On plonge une lame d’aluminium Al dans une solution de sulfate de cuivre SO₄Cu (couleur bleue SO₄^2– + Cu²⁺).

Observations :

L’aluminium est attaqué, et on observe un dépôt de cuivre sur la lame d’aluminium. On observe aussi que la couleur bleue du sulfate ce cuivre disparaît progressivement.

Interprétation :

Établir les demi-équations, déterminer l’oxydation et la réduction. Établir l’équation bilan de la réaction.

Oxydation : Al est oxydé.

sa demi équation Al --> Al³⁺ + 3e^–

Réducteur : L’aluminium Al, le réducteur subit l’oxydation.

Réduction de l’ion cuivre en cuivre métal. sa demi équation Cu²⁺ + 2e^– --> Cu

Oxydant : l’ion cuivre Cu²⁺, l’oxydant subit la réduction.

Équation bilan la somme des deux demi-équations :

(×2) Al --> Al³⁺ + 3e^–

(×3) Cu²⁺ + 2e^– --> Cu

2Al + 3Cu²⁺ + 6e^– --> 2Al³⁺ + 6e^– + 3Cu

les 6e^– de chaque coté s’annulent et on obtient

2Al + 3Cu²⁺ --> 2Al³⁺ + 3Cu.

Autre exemple de réaction d' oxydo réduction

Une solution aqueuse d’ions cuivriques (Cu²⁺) est bleue. Si l’on y ajoute de la limaille de fer (Fe), on constate que la couleur bleue disparaît : les ions Cu²⁺ ont réagi.

En outre, il se forme des ions Fe²⁺ dans la solution, ceci est mis en évidence par le précipité verdâtre qu’ils forment en présence de soude. On remarque également que le fer est recouvert d’un dépôt rouge. Il y a en effet formation de cuivre métallique Cu.

La réaction a pour bilan :

Fe + Cu²⁺ --> Fe²⁺+ Cu

Le fer a été oxydé par les ions Cu²⁺. Les ions Cu²⁺ ont été réduits par le fer.

La réaction ci-dessus est donc une réaction d’oxydo réduction.

La réaction est en fait le bilan des deux demi-réactions suivantes :

oxydation : Fe --> Fe²⁺ + 2 e^–

réduction : Cu²⁺ + 2 e^– --> Cu

Ainsi, l’oxydation d’un corps correspond à une perte d’électrons et la réduction correspond à un gain d’électrons. Un oxydant (ici, les ions Cu²⁺) est une substance susceptible de capter un ou plusieurs électrons. Un réducteur (ici, Fe) donne facilement un ou plusieurs électrons.

Exercices D’ OXYDOREDUCTION

1. Trouvez les réactions d’oxydation et les réactions de réduction :

a. 2I^– --> I₂ + 2 e^–

b. Na⁺ + e^– --> Na

c. Al --> Al³⁺ + 3e^–

d. Br₂ + 2e^– --> 2Br^–

2. Reconstituer les couples oxydant/réducteur et les demi-réactions :

Ag⁺, H₂, Sn²⁺, Fe, Ag, NO, Al, Cl₂, H⁺, Zn, Fe²⁺, NO₃^–, Cl^–, Sn, Zn²⁺, Al³⁺

3. Un clou de masse 500 mg est plongé dans 50 mL d’acide chlorhydrique à 0,1 mol.L^–1.

a. Écrire l’équation bilan de la réaction.

b. Calculer le volume de dihydrogène dégagé, lorsque tout le clou à été oxydé.

c. Calculer la concentration de toutes les espèces ioniques présentes dans la solution en fin de réaction.

4. En utilisant le tableau de classement des couples oxydo-réducteur, justifier de l’action de l’acide chlorhydrique sur le fer et sur le cuivre. Écrire les réactions.

5. On constitue une pile avec deux électrodes de platine plongeant, la première dans une solution acidifiée contenant des ions I– et la deuxième dans une solution contenant des ions en solution acides Cr₂O₇^2–. On a :

On a E°(I₂/I^–) = 0,54 V et E°(Cr₂O₇^2–,Cr³⁺) = 1,33 V.

Donner l’équation bilan de ce qu’il se passe.

6.

a. Comment constituer une pile faisant intervenir les couples Cu²⁺/Cu et Ni²⁺/Ni ?

b. Quel pôle est le pôle positif de la pile ? que vaut sa f.e.m ?

On donne les valeurs des potentiels normaux :

E°(Cu²⁺/Cu) = 0,34V

E°(Ni²⁺/Ni) = –0,23V

c. Comment la masse de l’électrode négative varie-t-elle lorsque la pile débite un courant de 10mA pendant 2 heures ?