Oxydoréduction en solution aqueuse

Chimie - 7 ème année - Ecole Européenne
Chapitre n° 4 : OXYDOREDUCTION EN SOLUTION AQUEUSE
I) Action des ions hydronium sur un métal :
1) Réaction sur le fer :
a) Expérience :
Dans un tube à essai contenant de la poudre
de fer (voir figure), versons 3 cm3 d'une
solution d'acide chlorhydrique molaire.
Nous observons un dégagement
gazeux de dihydrogène qui donne
une petite explosion, produisant un
léger chuintement caractéristique
lorsqu'on approche une flamme.
Prélevons un peu de mélange obtenu (voir figure), et
ajoutons de l'eau pour le diluer, et faire augmenter le pH
(qui est très acide).
Ajoutons, dans la solution limpide ainsi obtenue, un peu
de solution d'hydroxyde de sodium. Un précipité vert
apparaît, mettant en évidence la présence d'ions fer II.
b) Interprétation :
Dans cette expérience on peut considérer que tout se passe comme si des ions
hydronium (H3O+) captaient des électrons (e−) pour former du dihydrogène.
On peut traduire cette réaction par une demi-équation qui met en évidence le rôle des
électrons :
2 H3O+ + 2 e− → H2 (g) + 2 H2O
Le fer métallique a été transformé en ion fer II :
Fe → Fe2+ + 2 e−
c) Equation-bilan :
Les électrons n'existent pas à l'état libre dans l'eau, il y a transfert direct d'électrons du fer
aux ions hydronium.
L'équation-bilan de cette réaction est la somme des deux demi-équations :
2 H3O+ + Fe → Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O
2) Action sur d'autres métaux :
a) Le zinc :
Nous pouvons réaliser le même type d'expérience avec le zinc en poudre (pas trop fine).
Nous observons un dégagement gazeux de dihydrogène (petite explosion à la flamme).
Des ions zinc II se forment, ils donnent un précipité blanc d'hydroxyde de zinc, si nous
ajoutons à la solution quelques gouttes de soude.
On peut écrire :
2 H3O+ + 2 e− → H2 (g) + 2 H2O
Zn → Zn2+ + 2 e−
soit
+
2 H3O + Zn → Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O
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b) Le plomb :
Avec le plomb en grenaille, nous réalisons la même expérience. Nous observons un
dégagement gazeux très faible de dihydrogène (nécessité d'utiliser un bouchon sur le
tube pour accumuler le gaz et obtenir la petite explosion à la flamme).
Des ions plomb II se forment, mais ils réagissent avec les ions chlorure et protègent ainsi
le plomb d'une attaque en profondeur.
Il faut utiliser de l'acide éthanoïque pour pouvoir mettre en évidence la formation des ions
plomb II.
+
On peut écrire :
2 H3O + 2 e− → H2 (g) + 2 H2O
Pb → Pb2+ + 2 e−
soit
+
2 H3O + Pb → Pb2+ + H2 (g) + 2 H2O
c) Le cuivre :
Dans un tube à essai contenant des copeaux de cuivre on verse 3 cm3 d'acide
chlorhydrique ou d'acide sulfurique. Rien ne se produit !
Même en attendant longtemps, une solution normale de chlorure d'hydrogène ou d'acide
sulfurique ne donne pas de réaction.
Les ions hydronium sont sans action sur le cuivre.
3) Conclusion :
Les ions hydronium réagissent sur certains métaux (Zn, Fe, Pb ...) pour donner du
dihydrogène et des ions métalliques.
Les ions hydronium sont sans action sur d'autres métaux comme le cuivre.
II) Réaction entre un ion métallique et un métal :
1) Métaux, ions métalliques :
La structure des solides métalliques peut sembler être la plus simple
à comprendre, puisque chaque nœud du cristal est occupé par un
atome du même métal. En fait seule la mécanique quantique permet
de comprendre la cohésion du cristal métallique.
Dans les métaux, les électrons liants sont distribués ou délocalisés
dans le cristal tout entier (voir figure).
En fait, on peut considérer que dans un cristal métallique, les atomes
constituent un réseau d'ions positifs (cations) baignant dans une mer
d'électrons de valence, délocalisés, qui assurent la cohésion du
cristal.
2) Action du zinc sur les ions cuivre II :
a) Expériences :
Dans un bécher contenant une lame de zinc, versons une solution de sulfate de cuivre.
(voir figure)
La lame de zinc se recouvre
rapidement d'une pellicule
brun-rouge de cuivre sous
forme naissante, et la
solution de sulfate de cuivre
se décolore, ce qui indique la
disparition des ions cuivre II.
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Nous réalisons également une autre expérience : nous plaçons une bourre de coton au
fond d'une ampoule à décanter. Sur le coton, nous déposons un peu de poudre de zinc.
Nous versons alors quelques cm3
de solution de sulfate de cuivre.
(voir figure)
Au bout de quelques instants, la
solution de sulfate de cuivre
commence à s'écouler lentement.
Il se forme, peu à
peu, un dépôt de
cuivre en poudre sur
le zinc (couleur brunrougeâtre), c'est du
cuivre naissant (dont
les atomes sont peu
organisés).
La solution qui tombe dans le bécher
est décolorée.
Nous pouvons montrer que la solution décolorée
contient des ions zinc II, qui donnent un précipité blanc
d'hydroxyde de zinc lorsque nous ajoutons de la soude.
(voir figure)
Les ions cuivre II (Cu2+) se sont transformés en cuivre
métallique (Cu) alors que le métal zinc (Zn) s'est
transformé en zinc II (Zn2+).
b) Interprétation :
Nous dirons qu'il se produit un transfert d'électrons du zinc aux ions cuivre II. D'où :
Pour l'élément cuivre :
Cu2+ + 2 e− → Cu
Pour l'élément zinc :
Zn → Zn2+ + 2 e−
Les électrons n'existant pas à l'état libre dans l'eau, on a en fait :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
La réaction inverse ne se produit pas : le cuivre est sans action sur les ions zinc.
3) Réaction entre les ions argent et le cuivre :
Dans un bécher contenant une lame de cuivre, versons une solution de nitrate d'argent.
(voir figure)
La lame de cuivre se recouvre
rapidement d'une poudre grise
d'argent métallique sous forme
naissante, les ions argent sont
passés sous forme métallique.
Dans le même temps, du cuivre
passe sous forme d'ions cuivre II, la solution se teinte légèrement en bleu.
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Oxydoréduction en solution aqueuse
Nous pouvons mettre en évidence la formation d'ions cuivre II par précipitation.
De l'argent métallique se dépose sur le cuivre :
Ag+ + e− → Ag
Le cuivre métallique s'est transformé en ions cuivre II :
Cu → Cu2+ + 2 e−
On peut résumer les deux demi-équations par une équation bilan :
2 x (Ag+ + e− → Ag)
Cu → Cu2+ + 2 e−
2 Ag+ + Cu → Cu2+ + 2 Ag
4) Réaction entre les ions cuivre et l'argent :
Nous pouvons réaliser l'expérience suivante : dans un tube à essai contenant un fil d'argent
nous versons jusqu'à la moitié du fil, une solution de sulfate de cuivre.
Rien ne se produit !
Les ions cuivre II n'attaquent pas le métal argent.
III) Oxydoréduction :
1) Définition :
Une réaction dans laquelle il y a un transfert d'électrons d'un réactif à un autre est une
réaction d'oxydoréduction.
Au cours de la réaction d'oxydoréduction :
- le réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons
- l'oxydant est une espèce chimique qui capte des électrons.
Exemple : On peut mettre en évidence l'oxydation et la réduction :
ré

d
uc
 ti
o
n
→
2+
Cu + Zn → Cu + Zn2+


 →
oxydation
Dans une réaction d'oxydoréduction, il y a simultanément une oxydation et une réduction.
Le réducteur réduit l'oxydant en s'oxydant et l'oxydant oxyde le réducteur en se réduisant !
2) Couple oxydoréducteur :
Un couple oxydoréducteur est l'ensemble composé d'un oxydant et d'un réducteur, formés à
partir d'un même élément.
Exemple : L'ion cuivre II (Cu2+) et le cuivre (Cu) forme un couple oxydoréducteur qu'on
notera Cu2+/Cu.
Conventionnellement l'oxydant est écrit en premier.
Le passage de l'oxydant au réducteur dépend de la réaction mise en jeu.
La demi-équation montre le rôle des électrons qui transforment l'oxydant en réducteur.
Exemple :
Cu2+ + 2 e− ←


→ Cu
D'une façon générale, on peut écrire :
−
cè
←
d
e
 de
 se

Oxydant + n e− ←


→ Réducteur
 −→
capte des e
Nous avons déjà étudié les couples oxydoréducteurs :
H3O+/H2; Zn2+/Zn; Fe2+/Fe; Cu2+/Cu; Ag+/Ag et Pb2+/Pb
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3) Comparaison des couples :
On a vu que le zinc réduit les ions cuivre II :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu
L'argent ne peut réduire les ions cuivre II (une solution d'ions Cu2+ est sans effet sur l'argent)
Le métal zinc est un réducteur plus fort que le métal argent.
De même, les ions argent oxydent le cuivre :
+
2+
2 Ag + Cu → Cu + 2 Ag
Les ions zinc ne peuvent le faire (une solution d'ions Zn2+ est sans effet sur le cuivre).
Les ions argent sont plus oxydants que les ions zinc.
Dans les couples Zn2+/Zn et Ag+/Ag, le zinc est le réducteur le plus fort associé à l'ion zinc,
oxydant le plus faible.
La force des réducteurs varie en sens inverse de la force des oxydants associés.
4) Sens d'une réaction d'oxydoréduction :
a) Prévision :
On étudie la réaction faisant intervenir les couples Zn2+/Zn et Ag+/Ag. Les résultats des
expériences précédentes suggèrent que les ions argent sont plus oxydants que les ions
zinc et donc que le métal zinc est plus réducteur que le métal argent.
La réaction des ions argent sur le métal zinc doit avoir lieu.
b) Expérience :
Dans un bécher contenant une lame de zinc, versons une solution de nitrate d'argent.
(voir figure)
La lame de zinc se recouvre
rapidement d'une poudre grise
d'argent métallique sous forme
naissante, les ions argent sont
passés sous forme métallique.
Dans le même temps, du zinc
passe sous forme d'ions zinc II que nous pouvons mettre en évidence.
+
2+
Nous pouvons écrire :
2 Ag + Zn → Zn + 2 Ag
La réaction inverse n'a pas du tout lieu comme on peut s'y attendre.
IV) Classification des couples oxydoréducteurs :
1) Généralisation :
Dans une réaction d'oxydoréduction qui fait intervenir deux couples, l'oxydant le plus fort
réagit avec le réducteur le plus fort pour donner le réducteur et l'oxydant les plus faibles :
Oxydant 1 fort + réducteur 2 fort → réducteur 1 faible + oxydant 2 faible
Le sens des réactions d'oxydoréduction nous permet de classer les différents couples
d'oxydoréduction les uns par rapport aux autres.
2) Classification de Zn, Cu et H2 :
a) Classement des réducteurs :
Classons les réducteurs Zn, Cu, H2 en faisant appel aux réactions déjà effectuées :
Cu2+ + Zn → Zn2+ + Cu et 2 H3O+ + Zn → Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O
On obtient le classement :
Cu
H2
Zn
 

 
 
→
pouvoir réducteur croissant
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Oxydoréduction en solution aqueuse
b) Classement des oxydants :
Le pouvoir oxydant varie en sens inverse. On obtient le classement :
Zn2+
H2O+
Cu2+
 



 
→
pouvoir oxydant croissant
3) Place du fer :
On considère les couples Zn2+/Zn; Fe2+/Fe; H3O+/H2.
Dans un bécher contenant une lame de zinc, versons une solution de sulfate de fer.
(voir figure)
Du fer métallique se dépose sur la
lame de zinc. Les ions fer II se
transforment en métal.
Simultanément le zinc a produit
des ions que nous pouvons mettre
en évidence.
Nous pouvons écrire l'équation bilan :
Fe2+ + Zn → Zn2+ + Fe
Le sens de la réaction montre que le zinc est plus réducteur que le fer, et que les ions fer
sont plus oxydants que les ions zinc.
On a vu, par ailleurs, que le fer réagit avec les ions hydronium pour donner du dihydrogène
et des ions fer II. Les ions hydronium sont plus oxydants que les ions fer II.
Les ions fer II étant plus oxydant que les ions zinc, on obtient :
2+
Fe2+ H3O+ Cu2+
Zn
 



 
→
pouvoir oxydant croissant
On a le classement des réducteurs :
Cu
H2
Fe
Zn
 

 
 
→
pouvoir réducteur croissant
On peut vérifier l'ordre ainsi obtenu à travers la réaction suivante (voir figure) :
Dans un bécher contenant un
clou, versons jusqu'à la moitié
du clou, une solution de sulfate
de cuivre.
Du cuivre métallique se dépose
sur le clou qui noircit.
Les ions cuivre II se sont transformés en métal, simultanément le fer a produit des ions.
Nous pouvons écrire :
Cu2+ + Fe → Fe2+ + Cu
Le fer est plus réducteur que le cuivre.
Inversement une lame de cuivre ne produit aucune action sur une solution d'ions fer II.
4) Classification plus complète :
Nous pourrions établir une classification qualitative plus complète, en réalisant différentes
réactions d'oxydoréduction et en vérifiant si elles sont possibles ou non :
pouvoir oxydant croissant
←
 



 

3+
2+
Au Pt Hg2+ Ag+ Cu2+ H3O+ Pb2+ Ni2+ Fe2+ Zn2+
Au Pt Hg Ag Cu H2 Pb Ni Fe Zn
 

 
 
→
pouvoir réducteur croissant
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V) Couple oxydoréducteur, généralisation :
1) Couples du fer :
a) Les ions du fer :
Le fer donne deux types d'ions en solution les ions fer II
(Fe2+) et les ions fer III (Fe3+).
Lorsqu'on verse quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde
de sodium dans une solution d'ions fer III, il se forme un
précipité rouille d'hydroxyde de fer III, Fe(OH)3.
(voir figure)
Si l'on verse quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde de
sodium dans une solution d'ions fer II, il se forme un
précipité vert d'hydroxyde de fer II, Fe(OH)2, qui permet de
caractériser les ions Fe2+.
(voir figure)
b) Couple Fe3+/Fe2+ :
Pour passer d'un ion fer III à un ion fer II il faut un transfert d'électron :


Fe3+ + e− ←
Fe2+


→
Les ions Fe3+ et Fe2+ forment donc un couple oxydoréducteur.
3+
2+
Pour réduire les ions Fe en ions Fe , on peut utiliser un réducteur comme Fe, Cu, Ni,
Pb, etc. Choisissons le fer.
Versons quelques mL d'une solution aqueuse
de chlorure de fer III sur un peu de poudre de
fer et agitons vigoureusement, puis laissons
reposer (voir figure).
Lorsqu'on verse dans le mélange
une solution de soude, il apparaît un
précipité vert qui met en évidence la
2+
présence d'ions fer II (Fe ) et une
absence d'ion fer III (Fe3+).
Au départ, deux couples sont présents dans le tube à essais : le couple Fe3+/Fe2+ et le
couple Fe2+/Fe. Les demi-équations correspondant aux transformations chimiques sont :
2 x (Fe3+ + e− → Fe2+)
Fe → Fe2+ + 2 e−
L'équation-bilan s'écrit :
2 Fe3+ + Fe → 3 Fe2+
2) Réaction entre ions permanganate et ions fer II :
a) Expérience :
Une solution de permanganate de potassium est
constituée d'ions potassium (K+) et d'ions permanganate
(MnO4−) qui donnent à la solution une couleur violette.
Lorsqu'on verse une solution d'ions fer II,
dans une solution acidifiée (voir figure), de
permanganate de potassium, la solution de
permanganate se décolore.
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b) Interprétation :
Si nous versons une solution d'hydroxyde de sodium dans la solution finale contenue
dans le tube à essai, on obtient un précipité rouille caractérisant la présence d'ion fer III.
2+
3+
On a donc :
Fe → Fe + e−
L'espèce formée à partir des ions permanganate (MnO4−) est l'ion manganèse (Mn2+),
comme le montre la solution finale incolore.
Comment tenir compte de la présence d'atomes d'oxygène ?
Nous savons que dans les solutions aqueuses, les molécules d'eau, les ions hydronium et
les ions hydroxyde sont en équilibre selon l'équation bilan :
+
−
2 H2O ←


→ OH + H3O
En solution aqueuse, dans les demi-équations électroniques, les atomes d'hydrogène et
d'oxygène qui existent dans les réactifs et les produits peuvent se retrouver, selon les
conditions expérimentales, dans des molécules d'eau H2O, dans ions hydronium H3O+,
dans des ions hydroxyde OH−.
Nous allons procéder par étapes successives pour équilibrer la demi-équation concernant
le manganèse.
* conservation du manganèse :
MnO4− → Mn2+
* conservation de l'oxygène : MnO4− → Mn2+ + 4 H2O
* conservation de l'hydrogène :
MnO4− + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O
+
* transformation de H en H3O+ :
MnO4− + 8 H+ + 8 H2O → Mn2+ + 4 H2O + 8 H2O
soit
MnO4− + 8 H3O+ → Mn2+ + 12 H2O
* conservation de la charge électrique :
MnO4− + 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O
c) Equation-bilan :
(Fe2+ → Fe3+ + e−) x 5
+ 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O
soit
+
2+
−
MnO4 + 8 H3O + 5 Fe → Mn2+ + 12 H2O + 5 Fe3+
MnO4−
d) Action sur l'éthanol :
On peut aussi utiliser l'action des ions permanganate sur l'éthanol.
A une solution aqueuse contenant de
l'éthanol acidifié par l'acide sulfurique,
on ajoute lentement du permanganate
de potassium (voir figure).
Un papier imbibé de réactif
de Schiff rosit et caractérise
la formation d'un aldéhyde,
l'éthanal (odeur). Un papier
pH, mouillé, rougit et indique
la présence d'acide volatil :
l'acide éthanoïque (odeur).
L'éthanol (C2H5OH) donne l'éthanal (C2H4O) puis l'acide éthanoïque (CH3CO2H).
On peut dire que l'on a deux réactions :
- l'action du couple MnO4−/Mn2+ sur le couple C2H4O/C2H5OH (éthanal/éthanol) et
- l'action du couple MnO4−/Mn2+ sur le couple CH3CO2H/C2H4O (éthanoïque/éthanal).
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On a donc d'une part :
pour le couple MnO4−/Mn2+:
(MnO4− + 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O) x 2
et pour le couple C2H4O/C2H5OH :
(C2H5OH + 2 H2O → C2H4O + 2 H3O+ + 2 e−) x 5
soit l'équation-bilan :
2 MnO4− + 5 C2H5OH + 6 H3O+ → 2 Mn2+ + 5 C2H4O + 14 H2O
et d'autre part :
2+
pour le couple MnO4−/Mn :
(MnO4− + 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O) x 2
et pour le couple CH3CO2H/C2H4O :
+
(C2H4O + 3 H2O → CH3CO2H + 2 H3O + 2 e−) x 5
soit l'équation-bilan :
2 MnO4− + 5 C2H4O + 6 H3O+ → 2 Mn2+ + 5 CH3CO2H + 9 H2O
3) Autres couples :
a) Couple ion bichromate/ion chrome :
2+
On utilise l'action des ions fer II (Fe ) sur les ions bichromate (Cr2O72−).
Lorsqu'on verse une solution d'ions fer II, dans une
solution acidifiée, par de l'acide sulfurique, de bichromate
de potassium, la solution de bichromate, initialement de
couleur orangée (voir figure), se colore en vert, couleur
des ions chrome III (Cr3+).
Un test avec l'hydroxyde de sodium vérifie la
présence des ions fer III en fin de réaction.
Nous allons procéder par étapes pour équilibrer la demi-réaction concernant le chrome :
* conservation du chrome :
Cr2O72− → 2 Cr3+
* conservation de l'oxygène : Cr2O72− → 2 Cr3+ + 7 H2O
* conservation de l'hydrogène :
Cr2O72− + 14 H+ → 2 Cr3+ + 7 H2O
+
+
* transformation de H en H3O :
Cr2O72− + 14 H+ + 14 H2O → 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 H2O
soit
+
3+
2−
Cr2O7 + 14 H3O → 2 Cr + 21 H2O
* conservation de la charge électrique :
Cr2O72− + 14 H3O+ + 6 e− → 2 Cr3+ + 21 H2O
On a d'autre part, en multipliant par 6 la demi-équation concernant le couple Fe3+/Fe2+ :
(Fe2+ → Fe3+ + e−) x 6
soit
+
2+
2−
Cr2O7 + 14 H3O + 6 Fe → 2 Cr3+ + 21 H2O + 6 Fe3+
b) Couple ion nitrate/monoxyde d'azote :
L'ion nitrate NO3− est l'oxydant et le monoxyde d'azote gazeux NO est le réducteur.
Nous voulons réduire les ions NO3− d'une solution d'acide nitrique en gaz NO.
Il faut trouver un réducteur plus fort que NO : le cuivre convient, car, comme nous l'avons
déjà vu, le métal cuivre n'est pas attaqué par les ions H3O+ de la solution d'acide nitrique.
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Oxydoréduction en solution aqueuse
Dans une solution d'acide nitrique très concentrée, déposons quelques copeaux de cuivre
recouverts par un entonnoir renversé (voir figure).
Il se dégage un gaz qui se s'échappe par le
goulot de l'entonnoir et qui est recueilli dans
un tube à essais plein d'eau.
Le gaz recueilli est incolore c'est du
monoxyde d'azote NO.
Lorsqu'on met le monoxyde d'azote au contact de l'air, il se transforme en dioxyde d'azote
NO2, gaz roux, par réaction avec le dioxygène de l'air :
2 NO + O2 → 2 NO2
On peut alors écrire les demi-équations correspondant à chaque couple.
pour le couple NO3−/NO :
(NO3− + 4 H3O+ + 3 e− → NO + 6 H2O) x 2
pour le couple Cu2+/Cu :
(Cu → Cu2+ + 2 e−) x 3
Soit l'équation bilan :
2 NO3− + 8 H3O+ + 3 Cu → 3 Cu2+ + 2 NO + 12 H2O
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A RETENIR
III) Oxydoréduction :
1) Définition :
Une réaction dans laquelle il y a un transfert d'électrons d'un réactif à un autre est une
réaction d'oxydoréduction.
- le réducteur est une espèce chimique qui cède des électrons
- l'oxydant est une espèce chimique qui capte des électrons.
−
cè
←
d
e
 de
 se

Oxydant + n e− ←


→ Réducteur
 −→
capte des e
2) Couple oxydoréducteur :
Un couple d'oxydoréduction est l'ensemble composé d'un oxydant et d'un réducteur, formés
à partir d'un même élément : Oxydant/Réducteur.
II) Classification des couples d'oxydoréduction :
1) Définition :
La force des réducteurs varie en sens inverse de la force des oxydants associés.
Dans une réaction d'oxydoréduction qui fait intervenir deux couples, l'oxydant le plus fort
réagit avec le réducteur le plus fort pour donner le réducteur et l'oxydant les plus faibles :
Oxydant 1 fort + réducteur 2 fort → réducteur 1 faible + oxydant 2 faible
2) En solution aqueuse
En solution aqueuse, dans les demi-équations électroniques, les atomes d'hydrogène et
d'oxygène qui existent dans les réactifs et les produits peuvent se retrouver, selon les
conditions expérimentales, dans des molécules d'eau H2O, dans ions hydronium H3O+, dans
des ions hydroxyde OH−.
Exemple :
MnO4− + 8 H3O+ + 5 e− → Mn2+ + 12 H2O
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Oxydoréduction en solution aqueuse
POUR S'ENTRAÎNER
I) Réaction des ions argent sur l'aluminium
a) On prépare une solution de nitrate d'argent en dissolvant une masse m de cristal de nitrate
d'argent (AgNO3), pur et anhydre, dans 1 L d'eau.
i. Ecrire l'équation de dissolution du cristal.
ii. On fait réagir un volume V = 50 mL de cette solution avec un excès d'une solution de
chlorure de sodium. On obtient une masse m1 = 2,87 g d'un précipité blanc de chlorure
d'argent. Ecrire l'équation de précipitation. Quelle est la concentration C de la solution de
nitrate d'argent ?
iii. Quelle est la masse m de cristal de nitrate d'argent qui a été dissoute ?
b) Dans V' = 150 mL de la solution de nitrate d'argent précédente, on verse m2 = 0,405 g de
poudre d'aluminium.
i. Ecrire les demi-équations puis l'équation bilan de la réaction.
ii. Reste-t-il des ions argent en solution à la fin ? Si oui, calculer leur concentration.
Masses molaires atomiques : MN = 14,0 g.mol−1; MO = 16,0 g.mol−1, MAl = 27,0 g.mol−1,
MCl = 35,5 g.mol−1, MAg = 107,9 g.mol−1.
II) Réaction des ions nickel sur l'aluminium
Un fil d'aluminium est plongé dans un volume V = 250 cm3 d'une solution de sulfate de nickel
(Ni2+, SO42−). Une réaction a lieu.
a) Ecrire les demi-réactions, puis l'équation-bilan de la réaction.
b) Le dépôt métallique obtenu a une masse m = 1,76 g. Quelle est la concentration des ions
Al3+ en fin de réaction ?
c) En déduire la concentration des ions Ni2+ initialement présents.
Masses molaires atomiques : MNi = 58,7 g.mol−1.
III) Protection de la coque d'un bateau
Le contact de la coque métallique d'un bateau avec l'eau saline de mer provoque des
phénomènes de pile qui nuisent à la tenue des métaux.
Pour protéger la coque d'un bateau en fer, on fixe sur cette coque, sous la ligne de flottaison,
des blocs de zinc.
a) Ecrire la demi-équation d'oxydation du zinc en ion zinc II.
b) Une masse mZn = 50 kg de zinc ayant disparu en ∆t = 6 mois, calculer la quantité d'électricité
Q ayant traversé la coque ?
c) En l’absence de protection, le fer s’oxyde en en ions fer II.
Ecrire la demi-equation correspondante. Déterminer la masse de fer qui aurait été oxydée en
ions fer (II) en l'absence de protection (on supposera que la quantité d'électricité ayant
traversé la coque est la même que précédemment).
d) Les ions fer (II) apparaissent sous forme de rouille. Quelle serait alors la masse de rouille
formée ? (On considérera que la formule chimique de la rouille est Fe(OH)2).
Nombre d'Avogadro : NA = 6,02.1023.
Charge élémentaire : e = 1,6.10−19 C.
Masses molaires : MFe = 55,8 g.mol−1; MZn = 65,4 g.mol−1; MO = 16 g.mol−1; MH = 1 g.mol−1.
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Christian BOUVIER

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