Nom : ……………………………….. Prénom : ……………………………………….. Classe : ………………………….

1

Activité

①

OBJECTIFS Faire la différence entre oxydant, réducteur, oxydation et réduction. Ecrire une demi-équation d’oxydo-réduction et du couple correspondant.

1- Oxydant et Réducteur

1-1 Définition d’un oxydant

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs

électrons. Les oxydants sont utilisés couramment comme désinfectants ou comme antiseptiques.

Le diiode (I2) dans la bétadine ; Le dichlore (Cl2) ; Le péroxyde d’hydrogène (H2O2) dont la solution

aqueuse est appelée eau oxygénée ; Les ions permanganate (MnO4-) dans la liqueur de Dakin ; L’ion

hypochlorite (ClO-) dans l’eau de javel.

1-2 Définition d’un réducteur

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs

électrons. Les aliments et les boissons contiennent naturellement ou par apport extérieur des réducteurs

assurant leur conservations : Les « antioxygènes » codés entre E300 et E321 comme la vitamine C ou

acide ascorbique E300 ou encore la vitamine E E307 ; L’ion nitrite (nitrite de sodium E250) ; Le

dioxyde de soufre (SO2), ajouté au vin pour contrôler sa fermentation.

Remarque : les oxydants et les réducteurs peuvent être des atomes, des molécules ou des ions.

2- Couples oxydant/réducteur

Un couple oxydant /réducteur est l’ensemble d’un oxydant et d’un réducteur

succeptible de s’échanger un ou plusieurs électrons selon la demi équation

d’oxydo-réduction :

Le couple s’écrit :

3-1 Cas de couples simples

Couples oxydo-réducteur Ecriture de la demi-équation

ion métallique/métal

Cu2+/Cu

ion métallique/ion métallique

Fe3+/Fe2+

ion hydrogène/dihydrogène

H+/H2

diiode et ion iodure

I2/I-

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2

3-2 Cas de couples plus complexes

COMMENT EQUILIBRER UNE REACTION D’OXYDO-REDUCTION COMPLEXE

Article 1 : Ecrire l’ébauche de la demi-réaction sans les coefficients stœchiométriques

Article 2 : Equilibrer les atomes de l’élément commun à l’oxydant et au réducteur.

Article 3 : Equilibrer les atomes d’oxygène en ajoutant des molécules d’eau H2O.

Article 4 : Equilibrer les atomes d’hydrogène avec les ions H+.

Article 5 : Equilibrer les charges électriques en utilisant des électrons e-.

Exemples : Ecrire les demi-équations pour ces couples rédox complexes.

Couple oxydo-réducteur Ecriture de la demi-équation

MnO4-/Mn2+

PbO2/Pb2+

CH3COOH/C2H5OH

Cr2O72-/Cr3+

CO2/(COOH)2

Nom : ……………………………….. Prénom : ……………………………………….. Classe : ………………………….

3

Activité

②

OBJECTIFS Ecrire une réaction d’oxydo-réduction entre deux couples rédox. Placer les couples rédox dans une échelle de façon qualitative.

1- Oxydation et réduction

Une oxydation est une perte d’électrons, une réduction est un gain d’électrons

Réduction

Oxydation

2- Réaction d’oxydoréduction

Une réaction d’oxydo-réduction est un transfert d’électons du réducteur d’un

couple oxydant/réducteur à l’oxydant d’un autre couple oxydant/réducteur.

3- Exemples

3-1 Action des ions cuivre II sur le magnésium

On fait réagir le métal magnésium (Mg) sur l’ion cuivre II (Cu2+) ; Il se dépose du cuivre

métallique sur la lame de magnésium.

Les couples rédox mis en jeu sont : Mg2+/Mg et Cu2+/Cu.

Il faut écrire les demi-équations puis l’équation bilan de la réaction.

Nom : ……………………………….. Prénom : ……………………………………….. Classe : ………………………….

4

3-2 Action des ions argent sur le cuivre métal

On fait réagir le métal cuivre (Cu) sur l’ion argent I (Ag+). ;

Il se dépose de l’argent métallique sur la lame de cuivre.

Les couples rédox mis en jeu sont : Cu2+/Cu et Ag+/Ag.

Il faut écrire les demi-équations puis l’équation bilan de la

réaction.

4- Echelle qualitative rédox

A partir des différentes réactions d’oxydo-réduction entre les différents métaux, on peut effectuer un

classement.

Nom : ……………………………….. Prénom : ……………………………………….. Classe : ………………………….

5

Activité

③

OBJECTIFS Faire le schéma d’une pile rédox. Ecrire les réactions d’oxydo-réductions aux bornes de la pile.

1- La pile de type Daniell

Une pile est le siège d’une réaction d’oxydo-réduction entre deux

couples rédox. C’est un générateur électrochimique.

Elle convertit de l’énergie chimique en énergie électrique.

Une pile est composée de deux demi-piles reliées par un pont salin.

Chaque demi-pile est constituée du couple oxydo-réducteur. Dans

l’exemple proposé :

Une électrode de cuivre (Cu) dans une solution de Cu2+.

Une électrode de zinc (Zn) dans une solution de Zn2+

Si l’on branche un voltmètre aux bornes de la pile, une tension apparait.

Des électrons sont libérés à l’électrode associée au pôle négatif, cette

électrode est le siège d’une oxydation.

Des électrons sont captés à l’électrode associée au pôle positif, cette électrode

est le siège d’une réduction.

Le pôle négatif de la pile toujours le métal le plus réducteur. Ecriture des réactions aux bornes de la pile : (Couples : Cu2+/Cu et Zn2+/Zn)

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6

2- Construction de l’échelle des potentiels redox

2-1 L’électrode Normale à Hydrogène (E.N.H.)

C’est une électrode particulière. Cette demi-pile est constituée d’une

électrode de platine et d’hydrogène gazeux, plongé dans une solution

acide à pH = 0.

Sa tension de référence est égal à 0 V.

2-2 Les potentiels standards (E°) des couples rédox

En associant cette demi-pile avec une autre demi-pile on a ainsi

put attribuer un potentiel standard a chaque couple rédox, ce

qui nous a permis de construire l’échelle des potentiels

standard (E°) pour chaque couple.

(Cf : Tableau)

Pour mesurer la différence de potentielle d’une pile, il suffit de faire une

différence entre le E°+ et E°-.

2-3 Mesure de la tension d’une pile en connaissant les potentiels normaux de chaque couple

On réalise la pile suivante :

En s’aidant de la classification des couples rédox,

répondre aux questions suivantes :

1- Ecrire les demi-équations et l’équation rédox de

cette pile.

2- Indiquer les bornes de la pile et le sens des

électrons circulant à l’extérieur de la pile.

3- Mesurer la différence de potentielle de cette pile

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7

Activité

④

OBJECTIFS Ecrire les réactions rédox mis en jeu et calculer la concentration molaire d’une solution inconnue en tenant compte des coefficients stœchiométriques de l’équation.

1- Dosage par titrage

Au cours d’un titrage d’oxydoréduction, on dose une solution contenant un oxydant par une solution

contenant un réducteur ou le contraire

Généralement, lors d’un titrage d’oxydoréduction,

l’équivalence est marquée par un changement de couleur.

Les solutions utilisées sont généralement colorées.

Exemples :

Permanganate de potassium : solution violette.

Fer II : solution vert clair.

Iode : solution jaune marron.

Dichromate de potassium : solution orange.

Thiosulfate de potassium : solution incolore

2- Exemple : Dosage du dioxyde de soufre

On dose V1 = 10 mL d’une solution de dioxyde de soufre par une solution de

permanganate de potassium de concentration molaire C2 = 0,02 mol.L-1.

L’équivalence est obtenu lorsque la solution titrée vire au rose, pour un volume

V2 = 12,6 mL.

La solution titrante : permanganate de potassium ;

Couple redox : MnO4- / Mn2+

Solution titrée : solution de dioxyde de soufre ;

couple redox : SO42- / SO2

2-1 Equations de la réaction de titrage

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8

Equivalence et proportions stœchiométriques

A l’équivalence les réactifs sont introduits dans les proportions

stœchiométriques.

Si l’on considère l’équation : a A + b B c C + d D

A et B sont dans les proportions stœchiométriques si :

2-2 Calculer la concentration molaire en dioxyde de soufre

2-3 Calculer la concentration massique en dioxyde de soufre