réducteur Red à son oxydant conjugué Ox est une oxydation :

-  Une oxydation est une perte d’électrons.

-  Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

-  En résumé :

3)- Exemples de couples.

a)-  Couples pour les métaux.

-  Les métaux, noté M (s), perdent facilement des électrons : ce sont des réducteurs.

-  Ils donnent des cations qui sont des oxydants.

-  Couple : Mⁿ⁺ (aq) / M (s) et demi-équation électronique associée :

-  Mⁿ⁺ (aq)   +  n e ^–   M (s)

b)-  Couples entre cations métalliques.

-  Exemple : couple : Fe³⁺ (aq) /  Fe²⁺ (aq)   

-  Le cation de plus grande charge est l’oxydant.

c)-  Couple du type I₂ / I^– .

-  Le diiode I₂ peut capter des électrons pour donner des ions iodure I^–.

-  On peut écrire la demi-équation électronique suivante :

d)-  Le couple : H⁺ (aq) / H₂ (g).

-  Le proton solvaté, H ⁺_(aq), est un oxydant qui peut capter un électron pour donner du dihydrogène.

-  Demi-équation électronique : 2 H⁺ (aq)  +  2 e ^–    H₂  (g)

-  Le dihydrogène H₂  (g) est un réducteur.

e)-  Le couple MnO₄ ^– (aq) / Mn ²⁺ (aq).

-  Une solution aqueuse de permanganate de potassium est violette.

-  La coloration de la solution est due à la présence des ions permanganate : MnO₄^– (aq).

-  Cette solution se décolore quand l’ion permanganate se transforme en ion manganèse Mn²⁺ (aq) incolore

-  Application :

-  Écrire la demi-équation électronique du couple MnO₄ ^– (aq) / Mn ²⁺ (aq).

-  Pour ce faire, on utilise une méthode systématique qui comprend plusieurs étapes :

-  Conclusion : l’ion permanganate est un oxydant en milieu acide.

II- Réaction d’oxydoréduction.

1)- Définition.

-  Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs.

-  Elle fait agir l’oxydant d’un couple avec le réducteur d’un autre couple pour donner leurs espèces conjuguées.

-  Exemple :  2 Ag⁺ (aq)  +  Cu (s)  →  2 Ag (s)  +  Cu²⁺ (aq)

-  On peut écrire : Ox₁  +  Red₂  →  Red₁  +  Ox₂

2)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction.

-  Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox₁ et le réducteur Red₂ de deux couples oxydant réducteur Ox₁ / Red₁ et Ox₂ / Red₂.

-  Dans le bilan de la réaction, les électrons ne doivent pas apparaître.

3)- Exemple de réaction d’oxydoréduction.

-  Le diiode I₂ (aq) est réduit par les ions thiosulfate S₂O₃^2– (aq).

-  On obtient les ions iodure I^– (aq) et les ions tétrathionate S₄O₆^2– (aq).

-  Donner les deux couples oxydant / réducteur qui interviennent.

-  Donner les demi-équations électroniques.

-  En déduire l’équation de la réaction.

-  Les couples: I₂ (aq)/ I^– (aq) et S₄O₆^2– (aq)  /  S₂O₃^2– (aq).

-  Les demi-équations électroniques :

-  I₂ (aq)  +  2 e ^–  2 I ^– (aq)

-  S₄O₆^2– (aq)  +  2 e ^–  2  S₂O₃^2– (aq)

-  Équation de la réaction :

III- Applications.

1)- L’eau de Javel :

-  L’eau de Javel est une solution aqueuse. Son pouvoir désinfectant dépend de la valeur de sa concentration en ions hypochlorite.

-  Lorsque celle-ci passe au-dessous d’une certaine valeur, l’eau de Javel n’est plus efficace.

-  Les bidons d’eau de Javel indiquent une date limite d’utilisation.

-  L’ion hypochlorite CℓO^– (aq) est un oxydant. Son réducteur conjugué est l’ion chlorure Cℓ^– (aq)

-  Donner le couple oxydant / réducteur et la demi-équation électronique.

-  Couple oxydant / réducteur :

-  Demi-équation électronique :

-  Les indications du fabricant sont les suivantes :

-  L’Eau de Javel 2,6 % est un produit qui contient 2,6 % de chlore actif (8,5 ° chlorométrique) et désinfecte les locaux, poubelles et matériel en collectivité.

-  Il s’utilise également pour le blanchiment du linge.

-  Le degré chlorométrique correspond au volume de dichlore libéré par un litre de solution au cours de cette transformation à 0 ° C et 1013 hPa.

   (Volume molaire V_m = 22,4 L . mol^–1)

-  Jusqu’à un titre de 5 degrés chlorométriques, les produits chlorés sont des antiseptiques ; au-delà, ce sont des désinfectants.

-  Lorsqu’on verse de l’acide chlorhydrique concentré dans 100 mL de solution d’eau de Javel, il se produit la réaction d’équation :

Cℓ^– (aq) + CℓO^– (aq) + 2 H⁺ (aq) → Cℓ₂ (g) + H₂O (ℓ)

-  La masse de chlore actif indiqué sur l’étiquette correspond à la masse de dichlore libéré au cours de cette transformation pour 100 g de solution.

-  Ainsi, une eau de Javel  à 2,6 % de chlore actif  libère 2,6 g de dichlore au cours de cette transformation pour 100 g de solution.

-  Retrouver le degré chlorométrique de cette eau de Javel

-  Masse de dichlore libérée  par l’eau de Javel  à 2,6 % de chlore actif  :

-  m (Cℓ₂) = 2,6 g

-  Masse molaire du dichlore :

-  M (Cℓ₂) = 71,0 g . mol^–1.

-  Quantité de matière de dichlore libérée :

-   

-  Or n (Cℓ₂) = n (CℓO^–) = 3,7 × 10^–2 mol

-  Concentration en ions hypochlorite de l’eau de Javel  à 2,6 % de chlore actif  :

-  Il faut connaître le volume de la solution.

-  On connaît la masse de la solution m = 100 g et la densité d = 1,038  

-  (ρ_eau = 1,00 g . mL ^–1)

-  Volume V de la solution :

-   

-  Concentration C en ion hypochlorite :

-   

-  Pour 1 L de solution, la quantité de matière en ions hypochlorite et en ions dichlore est la suivante :

-  n (Cℓ₂) = n (CℓO^–) = C . V ≈ 0,38 × 1,0

-  n (Cℓ₂) = n (CℓO^–) ≈ 0,38 mol

-  Volume de dichlore libérée par un litre de solution d’eau de Javel à 2,6 % en chlore actif :

-  V (Cℓ₂) = n (Cℓ₂) . V_m

-  V (Cℓ₂) = 0,38 × 22,4

-  V (Cℓ₂) ≈ 8,5 L

-  Degré chlorométrique de la solution d’eau de Javel à 2,6 % en chlore actif :

-  8,5 °

-  Pictogramme de danger :

-   Mesures de protection individuelle :

-  L’eau de Javel se décompose lentement selon la réaction d’oxydoréduction suivante :

-  Indiquer les couples Ox / Red qui interviennent et donner les demi-équations électroniques.

-  Couple 1 :

-  Demi-équation électronique :

-  Couple 2 :

-   Demi-équation électronique :

-  Retrouver l’équation bilan de la réaction de décomposition de l’eau de Javel :

-  La réaction est lente à température ambiante.

-  L'eau de Javel doit être conservée à l’abri de la lumière dans un emballage opaque et à l'abri de la chaleur pour éviter l'accélération de sa décomposition.

2)- QCM :

Les réactions d’oxydoréduction.

Les oxydants et les réducteurs.

QCM réalisé avec le logiciel Questy

Pour s’auto-évaluer

sous forme de tableau.

3)- Exercices :

 

Exercices : DS 1)-  Exercice 2 page 43 : Identifier des oxydants et des réducteurs. 2)-  Exercice 4 page 43 : Recomposer des couples oxydant /réducteur. 3)-  Exercice 8 page 43 : compléter des demi-équations électroniques. 4)-  Exercice 8 page 43 : Établir des demi-équations électroniques. 5)-  Exercice 11 page 44 : Identifier des couples oxydant / réducteur. 6)-  Exercice 12 page 44 : Établir une réaction d’oxydoréduction. 7)-  Exercice 12 page 45 : Le dioxyde de soufre dans le vin. 8)-  Exercice 22 page 47 : Les propriétés de l’eau oxygénée. DS (30 min) 9)-  Exercice 23 page 47 : L’encre sympathique.