Les réactions d'oxydoréduction
Objectifs
À la fin de ce chapitre, vous saurez :
• interpréter l'action d'un acide sur un métal et d'un cation métallique sur un métal par un transfert d'électrons ;
• définir un oxydant, un réducteur, une oxydation, une réduction et une réaction d'oxydoréduction ;
• définir un couple redox et écrire son équation formelle ;
• écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction.
Prérequis : constituants de l'atome ; solutions acides et basiques ; pH ; tests des ions Zn2+, Cu2+, Fe2+ et Fe3+.
Situation de départ
Un bijou en or est rarement fait d'or pur. Comment les bijoutiers vérifient-ils sa teneur en or ? Et comment extrait-on l'or dispersé dans un minerai ?
Autrefois, la photographie argentique reposait aussi sur des réactions où des ions Ag+ deviennent de l'argent métallique.
Toutes ces transformations sont des réactions d'oxydoréduction.
I. Les métaux et leurs ions
Un métal est un corps simple : il conduit bien le courant et la chaleur et possède un éclat particulier, l'éclat métallique. Dans le tableau périodique, les métaux sont à gauche (sauf l'hydrogène).
Au cours d'une réaction, un atome métallique peut céder des électrons et devenir un ion positif (cation) :
Quelques métaux et leurs cations
| Métal | Cation(s) |
|---|---|
| Cu | Cu+, Cu2+ |
| Fe | Fe2+, Fe3+ |
| Zn | Zn2+ |
| Ag | Ag+ |
| Al | Al3+ |
| Pb | Pb2+ |
| Ni | Ni2+ |
| Mg | Mg2+ |
| Au | Au3+ |
II. L'action d'un acide sur un métal
1. Le fer et l'acide sulfurique
On verse 2 mL d'acide sulfurique dilué (environ 0,1 mol.L-1) sur de la limaille de fer :
Observations
- des bulles de gaz se forment ; le gaz brûle avec une petite détonation : c'est du dihydrogène H2 ;
- le pH augmente légèrement : des ions H3O+ sont consommés ;
- le filtrat donne avec la soude un précipité vert : il contient des ions Fe2+.
Les charges positives d'un atome sont dans son noyau, qui ne change pas au cours d'une réaction chimique : ce sont des électrons qui ont été transférés du fer aux ions H3O+. On l'écrit avec deux demi-équations :
- Fe (sd) Fe2+ + 2 e-le fer perd 2 électrons ;
- 2 H3O+ + 2 e- H2 (g) + 2 H2Oles ions hydronium gagnent des électrons.
En additionnant les deux demi-équations, les électrons disparaissent et l'on retrouve l'équation de la réaction. Les électrons n'existent pas libres en solution : le fer ne cède ses électrons que si des ions H3O+ sont là pour les capter.
2. Le zinc et l'acide chlorhydrique
Avec de la grenaille de zinc et de l'acide chlorhydrique dilué, on observe aussi un dégagement de dihydrogène et une légère hausse du pH ; le filtrat donne avec la soude un précipité blanc gélatineux : il contient des ions Zn2+.
Les ions Cl- sont spectateurs.
Le métal qui cède des électrons est un réducteur ; l'ion H3O+ qui capte des électrons est un oxydant.
III. L'action d'un cation métallique sur un métal
1. Les ions cuivre (II) et le fer
On fait passer lentement une solution bleue de sulfate de cuivre (II) à travers de la limaille de fer :
Observations
- le filtrat est presque incolore : les ions Cu2+ ont disparu ;
- un dépôt rouge de cuivre métallique recouvre le fer ;
- le filtrat donne avec la soude un précipité vert : il contient des ions Fe2+.
Le fer est le réducteur, l'ion Cu2+ est l'oxydant.
2. Les ions argent et le cuivre
On plonge un fil de cuivre bien décapé, enroulé en spirale, dans une solution de nitrate d'argent à 0,1 mol.L-1 environ.
Au bout de quelques minutes, le fil se couvre d'un dépôt gris d'argent et la solution, d'abord incolore, devient bleue (ions Cu2+) : c'est l'« arbre d'argent ».
Ici, le cuivre est le réducteur et l'ion Ag+ est l'oxydant.
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