Étudier des expériences qui mettent en jeu une réaction d'oxydoréduction

Dans un bécher, on verse une solution de sulfate de cuivre (CuSO₄) et on plonge une lame de zinc (Zn).

Lame de zinc plongée dans une solution de sulfate de cuivre

Après plusieurs minutes, on observe que la partie immergée de la lame de zinc se recouvre progressivement d’un dépôt rouge de cuivre.

La solution change de plus de couleur.

Résultat de l’expérience après plusieurs minutes

Il est possible d’expliquer ces observations en étudiant la réaction d’oxydoréduction associée à cette expérience.

Il faut suivre les étapes suivantes pour écrire l’équation associée à cette réaction d’oxydoréduction.

1. Identifier les 2 réactifs de cette réaction d’oxydoréduction.
   Les 2 réactifs de cette réaction sont le zinc à l’état solide (Zn(s)) et le cuivre sous forme ionique (Cu²⁺).
   L’ion sulfate n’intervient pas car c’est un ion spectateur.
   Ces 2 éléments appartiennent aux 2 couples Cu²⁺/Cu et Zn²⁺/Zn.
2. Identifier l’oxydant et le réducteur de cette réaction d’oxydoréduction, puis écrire les demi-équations associées.
   • L’ion cuivre Cu²⁺ étant un oxydant, il capte les électrons en subissant une réduction selon l’équation :
     
     Cu²⁺(aq) + 2e^– = Cu(s).
   • Le zinc Zn étant le réducteur, il cède les électrons en subissant une oxydation :
     Zn(s) = Zn²⁺(aq) + 2e^–.
3. Additionner les 2 demi-équations pour obtenir l’équation d’oxydoréduction.
   Ces 2 demi-équations font intervenir le même nombre d’électrons (2), on peut donc directement les additionner.
   

   Cu²⁺(aq) + 2e^– + Zn(s) = Zn²⁺(aq) + 2e^– + Cu(s)

4. Simplifier tous les éléments répétés à gauche et à droite de cette équation.
   On simplifie par les 2e^– qu’on retrouve de chaque côté et on obtient l’équation d’oxydoréduction de cette réaction.
   

   Cu²⁺(aq) + Zn(s) = Zn²⁺(aq) + Cu(s)

L’équation d’oxydoréduction associée à cette expérience permet d’expliquer les observations réalisées.

• Les ions Cu²⁺ disparaissent dans l’équation d’oxydoréduction, or les ions Cu²⁺ sont bleus en solution : on justifie ainsi la perte de la teinte bleue de la solution (les ions Zn²⁺ apparaissent mais ils sont transparents).
• Il y a apparition du cuivre solide Cu(s) dans l’équation d’oxydoréduction, or le cuivre solide est de couleur rouge : on explique ainsi le dépôt de cuivre sur la plaque de zinc.

Dans un tube à essai, on verse une solution d’acide chlorhydrique (H⁺ + Cl^–) et on rajoute de la poudre de fer (Fe).
On bouche ensuite le tube à essai.

Schéma de l’expérience

Après plusieurs minutes, on observe que des bulles apparaissent sur la poudre de fer. La solution devient légèrement verte.

Résultat de l’expérience

Il est possible d’expliquer ces observations en étudiant la réaction d’oxydoréduction associée à cette expérience.

Il faut suivre les étapes suivantes pour écrire l’équation associée à cette réaction d’oxydoréduction.

1. Identifier les 2 réactifs de cette réaction d’oxydoréduction.
   Les 2 réactifs de cette réaction sont le fer à l’état solide (Fe(s)) et l’ion H⁺ qui provient de l’acide chlorhydrique (H⁺ + Cl^–).
   Ces 2 éléments appartiennent aux 2 couples : Fe²⁺/Fe et H⁺/H₂.
2. Identifier l’oxydant et le réducteur de cette réaction d’oxydoréduction, puis écrire les demi-équations associées.
   • L’ion H⁺ étant un oxydant, il capte les électrons en subissant une réduction selon l’équation :
     2H⁺(aq) + 2e^– = H₂(g)
     Remarque 
     Cette équation est équilibrée avec les charges et les éléments atomiques.
   • Le fer Fe étant le réducteur, il cède les électrons en subissant une oxydation :
     Fe(s) = Fe²⁺(aq) + 2e^–
3. Additionner les 2 demi-équations pour obtenir l’équation d’oxydoréduction.
   Ces 2 demi-équations font intervenir le même nombre d’électrons (2), on peut donc directement les additionner.
   

   2H⁺(aq) + 2e^– + Fe(s) = Fe²⁺(aq) + 2e^– + H₂(g)

4. Simplifier tous les éléments répétés à gauche et à droite de cette équation.
   On simplifie par les 2e^– qu’on retrouve de chaque côté et on obtient l’équation d’oxydoréduction de cette réaction.

   2H⁺(aq) + Fe(s) = Fe²⁺(aq) + H₂(g)

L’équation d’oxydoréduction associée à cette expérience permet d’expliquer les observations réalisées.

Les ions Fe²⁺ apparaissent dans l’équation d’oxydoréduction, or ces ions sont vert pâle en solution : on justifie ainsi la coloration verte de la solution.

Le dihydrogène gazeux H₂ apparait dans l’équation d’oxydoréduction, ce qui explique la formation de bulles.

Remarque
Pour prouver qu’il s’agit bien de ce gaz, on peut effectuer le test caractéristique qui consiste à déboucher le tube à essai et à présenter immédiatement une allumette enflammée.
La détonation « pop » prouve la présence de H₂(g).

Test caractéristique de présence du dihydrogène