Oxydant, réducteur, oxydation et réduction, couple oxydant/réducteur ; la demi-équation électronique, d’un couple simple ou en milieu acide ; l’équation d’une réaction d’oxydoréduction établie à partir des deux couples ; le transfert d’électrons identifié à partir d’observations ; le suivi d’une transformation d’oxydoréduction par un tableau d’avancement et par les couleurs.
À propos de cette page
Cinq problèmes corrigés pas à pas sur des oxydoréductions réelles : la gravure d’un circuit imprimé au chlorure de fer(III), le dichlore libéré par l’eau de Javel mélangée à un détartrant, l’éthylotest chimique au dichromate, la laine d’acier qui consomme le dioxygène de l’air et le cuivre attaqué par l’acide nitrique.
5 problèmes, du plus simple au plus difficile. Écris tes réponses, puis « Vérifier ».
Résoudre un problème : la méthode
Je repère les couples donnés ou décrits, et je dis qui capte les électrons (l’oxydant) et qui les cède (le réducteur).
J’écris les deux demi-équations, en milieu acide si l’oxygène intervient : élément, H₂O, H⁺, e⁻.
J’établis l’équation : électrons captés = électrons cédés, j’additionne et je simplifie ; je vérifie la charge.
Je fais le bilan de matière : tout en mol, tableau d’avancement, xmax et réactif limitant.
Je conclus : masse, volume ou concentration avec l’unité, et je relie le résultat à ce qu’on observe (couleur, gaz, dépôt).
Problème 1 · Graver un circuit imprimé★★★Facile
Pour fabriquer un circuit imprimé, on plonge une plaque recouverte de cuivre, protégée par un vernis là où les pistes doivent rester, dans une solution de chlorure de fer(III), souvent appelée « perchlorure de fer » : le cuivre non protégé se dissout. La solution apporte des ions fer(III) Fe³⁺ et des ions chlorure, spectateurs ; il se forme des ions cuivre(II) Cu²⁺ et des ions fer(II) Fe²⁺. On dissout ainsi 1,27 g de cuivre dans 250 mL d’une solution neuve à 0,500 mol·L⁻¹ en ions Fe³⁺. Donnée : M(Cu) = 63,5 g·mol⁻¹.
1. Couple auquel appartient l’oxydant du bain :
Les ions Fe³⁺ captent des électrons et deviennent Fe²⁺ : couple Fe³⁺/Fe²⁺. Le cuivre, oxydé en Cu²⁺, est le réducteur (couple Cu²⁺/Cu).
2. Coefficient des ions Fe³⁺ dans l’équation de la réaction :
Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻ et Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺, à multiplier par 2 : Cu + 2 Fe³⁺ → Cu²⁺ + 2 Fe²⁺.
3. Quantité de cuivre dissous : × 10⁻² mol
n = 1,27 ÷ 63,5 = 0,0200 mol, soit 2,00 × 10⁻² mol.
4. Quantité d’ions Fe³⁺ restant dans le bain : × 10⁻² mol
Au départ, n(Fe³⁺) = 0,500 × 0,250 = 0,125 mol. Le cuivre dissous en a consommé 2 × 2,00 × 10⁻² = 4,00 × 10⁻² mol : il en reste 0,125 − 0,0400 = 0,0850 mol, soit 8,50 × 10⁻² mol.
5. Masse maximale de cuivre que ce bain neuf pourrait dissoudre : g
Bain épuisé quand Fe³⁺ est limitant : 0,125 − 2x = 0 donne xmax = 0,0625 mol de cuivre, soit m = 0,0625 × 63,5 ≈ 3,97 g. Au-delà, le bain ne grave plus.
Problème 2 · Eau de Javel et détartrant : un mélange interdit★★★Moyen
L’eau de Javel contient des ions hypochlorite ClO⁻ et des ions chlorure Cl⁻. Mélangée à un produit acide (détartrant, vinaigre), elle libère du dichlore Cl₂, un gaz très toxique : les étiquettes interdisent ce mélange. Couples : ClO⁻/Cl₂ et Cl₂/Cl⁻. On étudie le cas de 25,0 mL d’une eau de Javel diluée, contenant 0,480 mol·L⁻¹ d’ions ClO⁻ et autant d’ions Cl⁻, versés par erreur dans un détartrant qui apporte des ions H⁺ en large excès ; la transformation est totale. Donnée : Vm = 24,0 L·mol⁻¹.
Les deux demi-équations échangent 2 électrons : 2 ClO⁻ + 4 H⁺ + 2 Cl⁻ → 2 Cl₂ + 2 H₂O. Tous les coefficients sont pairs : on divise par 2, ClO⁻ + Cl⁻ + 2 H⁺ → Cl₂ + H₂O. Charges : (−1) + (−1) + 2 = 0.
4. Quantité initiale d’ions ClO⁻ : × 10⁻² mol
n = 0,480 × 0,0250 = 0,0120 mol, soit 1,20 × 10⁻² mol, et autant d’ions Cl⁻.
5. Volume de dichlore libéré : L
ClO⁻ et Cl⁻ sont en quantités égales et de même coefficient : mélange stœchiométrique pour ces deux ions, xmax = 1,20 × 10⁻² mol. n(Cl₂) = xmax, d’où V = 1,20 × 10⁻² × 24,0 = 0,288 L, près de 0,3 L d’un gaz toxique : on ne mélange jamais l’eau de Javel avec un acide.
Problème 3 · L’éthylotest chimique★★★Moyen
Dans un éthylotest chimique, l’air expiré traverse un tube de cristaux jaune-orangé qui contient des ions dichromate Cr₂O₇²⁻ en milieu acide. L’éthanol C₂H₆O de l’haleine est oxydé en acide éthanoïque C₂H₄O₂ et les cristaux virent au vert, couleur des ions chrome(III) Cr³⁺ ; si la zone verte dépasse le trait repère, le seuil est atteint. Couples : Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺ et C₂H₄O₂/C₂H₆O. En France, le seuil légal pour un conducteur qui n’est plus en permis probatoire est de 0,25 mg d’éthanol par litre d’air expiré. On considère un conducteur exactement au seuil qui souffle 1,0 L d’air dans le tube. Donnée : M(C₂H₆O) = 46,0 g·mol⁻¹.
4. Quantité d’éthanol dans 1,0 L d’air expiré au seuil : × 10⁻⁶ mol
m = 0,25 mg = 0,25 × 10⁻³ g, donc n = 0,25 × 10⁻³ ÷ 46,0 ≈ 5,4 × 10⁻⁶ mol.
5. Quantité d’ions dichromate réduits par cet éthanol : × 10⁻⁶ mol
D’après l’équation, 3 mol d’éthanol réduisent 2 mol d’ions dichromate : n = 5,43 × 10⁻⁶ × 2 ÷ 3 ≈ 3,6 × 10⁻⁶ mol. Plus il y a d’éthanol, plus la zone verte s’allonge : le trait repère correspond à cette quantité.
Problème 4 · La laine d’acier qui consomme le dioxygène★★★Difficile
On humidifie de la laine d’acier, pratiquement du fer pur, avec du vinaigre et on la tasse au fond d’une éprouvette retournée sur une cuve à eau. En une journée, l’eau monte dans l’éprouvette : le dioxygène de l’air emprisonné est consommé. On modélise la transformation par l’oxydation du fer en ions fer(II) par le dioxygène, en milieu acide, les ions H⁺ étant en excès. Couples : Fe²⁺/Fe et O₂/H₂O. L’éprouvette emprisonne 60,0 mL d’air, qui contient 21 % de dioxygène en volume ; la laine d’acier pèse 1,00 g. Données : M(Fe) = 55,8 g·mol⁻¹ ; Vm = 24,0 L·mol⁻¹.
O₂ capte 4 électrons, chaque atome de fer en cède 2 : il faut 2 Fe. 2 Fe + O₂ + 4 H⁺ → 2 Fe²⁺ + 2 H₂O.
3. Quantité de dioxygène emprisonné : × 10⁻⁴ mol
n = 0,21 × 60,0 × 10⁻³ ÷ 24,0 = 5,25 × 10⁻⁴ mol.
4. Réactif limitant, hors ions H⁺ : le
n(Fe) = 1,00 ÷ 55,8 ≈ 1,79 × 10⁻² mol. Fe : 1,79 × 10⁻² − 2x = 0 donne x ≈ 8,96 × 10⁻³ mol ; O₂ : x = 5,25 × 10⁻⁴ mol. Le dioxygène est limitant : xmax = 5,25 × 10⁻⁴ mol.
5. Masse de fer oxydé : mg
n(Fe) consommé = 2xmax = 1,05 × 10⁻³ mol, soit m = 1,05 × 10⁻³ × 55,8 ≈ 5,86 × 10⁻² g = 58,6 mg : une petite partie de la laine d’acier.
6. Volume d’eau monté dans l’éprouvette, à température et pression constantes : mL
L’eau remplace le gaz disparu, le dioxygène : V = 5,25 × 10⁻⁴ × 24,0 = 1,26 × 10⁻² L = 12,6 mL, soit 21 % du volume d’air, environ un cinquième. Les ions Fe²⁺ formés sont ensuite oxydés en ions Fe³⁺ : c’est le début de la rouille.
Problème 5 · Le cuivre attaqué par l’acide nitrique★★★Difficile
Le cuivre n’est pas attaqué par l’acide chlorhydrique, mais il l’est par l’acide nitrique dilué, qui apporte des ions H⁺ et des ions nitrate NO₃⁻ : la solution devient bleue et un gaz incolore, le monoxyde d’azote NO, se dégage ; au contact de l’air, il devient du dioxyde d’azote NO₂, roux. Couples : Cu²⁺/Cu et NO₃⁻/NO. On attaque 2,54 g de cuivre par 100 mL d’acide nitrique qui apporte 0,200 mol d’ions H⁺ et 0,200 mol d’ions NO₃⁻ ; la transformation est totale et le volume de la solution ne change pas. Données : M(Cu) = 63,5 g·mol⁻¹ ; Vm = 24,0 L·mol⁻¹.
1. Nombre d’électrons de la demi-équation du couple NO₃⁻/NO :
NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ = NO + 2 H₂O : 2 O en trop donnent 2 H₂O, d’où 4 H⁺ ; charges −1 + 4 = +3 à gauche, 0 à droite : 3 électrons.
2. Coefficient du cuivre dans l’équation : Cu
Le cuivre cède 2 électrons, l’ion nitrate en capte 3 : plus petit multiple commun 6, donc 3 Cu et 2 NO₃⁻.
n(Cu) = 2,54 ÷ 63,5 = 0,0400 mol. Cu : 4,00 × 10⁻² − 3x = 0 donne x ≈ 1,33 × 10⁻² mol ; NO₃⁻ : 0,200 − 2x = 0 donne x = 0,100 mol ; H⁺ : 0,200 − 8x = 0 donne x = 2,50 × 10⁻² mol. Le cuivre est limitant : xmax ≈ 1,33 × 10⁻² mol.
5. Volume de monoxyde d’azote dégagé : L
n(NO) = 2xmax ≈ 2,67 × 10⁻² mol, soit V ≈ 2,67 × 10⁻² × 24,0 = 0,640 L.
6. Concentration en ions cuivre(II) de la solution finale : mol·L⁻¹
n(Cu²⁺) = 3xmax = 4,00 × 10⁻² mol, tout le cuivre dissous, dans 0,100 L : c = 0,400 mol·L⁻¹.
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