Réaction du fer sur le sulfate de cuivre
On verse de la poudre de fer dans une solution de sulfate de cuivre. On agite et on observe ce qu'il se passe.
On observe que :
- la solution se décolore (et une légère teinte verdâtre apparait)
- la poudre de fer devient "rouge".
La coloration bleue de la solution de sulfate de cuivre provient des ions Cu2+. On peut donc dire que les ions Cu2+ réagissent. Etant donné que la seule apparition soit celle d'une couleur rouge, on peut imaginer que du cuivre s'est formé (solide). On en déduit que Cu^{2+} \to Cu
Dans une équation chimique il doit y avoir le même nombre d'éléments et de charges de part et d'autre de la "flèche !
On en conclut que les ions cuivre ont dû gagner deux électrons.
\LARGE Cu^{2+}+2e^- = Cu
La solution a pris une couleur verdâtre. On peut penser que des ions fer II ont été produits. Pour le vérifier faisons le test caractéristique permettant d'identifier un ion métallique.
- Quel test doit-on réaliser ?
- Que pourra-t-on conclure ?
L'ajout de soude ou hydroxyde de sodium de formule (Na++HO–) forme un précipité vert. Les ions Fer II
On peut donc dire que le fer s'est transformé en ions fer II
\LARGE Fe = Fe^{2+}+2 e^-
Arbre de diane (ou action du cuivre sur les ions argent)
On plonge un fil de cuivre dans une solution de nitrate d'argent. On laisse la solution au repos une dizaine de minutes puis on observe.
On observe que :
- la solution se colore en bleu
- un solide présentant des pointes "blanc-brillant" se forment à la surface du fil de cuivre. On dit qu'un solide s'est cristallisé.
En procédant comme pour l'action du fer sur le sulfate de cuivre, on peut ici conclure qu'il y a eu deux transformations :
Large (times 2) \hspace{1cm}Ag^+ + e^- = Ag
Large \hspace{3.4cm} Cu = Cu^{2+}+ 2 e^-
_____________________________________________________
\Large \hspace{1.7cm} 2 Ag^+ + Cu= Cu^{2+} + 2 Ag
Il faut que deux ions argent réagissent pour consommer les deux électrons produits par le cuivre.
Bilan du TP
Les réactions d'oxydo-réduction sont des réactions dans lesquelles il y a échange d'électrons ente deux espèces chimiques.
Lors de la réaction les électrons libérés par une espèce (réducteur) doivent être TOTALEMENT consommés par l'autre espèce (oxydant).