Exercice 1ère S

[pops]

Salut tout le monde j'ai du mal avec les réaction d'oxydoréductions voici un exercice que mon prof nous a donné:

Oxydation des ions fer(II) par les ions dichromate.

1.Ecrire la demi-équation d'oxydoréduction du couple:

Cr2 O7 2-/Cr3+

3.Ecrire la réduction de ce couple.

2.En déduire l'équation de la réaction d'oxydoréduction des ions fer(II) fe2+ en ions fer (III) Fe3+ par les ions dichromate Cr2 O7 2-

Le prof nous a dit que c'était en milieu acide.

En milieu acide je peux m'aider de quoi pour ajuster mon équation: H+ ou H20 ou H30+(ion oxonium)?

Pour la demi-équation j'ai mis:

Cr2 O7 2- +2e- + 14H+ = 2Cr3+ + 7H20

Maintenant je ne sais pas faire la différence entre demi-équation et oxydation et réduction.

Je sais que la réduction c'est un gain d'électron et l'oxydation une perte d'électron mais je ne sais pas faire la différence avec la demi-équation.

Parce que la demi-équation que j'ai écrite c'est en même temps la réduction.

Pour la 3) j'ai mis:

Cr2 O7 2- + 14H+ + Fe3+ ---> Fe2+ + 2Cr3+ + 7H20

merci

@+

Pops

[michael03]

Ta demi équation avec le dichromate aurait presue était juste, si tu ne t'étais pas trompé sur le nombre d'électrons pour équilibrer les charges.

Cr2O72- + 14 H+ ----> 2 Cr3+ + 7 H2O

Si tu comptes tes charges à gauche il y a "12+" et à droite il y "6+" donc il te faut ajouter 6e- à gauche pour équilibrer les charges et de ce fait tu te retrouveras avec "6+" de chaque côté, soit:

Cr2O72- + 14 H+ 6 e- ---> 2 Cr3+ + 7 H2O

ASTUCE, pour savoir lequel des élément est réduit et lautre oxydé: Le dichromate est réduit. Lors d'une réduction, l'équation de la réaction porte les électrons dans la partie gauche de la flèche. Lors d'une oxydation, les électrons sont rajoutés dans la partie droite de l'équation. Comme dans le cas des ions Fe2+ soit:

Fe2+ ---> Fe3+ + e-

Pour la question 3

Il faut équilibrer tes deux demi-équations par ton nombre d'électron que tu as rajouter. Il faut qu'ils soient égaux. Dans l'équation du dichromate tu en as 6 et dans l'équation du faire tu en as 1. Tu dois donc multiplier l'équation du fer par 6. Ca te donnera:

6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ ---> 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+

Comme tes nombres d'électrons sont égaux, ils s'annulent et tu ne les fait plus apparaître dans ton équation.

M'as-tu ompris ?

A+

[pops]

merci beaucoup,

juste une question:

Dans la demi-équation on ne s'occupe pas des transferts d'électrons, on ajuste seulement les charges sans écrire les e-?

merci

@+

pops

[michael03]

Dans les demi-équations, il vaut mieux faire apparaître les électrons car c'est grâce à eux que tu pourras écrire ton équation finale. C'est eux qui détermines les coefficients stoechiométriques de certains éléments. Donc il est fortement conseiller de les faire apparaître, comme je te l'ai dis dans l'autre message, c'est seulement dans l'équation finale qu'ils disparaîssent car ils sont égaux et donc ils s'annulent.

Bon courage

A+

[pops]

Merci beaucoup je comprend mieux déjà maintenant les réactions d'oxydo-réductions.

J'ai une question qui peut paraître bête mais, pour équilibrer des charges on peut additionner les charges négatives avec les positives?

Je n'avais jamais fait d'équation avec des charges

Merci beaucoup

@+

Pops

[michael03]

Tu calcules les positives et les négatives de chaque côté de la flèche pour connaître le nombre d'électrons à ajouter pour que les charges soient égales de chaque côté. Ce n'est pas plus compliqué que ça.

Bon courage

A+

[trollet]

si je peux me permettre, on doit faire apparaître les e- dans les demi équations car c'est ce qui caractérise l'oxydoréduction (échange d'e-). Ce qu'il faut comprendre, c'est que le réducteur du premier couple est oxydé donc cède des e-, ces mêmes e- vont être captés par l'oxydant du couple 2 qui va donc être réduit :

red1 = oxy1 + n.e-

oxy2 + n.e- = red2

il faut ensuite ajuster les coefficients stoechiomètriques de façon à ce que les "n" soient égaux, non pas pour les faire "disparaître" mais bien pour que la réaction ait lieu. En effet, l'oxydant 2 ne peut pas capter un nombre d'électrons différents de celui laché par le réducteur 1, on est quand même dans une solution, pas dans la quatrième dimension, les électrons viennent de quelque part !!!

A +

[michael03]

Oui, je n'ai pas dis le contraire. Mais à la base du problème, si j'ai bien compris, c'est dans l'équation finale de la réaction qu'il ne faut pas faire apparaître d'électrons car ils sont, à la fin égaux et de ce fait ils s'annulent.

Voilà ce que je voulais lui faire comprendre.

A+

[trollet]

je suis d'accord avec toi, mais en ce qui me concerne, j'essaie d'éviter ce genre de raccourcis ou de "trucs" dans les cours car du coup, les élèves deviennent parfaitement capables d'écrire des réactions qui quoique parfaitement équilibrées, n'existent pas !! et du coup, ils perdent l'habitude de se demander ce qui se passe vraiment dans le bocal, et raisonne en se disant que si on peut écrire une réaction équilibrée, c'est que "ça marche" un peu comme lorsqu'un élève te dis que la valeur qu'il a trouvé est bonne puisque sa calculatrice a donné ce résultat.

A +

[michael03]

Toi, tu fais écrire à tes élèves, que les demi-équations, tu ne fais pas écrire l'équation totale ?

En ce qui me concerne je fais écrire à mes élèves les deux demi-équations des deux couples misent en jeu, en faisant apparaître les électrons, ensuite les élèves écrivent la réaction totale lorsque les deux demi-équations ont des coefficients multiplicateurs.

I2 + 2e- --> 2I- (x3)

Al --> Al3+ + 3 e- (X2)

-------------------------------------

3 I2 + 2 Al ---> 6 I- + 2 Al3+

Voilà comment je marche, comme l'exemple ci-dessus.

A+

[trollet]

si si bien sûr qu'ils écrivent la réaction globale, heureusement !! mais j'essaie d'insister sur le "passage" d'e- d'un couple à l'autre qui impose des coefficients plutôt que juste sur l'équilibrage mathématique nécessaire.

A +