ETUDE DE QUELQUES COUPLES REDOX

Etude du couple Fe^3+/Fe²⁺

- Réaction entre les ions Fer (III) et le Fer métallique

Dans un tube à essai contenant quelque ml de chlorure de Fer III (Fe³⁺ + 3 Cl-), de couleur Jaunâtre, ajoutons de la limaille de Fer et agitons. La limaille de Fer disparait et la solution devient verdâtre, preuve de formation d’ions Fe²⁺

(x 2) (Fe³⁺ + è " Fe²⁺)

(x1) Fe " Fe²⁺ + 2è

2Fe³⁺ + Fe " 3Fe²⁺

Les ions Fe²⁺ peuvent être mis en évidence en présence du NaOH : ils donnent un précipité vert d’hydroxyde de Fer II : Fe(OH)₂

- Réaction entre les ions fer (II) et les ions argent

Introduisons du nitrate d’argent dans une solution de sulfate de fer II. Il se forme un dépôt d’argent tandis que la solution jaunit.

Fe²⁺ " Fe³⁺ + è

Ag⁺ + è " Ag

Fe²⁺ + Ag⁺ " Fe³⁺ + Ag

Les ions Fe³⁺ formés peuvent être mis en évidence en présence de la soude. Ils donnent un précipité de couleur rouille d’hydroxyde de Fer III : Fe(OH)₃.

Dans la 1^ère expérience ; les ions Fe³⁺ sont réduits à l’état d’ion Fe^2+,

Fe³⁺ +e→Fe²⁺

Dans la 2^nd, les ions Fe²⁺ sont oxydés en ions Fe³⁺

Fe²⁺→Fe³⁺ +e

Ces deux espèces forment un couple redox Fe³⁺/Fe²⁺ caractérisé par :

Fe³⁺ + e ⇆ Fe ²⁺

Son potentiel standard est mesuré à partir de la pile formée d’une électrode de platine inattaquable plongeant dans une solution contenant les ions Fe²⁺ et Fe³⁺, et l’électrode standard à l’hydrogène est :

E° (Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77V

Le couple Cl₂/Cl^-

Dans l’expérience précédente, remplaçons le nitrate d’argent par l’eau de chlore. On constate que les ions Fe²⁺ sont également oxydés en ions Fe³⁺ et le dichlore, dans le même temps a été réduit à l’état d’ions Cl^- .

Les demi-équations électroniques s’écrivent :

(x2) Fe²⁺ →Fe³⁺ + è

(x1) Cl₂ +2è →2Cl^-

Et l’équation-bilan :

2Fe²⁺ + Cl₂ →2Fe³⁺ + 2Cl^-

On sait par ailleurs qu’au cours de certaines électrolyses, les ions Cl^- sont oxydés à l’état de dichlore :

2Cl^- → Cl₂ +2è

On met donc en évidence le couple Cl₂/Cl^- dont l’équation s’écrit ;

Cl₂ + 2è ⇆ 2Cl^-

Le potentiel standard de ce couple est :

E° (Cl₂/Cl^-) = 1,39V

Le dichlore Cl₂ est un gaz jaune-vert ; les solutions d’ions chlorure Cl^- sont incolores. Tout comme le diïode , le dichlore est un oxydant.

Le couple I₂/I^-

Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP), le diïode est un solide. Ses solutions aqueuses sont brunes. Les solutions d’ions iodures sont incolores.

Dans un tube à essai contenant quelques millilitres d’iodure de potassium incolore, introduisons une solution de chlorure de Fer (Fe³⁺ + 3Cl-) Le contenu du tube prend une couleur brune caractéristique du diiode.

Les ions iodures ont été oxydés à l’état du diiode :

2I- → I₂ +2è

Tandis que les ions Fe³⁺ ont été réduits à l’état d’ions Fe²⁺ :

Fe²⁺ →Fe³⁺ + 2è

L’équation-bilan s’écrit :

2I- + Fe²⁺ " I₂ +Fe³⁺

On sait par ailleurs que le diiode peut être réduit à l’état d’ions I- :

I₂ + 2è → 2I^-

. En présence d’une solution de diïode, la limaille de Fer s’oxyde en ions Fe²⁺. Il se forme en même temps les ions iodures I-. L’oxydant est le diïode I₂, son réducteur conjugué est l’ion iodure.

Le couple I₂/I^- ainsi formé a pour demi-équation électronique.

I₂ + 2è ⇆ 2I-

E° (I₂/I^-) = 0,62V

Le couple Mn O^-₄/Mn⁺⁺

Dans un tube à essais contenant une solution de sulfate de fer II et quelques gouttes de H₂SO₄, ajoutons quelques ml d’une solution violette de permanganate de potassium et observons : le permanganate de potassium se décolore.

L’analyse de la solution obtenue … qu’elle contient des ions Mn²⁺ et Fe³⁺

Les ions Fe³⁺ proviennent de l’oxydation des ions Fe2+ selon la demi-équation : Fe²⁺ "Fe³⁺ + è les ions Mn O^-₄ sont réduits en ions Mn⁺⁺ (incolores en solution).

Dans d’autres conditions, les ions Mn⁺² sont oxydés en ions Mn O^-4. Les ions MnO^-₄ et Mn²⁺ forment un couple noté MnO^-₄/Mn²⁺

MnO^-₄ → Mn²⁺

MnO^-₄ → Mn⁺⁺ + 4H₂O

MnO^-₄ + 8H₃O⁺→Mn²⁺ + 12H₂O

MnO^-₄ + 8H₃O⁺ + 5è ⇆ Mn²⁺ + 12H₂O

Bilan:

MnO^-₄ + 8H³O⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺+12H₂O+5Fe³⁺

Le couple NO^-₃/NO

Ajoutons de l’acide nitrique (H₃O⁺+NO^-₃) sur de la tournure du cuivre. On observe un dégagement de vapeurs rousses et la solution devient bleue. Il s’est formé des ions Cu²⁺ et de mono oxyde d’azote NO au contact du dioxygène de l’air, le NO (gaz incolore) donne du dioxyde d’azote NO₂ (gaz de couleur rousse).

Cu→Cu²⁺ +2e

L’ion H₃O⁺ n’est pas un oxydant assez fort pour attaquer le cuivre métallique. C’est donc l’ion nitrate NO^-₃ qui est responsable de l’oxydation. Son réducteur conjugué est le mono oxyde d’azote :

NO^-₃ +….→ NO + …..

NO^-₃ +4H⁺ +….→ NO + 2H₂O +…..

NO^-₃ +4H⁺ +3^e → NO + 2H₂O

NO^-₃ + 4H₃O⁺ + 3è⁺ ⇆ NO + 6H₂O

Equation bilan :

2NO^-₃ +8H₃O⁺+3Cu →2 NO+12H₂O+3Cu²⁺

Le couple Cr₂O₇^--/Cr³⁺

Versons progressivement une solution de dichromate de potassium dans une solution de sulfate de Fer II acidifiée par quelques gouttes d’acide sulfurique concentré. Au contact de la solution de sulfate de fer II, la couleur jaune –orangé des ions dichromates disparait et la solution prend la teinte verte caractéristiques des ions chrome III.

Les ions Fe²⁺ ont été oxydés en Fe³⁺

Fe²⁺ " Fe³⁺ + è

Les ions dichromates jaune-orangé ont été réduits à l’état d’ion chrome II, vert. Etablissons la demi-équation

Cr₂O₇^-- → 2Cr³⁺

Cr₂O₇^-- + H₃O⁺→ 2Cr³⁺ + H₂O

Cr₂O₇^-- + 14H₃O⁺ →2Cr³⁺ + 21H₂O

Cr₂O₇^-- + 14H₃O⁺ + 6è→ 2Cr³⁺ + 21H₂O

Bilan:

Cr₂O₇^-- + 14H₃O⁺ + 6Fe→ 2Cr³⁺ + 21H₂O+6Fe³⁺

Le couple SO₄^2-/SO₂

Lorsqu’on chauffe un tube contenant la fourrure de cuivre et de H₂SO₄ concentré. Un gaz se dégage, qui décolore un papier imbibé de permanganate de Potassium : c’est le dioxyde de soufre : SO₂.

SO₂ provient de la réduction des ions sulfates

SO^2-₄ +………. →SO₂ + ……….. Conservation des éléments

SO^2-₄ + 4H₃O⁺ →SO₂ + 2H₂O

Conservation des charges

SO^2-₄ + 4H₃O⁺ + 2è →SO₂ + 6H₂O

Les ions sulfates réduisent le cuivre à l’état Cu²⁺

Cu →Cu²⁺ + 2è

Equation Bilan:

SO^2-₄ + 4H₃O⁺ + Cu →SO₂ + 6H₂O + Cu²⁺

L’acide sulfurique est un acide à anion oxydant lorsqu’il est concentré et chaud.

Dans certains ions, il est possible de transformer le dioxyde de soufre en ion sulfate.

SO^2-₄ + 4H₃O⁺ + 2è ⇆ SO₂ + 6H₂O

E°(SO^2-₄/SO₂) = 0,17 V

NB: H₂SO₄ n’attaque pas le Cu à froid

Le couple S₄O^2-₆/S₂O₃^2-

Versons une solution de diiode (le diiode étant peu soluble dans l’eau, le solvant utilisé est l’iodure de Potassium. Dans un verre contenant du thiosulfate de Sodium (2Na⁺ + S₂O₃^2-) au contact du thiosulfate de Sodium, la couleur brune du diiode disparaît immédiatement.

Le diiode est réduit à l’état d’ion iodures I^- :

I₂ + 2è →2I^-

L’ion thiosulfate est oxydé à l’état d’ions tetrathionate S₄O^2-₆.

2S₂O^2-₂ →S₄O^2-₆ + 2è

Equation bilan :

2S₂O^2-₃ + I₂ →S₄O^2-₆ + 2I^-

Il est possible de réduire l’ion tetrathionate à l’état d’ions thiosulfates

2S₂O^2-₃ + S₄O^2-₆ + 2è

E°(S₄O^2-₆/S₂O₃^2-) = 0,09 V

EXERCICES

EXERCICE I :

a) Quelle est l’équation de la réaction entre l’acide nitrique et le cuivre, sachant qu’elle donne naissance au monoxyde d’azote ?

Quelle est l’espèce oxydante ?

Quelle est l’espèce réductrice ?

b) lorsqu’on plonge une tournure de cuivre dans une solution aqueuse de nitrate de sodium (NaNO). L’on observe aucun dégagement de monoxyde d’azote. Expliquez pourquoi.

EXERCICE II:

A l’aide d’un dispositif, on recueille le 8 cm³ de monoxyde de d’azote NO formée par action de l’acide nitrique sur du cuivre.

1-Ecrire les demi-équations électroniques et l’équation bilan.

2-Calculer la masse du cuivre qui a réagi, sachant que le volume gazeux a été mesure dans les C.N.T.P.

EXERCICE III:

Un antiseptique est une substance qui, par oxydation, prévient l’infection des tissus vivants en éliminant les microorganismes ou en inactivant les virus. Une solution de permanganate de potassium (K⁺ + Mno^-₄) est utilisée comme antiseptique. L’ion permanganate MnO^-₄ (constituant actif) est un oxydant en milieu acide.

1-Définir : oxydation, oxydant.

2-Les ions permanganates MnO^-₄ d’une solution acidifiée de permanganate de potassium, réagissent avec les ions chlorures Cl^- d’une solution d’acide chlorhydrique pour donner un dégagement de dichlore Cl₂ et des ions permanganates Mn²⁺ en solution.

2.1- Ecrire les couples Ox/Red mis en jeu et les classer.

2.2- Ecrire les demi-équations d’oxydoréduction correspondantes.

2.3- En déduire l’équation-bilan équilibrée de la réaction.

3- On dispose d’une solution aqueuse de permanganate de potassium à 0,5 mol.l^-1. En applications répétées, cette solution est irritante. On se propose de la diluer pour obtenir 1 l de solution de concentration 2.10^-2 mol.l^-1.

3.1-Quel volume de solution initiale doit-on prélever ?

3.2-Indiquer une précaution à prendre pendant l’utilisation de permanganate de potassium non dilué.

EXERCICE IV :

On dissout 10g de sulfate de Fer III (Fe₂(SO₄)₃) dans 100 ml d’eau.

1-Calculer la concentration des ions Fe³⁺ et en ion a SO^2-₄ de la solution.

2-On introduit de la limaille de Fer en excès. Montrer que le Fer est oxyde. Ecrire l’équation bilan de la réaction.

3-Determiner les variations de la masse de Fer métallique lorsque tous les ions Fe³⁺ ont été réduits.

4-Calculer la concentration en ion Fe²⁺

CORRIGES

EXERCICE I :

a)(x3) Cu→Cu²⁺ +2e

(x2) NO^-₃ + 4H₃O⁺ + 3è⁺ ⇆ NO + 6H₂O

3Cu+2NO^-₃ +8H₃O⁺ ⇆3Cu²⁺ +2 NO+12 H₂O

Espece oxydante: NO^-₃

Espece reductrice: Cu

b) ll y a absence d’ions H₃O⁺ dans la solution.

EXERCICE II:

1-

2- masse du cuivre

EXERCICE III:

1-

2-

2.1- MnO^-₄ /Mn2+ et Cl₂/Cl^-

2.2-

2Cl^- → Cl₂ +2è

MnO^-₄ + 8H₃O⁺ + 5è ⇆ Mn²⁺+ 12H₂O

2.3- équation-bilan équilibrée de la réaction.

10Cl^- +2MnO^-₄ + 16H₃O⁺ ⇆ 5Cl₂+2 Mn²⁺ + 24H₂O

3-

3.1- ViCi=VfCf=>Vi= VfCf/Ci=1x2.10^-2/0,5=0,02 l

3.2-

EXERCICE IV :

1-concentration des ions Fe³⁺ et en ion a SO^2-₄ de la solution.

M=2x56+3(32+4x16)=400

n=10/400=0,025

c=n/V=0,025/0,1=0,25 mol/l

Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe²⁺ + 3SO^2-₄

2-’équation bilan de la réaction.

2Fe^{3+ +} Fe → 3Fe²⁺

3-variations de la masse de Fer métallique lorsque tous les ions Fe²⁺ ont été réduits.

4-Calcul de la concentration en ion Fe²⁺

Les ions Fe²⁺sont issus de la réduction des ions :

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