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REPUBLIQUE TUNISIENNE
MINISTERE DE L’EDUCATION
e
Chimie
3 année de l’Enseignement Secondaire
Sciences Techniques
Les auteurs
Khaled Boujlel
Professeur universitaire
Fadhel Daha Hamadi Hamadi Mongi Kerrou

Inspecteur principal Professeur principal Professeur principal
hors classe
Les évaluateurs
Ftouh Daoud Manef Abderraba Slaheddine Mimouni
Inspecteur général Professeur universitaire Inspecteur
de l’éducation
Edition mise à jour et adaptée par

Mongi Slim Mourad Amri Mohamed Bjewi
Inspecteur Inspecteur Professeur principal
Les évaluateurs
Ftouh Daoud Slaheddine Mimouni
Inspecteur général de l’éducation Inspecteur
Centre National Pédagogique

Préface
Le contenu de ce manuel est conforme au programme officiel de chimie destiné aux élèves
de 3ème année sciences techniques applicable à partir de la rentrée scolaire 2009-2010.
Il porte sur quatre thèmes:
- l’oxydoréduction ;
- les acides et les bases de Bronsted;
- Mesure d’une quantité de matière;
- la chimie organique.
La démarche utilisée pour le développement des chapitres de ce manuel est celle de

l’investigation constructive, de l’expérimentation et du raisonnement inductif. Cette approche,
utilisée généralement pour l’enseignement des sciences physiques, est interessante car elle
s’appuie sur le réel vécu par l’élève.
Chaque chapitre de ce manuel comporte:

- un test des prérequis exigés pour la construction de nouvelles connaissances.
- un contenu de savoir et de savoir-faire pouvant être traité en séance de travaux
pratiques et permettant dínitier l´élève à la pratique dúne démarche scientifique ;
- un exercice résolu avec des indications sur la démarche à suivre pour la résolution
d’un problème de chimie ;
- un résumé du cours ;
- des exercices variés permettant à l’élève de faire le point sur ses con-naissances et
visant la consolidation et líntégration du savoir acquis. Des réponses courtes, aux
questions proposées dans ces exercices, sont données à la fin de ce manuel ;
- un document portant sur des sujets d’actualité (texte scientifique, article d´histoire
des sciences, application technologique, etc.) et dont le contenu scientifique est en
relation directe avec le contenu de la leçon;
- des adresses de sites Web pouvant être consultées par l´élève pour enrichir et
consolider davantage ses acquis.
Les auteurs
© Tous droits réservés au Centre National Pédagogique

Sommaire
Thème N° 1 : L’OXYDOREDUCTION
Chapitre n° 1 Phénomène d'oxydoréduction 7
Classification électrochimique des métaux

Chapitre n° 2 28
parapport au dihydrogene
Chapitre n° 3 Etude de quelques réactions d’oxydoreduction 43
Chapitre n° 4 Corrosion des metaux 67
Thème N° 2 : LES ACIDES ET LES BASES

DE BRONSTED
Chapitre n° 5 Les acides et les bases de Bronsted 83
Chapitre n° 6 Les couples acide base et les réactions acide base 104
Thème N° 3 : MESURE D’UNE QUANTITÉ

DE MATIERE
Détermination d’une quantité de matière à l’aide
Chapitre n° 7 120
d’une réaction chimique
Détermination d’une quantité de matière par
Chapitre n° 8 142
mesure d’une grandeur physique
Thème N° 4 : LA CHIMIE ORGANIQUE

Chapitre n° 9 Analyse des composés organiques. 162
Chapitre n° 10 Les alcools aliphatiques saturés. 180
Chapitre n° 11 Les acides carboxyliques. 207
Chapitre n° 12 Notion de fonction organique. 229
3
Thème
Chapitre
Activités d’apprentissage
4
Notions essentielles
regroupées en fin de la leçon
Exercice
entièrement résolu
Conseils de
Adresses de sites Internet
résolution
Exercices
Document scientifique
Exercices documentaire
5
Thème N° 1
Un mélange pyrotechnique de nitrate de potassium de soufre et de carbone est à l'origine

d'un feu d'artifice attrayant. qui éclaire, la nuit, le ciel d'une lumière spectaculaire violette.
Chapitre n° 1 Phénomène d'oxydoréduction
Classification électrochimique des métaux parapport au
Chapitre n° 2
dihydrogene
Chapitre n° 3 Etude de quelques réactions d’oxydoreduction
Chapitre n° 4 Corrosion des metaux
CH +
4 2O
Chapitre N° 1 2
PHENOMENE D'OXYDOREDUCTION
Comment expliquer la formation de l'image latente (le négatif) lors de la prise de vue à l'aide
d'un appareil photographique classique ?
7
Plan
I PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS
II ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX
III ACTION D’UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL
IV LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLES REDOX
V ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDOREDUCTION
Objectifs
- Interpréter l'action d'un acide sur un métal.
- Interpréter l'action d'un cation métallique sur un métal.
- Distinguer l'oxydation de la réduction et l'oxydant du réducteur.
- Représenter un couple oxydant réducteur par son symbole ou par une équation formelle.
- Ecrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction.
Tester ses prérequis

Corriger, s'il y a lieu, les affirmations incorrectes
- Composés organiques
1) L'atome est constitué d'un noyau chargé positivement et de particules chargées
négativement appelées électrons.
2) Lorsqu'on un atome perd des électrons il se transforme en un cation.
3) Lorsqu'on un atome capte des électrons il se transforme en un anion.
4) Une réaction chimique fait intervenir les électrons externes des atomes.
- Solutions aqueuses d'acide et de base.
1) A 25°C, une solution aqueuse est dite:
-7 -1
- acide si sa concentration en ion hydronium est supérieure à 10 mol.L ;
-7 -1
- basique si sa concentration en ion hydronium est inférieure à 10 mol.L .
- pH d'une solution aqueuse
1) Le pH d'une solution aqueuse est estimé à l'aide d'un papier pH ou mesuré à l'aide d'un
pH-mètre.
+
2) Le pH d'une solution aqueuse dépend de sa concentration en ion hydronium H3O .
3) Une solution aqueuse de pH inférieur à 7 est une solution acide.
2+ 2+ 2+ 3+
- Tests d'identification des ions : Zn , Cu , Fe et Fe
2+
1) Une solution aqueuse contenant des ions Cu réagit avec une solution d'hydroxyde de
sodium pour donner un précipité bleu.
2+
2) Une solution aqueuse contenant des ions Zn réagit avec une solution d'hydroxyde de
sodium pour donner un précipité blanc gélatineux.
2+
3) Une solution aqueuse contenant des ions Fe réagit avec une solution d'hydroxyde de
sodium pour donner un précipité vert.
3+
4) Une solution aqueuse contenant des ions Fe réagit avec une solution d'hydroxyde de
sodium pour donner un précipité rouille.
- Ecriture d'une équation chimique
1) L'équation chimique : CH4 + 2 O2 J CO2 + 2 H2O est équilibrée.
2) L'équation chimique: 2 Al + Fe2O3 J Al2O3 + 2 Fe est équilibrée.
8
I PRESENTATION SOMMAIRE DES METAUX ET DE LEURS IONS
Un métal est un corps simple, donc formé d'un seul élément. A l'état solide ou liquide, les métaux
possèdent tous une bonne conductibilité électrique et thermique et peuvent réfléchir la lumière. Cette
dernière propriété est responsable de leur éclat particulier, appelé éclat métallique (fig.1).
Figure.1 : L'or est un métal précieux recherché pour son éclat inaltérable.
Le métal est représenté par le symbole de l'élément auquel il correspond. Ainsi le métal fer est représenté
par le symbole Fe. Tous les atomes métalliques peuvent au cours d'une réaction chimique céder des
électrons et donner des ions positifs, appelés cations (tableau 1).
Nom et symbole du métal symbole du cation correspondant

Cuivre Cu + 2+
Cu , Cu
Fer Fe 2+ 3+
Fe , Fe
Zinc Zn 2+
Zn
Argent Ag +
Ag
Aluminium Al 3+
Al
Calcium Ca 2+
Ca
Plomb Pb 2+
Pb
Nickel Ni 2+
Ni
Sodium Na +
Na
Potassium K +
K
Magnésium Mg 2+
Mg
Or Au 3+
Au
Tableau 1 Symboles de quelques métaux et des ions correspondants.
9
II ACTION DES ACIDES SUR LES METAUX
II.1. REACTION ENTRE UNE SOLUTION AQUEUSE D’ACIDE CHLORHYDRIQUE
ET LE FER
II.1.1. Définition
A l'aide du papier pH, déterminer la valeur approximative du pH d'une solution diluée d'acide chlorhydrique
-1
de concentration 0,1 mol.L environ.
Introduire quelques grammes de limaille de fer dans un tube à essai, puis à l'aide d'une pipette munie
d'une propipette verser avec précaution 2 mL d'acide chlorhydrique. Des bulles de gaz apparaissent sur
les grains de la limaille de fer (fig.2a) et se dégagent à l'air libre.
Figure.2a : Réaction entre l'acide chlorhydrique et le fer
Le gaz obtenu est incolore et inodore. Au contact Filtrer ensuite le contenu du tube et ajouter au
d'une flamme, il brûle en produisant une légère filtrat quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde
détonation: c'est le dihydrogéne H2 (fig.2b). de sodium.
Après avoir laissé la réaction se poursuivre Il se forme un précipité vert d'hydroxyde de fer
quelques temps, noter que le pH de la solution a (II) (fig.4) de formule Fe(OH)2 qui caractérise la
2+
légèrement augmenté. présence d'ions fer (II) de symbole Fe .
Figure.2b : Identification du dihydrogéne gaz Figure.3 : Mise en évidence des ions Fe .

2+
10
II.1.2. Interprétation
2+
Les ions Fe ne peuvent provenir que du fer métallique Fe.
+
L'augmentation du pH indique une diminution de la concentration des ions hydronium H3O qui sont
+
consommés au cours de la réaction. Le dihydrogène dégagé ne peut provenir que de ces ions H3O .
+
L'élément hydrogène passe de l'état ionique H3O à l'état moléculaire H2. L'équation chimique de la
réaction est: + 2+
Fe (sd) + 2 H3O J Fe + H2 (g) + 2 H2O (1)
L'action de l'acide chlorhydrique sur le fer donne un dégagement gazeux de dihydrogène
Remarque :
-
1) Les ions chlorure Cl sont présents dans le milieu mais ne participent pas à la réaction; donc il n'est
pas nécessaire de les faire figurer dans l'équation chimique.
2) L'équation simplifiée (1) est aussi valable pour l'action de l'acide sulfurique sur le fer.
II.2. REACTION ENTRE UNE SOLUTION AQUEUSE D’ACIDE SULFURIQUE

ET LE ZINC
II.2.1. Expérience et observations
A l'aide du papier pH, déterminer la valeur approximative du pH d'une solution diluée d'acide sulfurique
-1
de concentration 0,1 mol.L environ. Introduire un peu de grenaille de zinc dans un tube à essais, puis
à l'aide d'une pipette munie d'une propipette verser avec précaution 2 mL de la solution d'acide sulfurique.
Des bulles de gaz apparaissent sur les grains de la grenaille de zinc (fig.3a): il s'agit du dihydrogène.
2+
Figure.3a : Réaction entre la solution diluée Figure.3b : Mise en évidence des ions Zn .
d'acide sulfurique et le zinc.
Après avoir laissé la réaction se poursuivre quelques temps, noter que le pH de la solution a légèrement
augmenté.
Filtrer ensuite le contenu du tube et ajouter au filtrat quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde de sodium.
Il se forme un précipité blanc gélatineux d'hydroxyde de zinc Zn(OH)2 qui caractérise la présence d'ions
2+
zinc Zn (fig.5b).
2+
Comme dans l'expérience précédente on peut conclure que les ions Zn proviennent des atomes de
+
zinc et le dihydrogène dégagé provient des ions hydronium H3O . L'équation chimique de la réaction
observée est :
+ 2+
Zn (sd) + 2 H3O J Zn + H2 (g) + 2 H2O (2)
11
Remarque :
L'équation simplifiée (2) est aussi valable pour l'action de l'acide chlorhydrique sur le zinc.
II.2.3. Interprétation au point de vue de l'oxydoréduction

Raisonnons avec le fer ; le raisonnement sera identique avec le zinc.
D'après l'équation chimique (1), on pourrait croire que des charges positives sont passées des ions
+
hydronium H3O au fer Fe. Or nous savons que les charges positives d'un atome (ou d'un ion) sont
portées par le noyau, qui n'est pas modifié au cours des réactions chimiques. En conséquence certains
électrons, faisant partie de la couche externe, peuvent être mis en commun ou transférés. On peut donc
penser qu'il s'est produit un transfert d'électrons du fer aux ions hydronium au cours de la réaction du
fer avec l'acide chlorhydrique.
2+
Le fer métallique donne naissance à des ions Fe : chaque atome de fer a donc cédé deux électrons.
Cette transformation peut être symbolisée par l’écriture suivante:
2+ -
Fe (sd) J Fe + 2 e (1a).
Cette transformation, au cours de la quelle le fer Fe cède deux électrons est appelée oxydation.
Le fer métal est appelé réducteur.
Définitions :
Une espèce chimique qui cède des électrons est appelée réducteur. La transformation qu'elle subie
est appelée oxydation.
+
Les ions hydronium H3O donnent un dégagement de dihydrogène : chacun d'eux a capté un électron
comme le symbolise l'écriture suivante :
+ -
2 H3O + 2 e J H2 (g) + 2 H2O (1b).
+
Cette transformation, au cours de la quelle deux ions hydronium H3O captent deux électrons est appelée
réduction.
Chaque ion hydronium est appelé oxydant.
Définitions :
Une espèce chimique qui capte des électrons est appelée oxydant. La transformation qu'elle subie
est appelée réduction.
Les deux transformations symbolisées par les écritures (1a) et (1b) ne sont que des écritures commodes
pour mettre en évidence le transfert d'électrons entre le fer et les ions hydronium. En effet les électrons
n'existent pas à l'état libre dans les systèmes étudiés en chimie : un atome de fer ne cède ses deux
électrons que si deux ions hydronium sont là pour les capter.
L'équation chimique (1) de la réaction entre le fer et les ions hydronium est obtenue en combinant les
deux transformations symbolisées par les écritures (1a) et (1b) pour que les électrons transférés
n'apparaissent pas:
2+ -
Fe (sd) J Fe + 2 e
+ -
+
2 H 3O + 2 e J H2(g) + 2 H2O
+ 2+
Fe (sd) + 2 H3O J Fe + H2 (g) + 2 H2O.
+
La réaction entre le réducteur Fe et l'oxydant H3O est appelée une réaction d'oxydoréduction.
12
Définitions :
Une réaction chimique mettant en jeu un transfert d'électrons entre ses réactifs est une réaction
d'oxydoréduction ou réaction redox.
III ACTION D'UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL

III.1. REACTION ENTRE UNE SOLUTION CONTENANT L'ION CUIVRE (II)
ET LE FER
III.1.1. Expérience et observations
Introduire de la limaille de fer dans un tube muni d'un robinet et dont le fond
est garni d'un tampon d'ouate (ou de coton) placé au dessus d'un bécher
vide. Ajouter dans le tube une solution diluée de sulfate de cuivre (II).
Ouvrir le robinet de manière à ce que la solution traverse lentement la
couche de limaille de fer. Le filtrat récupéré dans le bécher est presque
incolore. Un dépôt rouge brique de cuivre métallique apparaît sur la limaille
de fer (fig.4a).
2+
Figure 6 : Réaction entre les ions Cu et le fer métallique.
Verser quelques millilitres du filtrat dans un tube à essai et ajouter quelques

gouttes d'une solution d'hydroxyde de sodium.
Il se forme un précipité vert d'hydroxyde de fer (II) Fe(OH)2 qui caractérise
2+
la présence des ions Fe (fig.4b).
Figure 7 : Identification des ions fer (II).

III.1.2. Interprétation
L'absence de la couleur bleue dans le filtrat prouve la disparition des ions cuivre (II). Le dépôt de cuivre
2+
provient des ions Cu initialement présents dans la solution.
L'équation chimique de la réaction observée est :
2+ 2+
Cu + Fe (sd) J Cu (sd) + Fe (3).
Cette transformation n'aurait pas pu se produire s'il n'y avait pas eu un transfert d'électrons du fer aux
2+
ions Cu . C'est une réaction d'oxydoréduction ; en effet :
2+
- l'atome de fer s'oxyde en ion Fe . Cette transformation est symbolisée par l'écriture suivante:
2+ -
Fe (sd) J Fe + 2 e (3a).
2+
- l'ion Cu se réduit en cuivre métallique Cu. Cette transformation est symbolisée par l'écriture suivante:
2+ -
Cu + 2 e J Cu (sd) (3b).
13
L'équation chimique (3) de la réaction d'oxydoréduction est obtenue en combinant les deux
transformations symbolisées par les écritures (3a) et (3b):
2+ -
Fe (sd) J Fe + 2 e
+
2+ -
Cu + 2 e J Cu (sd)
2+ 2+
Fe (sd) + Cu J Fe + Cu (sd).
III.2. REACTION ENTRE UNE SOLUTION AQUEUSE CONTENANT L'ION ARGENT

(I)ET LE CUIVRE
III.2.1. Expérience et observations
-1
Dans un bécherer contenant une solution de nitrate d'argent 0,1 mol.L environ, plonger une lame de
cuivre bien décapé (au papier abrasif par exemple).
Au bout de quelques temps, la partie immergée de la lame de cuivre se couvre d'un dépôt d'argent
métallique (solide gris noirâtre). La solution initialement incolore bleuit progressivement du fait de la
2+
formation d'ions Cu (fig.5).
Figure 5 : Réaction du cuivre métallique avec les ions argent.
III.2.2. Interprétation
+
L'expérience précédente montre que les ions Ag ont réagi avec le cuivre métallique Cu pour donner un
2+
dépôt d'argent métallique et des ions Cu . L'équation chimique de la réaction est:
+ 2+
2 Ag + Cu (sd) J 2 Ag (sd) + Cu (4).
Cette transformation n'aurait pas pu se produire s'il n'y avait pas eu de transfert d'électrons du cuivre
+
aux ions Ag . C'est une réaction d'oxydoréduction ; en effet :
2+
- l'atome de cuivre s'oxyde en ion Cu . Cette transformation est symbolisée par l'écriture suivante:
2+ -
Cu (sd) J Cu + 2 e (4a).
+
- les ions Ag se réduisent en argent métallique. Cette transformation est symbolisée par l'écriture
suivante:
+ -
Ag + e J Ag (sd) (4b).
14
Pour retrouver l'équation chimique (4) de la réaction d'oxydoréduction il faut multiplier (4b) par deux
et l'ajouter à (4a) pour que les électrons n'apparaissent pas :
2+ -
Cu (sd) J Cu + 2e
+
+ -
2 x (Ag + e J Ag (sd))
+ 2+
Cu (sd) + 2 Ag J Cu + 2 Ag (sd).
+
Le cuivre Cu qui cède des électrons est un réducteur. L'ion argent Ag qui captent des électrons est un
oxydant.
Exercice d’entraînement
Enoncé
2+
Les ions cadmium Cd réagissent avec l'argent métallique Ag pour donner un dépôt de cadmium
+
métallique et des ions argent Ag .
2+
1. Donner les deux écritures qui symbolisent les transformations subies par les ions cadmium Cd et
l'argent Ag.
2. En déduire l'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction.
3. Préciser l'entité qui joue le rôle d'oxydant et celle qui joue le rôle de réducteur.
4. Préciser l'entité qui subit l'oxydation et celle qui subit la réduction.
Solution
1. Au cours de la réaction:
2+
- l'ion cadmium Cd capte deux électrons et se transforme en cadmium métallique Cd. Cette
transformation est symbolisée par l'écriture suivante:
2+ -
Cd + 2 e J Cd (sd) ;
+
- l'argent métallique Ag donne naissance à des ions argent Ag ; chaque atome d'argent cède donc
un électron. Cette transformation est symbolisée par l'écriture suivante:
+ -
Ag (sd) J Ag + e .
2. L'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction s'obtient en faisant la somme des deux transformations
précédentes de telle manière que les électrons transférés n'apparaissent pas :
2+ -
Cd + 2 e J Cd (sd)
+
+ -
2 x (Ag (sd) J Ag + e)
2+ +
Cd + 2 (Ag (sd) J Cd (sd) + 2 Ag .
2+
3. L'ion Cd capte des électrons : c'est un oxydant.
L'argent Ag cède des électrons : c'est un réducteur.
2+
4. L'argent Ag étant le réducteur: c'est l'entité qui subit l'oxydation. L'ion Cd joue le rôle d'oxydant:
c'est l'entité qui subit la réduction.
15
IV LES COUPLES OXYDANT- REDUCTEUR OU COUPLES REDOX
IV.1. EXEMPLES DE COUPLES OXYDANT-REDUCTEUR SIMPLES
2+
IV.1.1. Le couple Cu /Cu
Les expériences décrites dans le paragraphe III montrent que l'élément cuivre intervient de deux manières
différentes.
2+
Dans l'expérience III.1, les ions Cu captent les électrons fournis par le fer; ils subissent une réduction
selon l'écriture suivante:
Réduction
2+ -
Cu + 2 e J Cu (sd).
Dans l'expérience III.2, le cuivre Cu cède des électrons aux ions argent Ag+; le cuivre subit une oxydation
traduite par l'écriture suivante:
Oxydation
2+ -
Cu (sd) J Cu + 2 e .
Suivant les réactifs mis en jeu, on observe l'une ou l'autre des transformations précédentes.
2+
Le réducteur Cu et l'oxydant Cu sont liés par l'écriture suivante appelée demi-équation:
2+ -
Cu + 2 e ' Cu (sd).
2+
Les entités Cu et Cu forment un couple oxydant réducteur ou couple redox qu'on symbolise par
2+ 2+
Cu /Cu (fig.9). Cu est la forme oxydée du couple et Cu est sa forme réduite.
2+
Figure 9 : Les deux formes du couple Cu /Cu.
Le cuivre Cu se présente en copeaux ou en poudre rouge.
2+
Les ions Cu colorent en bleu une solution de sulfate de cuivre (II).
Remarque :
2+
La demi-équation associée au couple rédox Cu / Cu est appelée aussi équation formelle.
2+
IV.1.2. Le couple Fe /Fe
L'expérience décrite dans le paragraphe III.1 montre que le métal fer Fe peut céder des électrons pour
2+
donner des ions fer Fe . Le fer Fe subit une oxydation qu'on symbolise par l'écriture suivante:
Oxydation
2+ -
Fe (sd) J Fe + 2 e
16
2+
Dans d'autres expériences on peut avoir réduction des ions Fe selon le schéma suivant
Réduction
2+ -
Fe + 2 e J Fe (sd)
2+
Le réducteur Fe et l'oxydant Fe sont liés par la demi équation ou équation formelle :
2+ -
Fe +2e ' Fe (sd)
2+ 2+
Les entités Fe et Fe forment le couple redox Fe / Fe.
2+
IV.1.3. Le couple Zn /Zn
2+
Le métal zinc Zn peut céder des électrons pour donner des ions Zn . Dans d'autres expériences les
2+ 2+
ions Zn peuvent gagner des électrons et se transformer en Zn métal. Zn et Zn forment un couple
redox (fig.10) pour lequel l'équation formelle est:
2+ -
Zn + 2 e ' Zn (sd).
2+
Figure 10 : Les deux formes du couple Zn /Zn.
Le zinc Zn se présente en lame ou en poudre grise.
2+
Une solution renfermant les ions Zn est incolore.
IV.1.4. Autres exemples de couples oxydant réducteur simples

Dans le tableau ci-dessous (tableau 2) nous donnons d'autres exemples de couples redox simples ainsi
que les équations formelles correspondantes.
Equation formelle Forme oxydée Forme réduite Couple Ox/Red

+ - + Ag +
Ag + e ' Ag (sd) Ag Ag / Ag
3+ - 3+ Al 3+
Al + 3 e ' Al (sd) Al Al / Al
3+ - 2+ 3+ 2+ 3+ 2+
Fe + e ' Fe Fe Fe Fe / Fe
2+ - 2+ Hg 2+
Hg + 2 e ' Hg Hg Hg / Hg
2+ - 2+ Sn 2+
Sn + 2 e ' Sn (sd) Sn Sn / Sn
- - Cl2 - -
Cl2 (g) + 2 e ' 2 Cl Cl Cl2 / Cl
- - Br2 - -
Br2 + 2 e ' 2 Br Br Br2 / Br
Tableau 2 : Exemples de couples redox simples.
En mettant en jeu deux de ces couples redox on obtient une réaction d'oxydoréduction dont l'équation
chimique peut être obtenue par la combinaison des équations formelles correspondant aux deux couples
redox.
17
Enoncé
2+ 3+ + 3+ 2+
On considère les entités chimiques suivantes : Fe , Al , Na , Fe , Sn et Al(sd).
1. Donner les symboles des couples redox qu'on peut former avec ces entités.
2. Ecrire l'équation formelle associée à chaque couple redox.
3+
3. Ecrire l'équation chimique de la réaction d'oxydation de l'aluminium par les ions fer (III) Fe et
mettant en jeu les couples redox choisis.
Solution
3+ 2+ 3+ 3+ 2+
1. Les couples redox à considérer sont Fe / Fe et Al / Al (sd) car les entités Fe et Fe correspondent
3+
à l'élément fer et les entités Al et Al correspondent à l'élément aluminium.
3+ 2+
2. L'équation formelle associée au couple redox Fe / Fe est:
3+ - 2+
Fe + e ' Fe .
3+
L'équation formelle associée au couple redox Al / Al (sd) est:
3+ -
Al + 3 e ' Al (sd).
3. L'équation chimique de la réaction d'oxydoréduction s'obtient en faisant la somme des deux écritures,
3+
qui, l'une traduit la réduction de Fe et l'autre traduit l'oxydation de Al, de telle manière que les électrons
transférés n'apparaissent pas:
3+ -
Al (sd) J Al + 3 e
+
3+ - 2+
3 (Fe + e J Fe )
3+ 3+ 2+
Al (sd) + 3 Fe J Al + 3 Fe .
IV.2. EXEMPLES DE COUPLES OXYDANT-REDUCTEUR COMPLEXES

+
IV.2.1. Le couple H3O /H2
+
Les expériences décrites dans les paragraphes II-1 et II-2 montrent que les ions hydronium H3O captent
+
des électrons pour donner du dihydrogène H 2 . Les entités H 3 O et H 2 forment le couple redox
+
H3O / H2 pour lequel l'équation formelle est:
+ -
2 H3O + 2 e ' H2 (g) + 2 H2O.
+
Cette équation formelle fait intervenir en plus de la forme oxydée H3O et de la forme réduite H2, une
+
autre entité H2O. Le couple H3O / H2 n'est pas un couple oxydant-réducteur simple.
2- 3+
IV.2.2. Le couple Cr2O7 /Cr
Certaines équations formelles sont très faciles à écrire correctement. Dans des cas plus difficiles il est
recommandé de procéder méthodiquement.
2- 3+
L'exemple du couple Cr2O7 /Cr sera utilisé pour illustrer la méthode à suivre pour écrire correctement
l'équation formelle associée à un couple oxydant réducteur complexe.
18
Etapes Recommandations Application
Ecrire l'oxydant à gauche et le
1ere 2- 3+
réducteur à droite de la double Cr2O7 + …. ' Cr + ….
étape
flèche.
Procéder à la conservation des
2eme atomes de l'élément commun à 2- 3+
Cr2O7 + …. ' 2 Cr + ….
étape l'oxydant et au réducteur autre que
H et O (ici le chrome Cr).
Respecter la conservation des
3eme
atomes d'oxygène O en ajoutant Cr2O72- + …. ' 2 Cr
3+
+ 7 H2O
étape
des molécules d'eau.
4eme atomes d'hydrogène H en ajoutant Cr O 2- + 14 H+ + …. ' 3+
2 7 2 Cr + 7 H2O
étape +
des ions H .
5eme
charges électriques en choisissant Cr O 2- + 14 H+ + 6 e- ' 2 Cr
3+
+ 7 H2O
étape 2 7
le nombre d'électrons.
+
Remplacer les ions H par autant
+
6eme d'ions H3O et ajouter dans l'autre 2 2- + - 3+
étape Cr O7 + 14 H3O + 6 e ' 2 Cr + 21 H2O.
membre de l'équation formelle
autant de molécules d'eau H2O.
Remarque :
- Les pointillés signalent que l'équation formelle n'est pas encore complète.
- La méthode proposée doit être appliquée strictement dans l'ordre indiqué.
IV.3. DEFINITION D'UN COUPLE OXYDANT REDUCTEUR OU COUPLE REDOX
Un couple oxydant réducteur ou couple redox est constitué de deux entités chimiques l'une
correspondant à la forme oxydée Ox et l'autre à la forme réduite Red d'un même élément chimique.
On le note Ox/Red.
A chaque couple redox on associe une équation formelle ou demi-équation écrite avec une double flèche.
Pour les couples redox simples cette demi-équation est de la forme:
-
a Ox + n e ' b Red.
Pour les couples redox complexes cette demi-équation est de la forme :
+ -
a Ox + c H3O + n e ' b Red + d H2O.
Les coefficients a, b, c, d et n sont choisis de manière à respecter le principe de conservation des
éléments et des charges électriques.
Remarque :
L'entité chimique correspondant à la forme oxydée figure en premier lieu dans l'écriture du symbole d'un
couple redox.
19
V ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDOREDUCTION
Les coefficients stœchiométriques servant à équilibrer une équation d'oxydoréduction sont déterminés
à partir des équations formelles associées à chaque couple redox. Il suffit de combiner ces équations
formelles de telle sorte que les électrons n'apparaissent pas dans l'équation d'oxydoréduction.
Exemple :
2- 2+
La réaction d'oxydoréduction entre les ions bichromate Cr2O7 et les ions fer (II) Fe met en jeu les
2- 3+ 3+ 2+
couples redox Cr2O7 /Cr et Fe /Fe .
Pour écrire l'équation chimique d'oxydoréduction on dispose les deux écritures (correspondant l'une à
la réduction de la forme oxydée du premier couple et l'autre à l'oxydation de la forme réduite du deuxième
couple) l'une au dessus de l'autre pour qu'on puisse les additionner membre à membre. La transformation
3+ 2+
associée au couple Fe /Fe est multipliée par six avant de l'additionner à celle associée au couple
2 - 3+
Cr2O7 /Cr ce qui permet d'éliminer les électrons par simplification.
2- 3 + - 3+
Cr2O7 + 14 H O +6e J 2 Cr + 21 H2O
+
2+ 3+ -
6 (Fe J Fe +e)
2- 2+ + 3+ 3+
Cr2O7 + 6 Fe + 14 H3O J 2 Cr + 6 Fe + 21 H2O.
Enoncé :
La préparation du dichlore Cl2 peut être réalisée
au laboratoire en faisant réagir une solution d'acide
chlorhydrique HCl sur des cristaux de
permanganate de potassium KMnO4 (fig.11). Les
couples redox mis en jeu par cette réaction sont :
- 2+ -
MnO4 /Mn et Cl2 / Cl .
1. Etablir l'équation formelle associée au
- 2+
coupleMnO4 /Mn .
2. Ecrire l'équation formelle associée au couple
-
Cl2/Cl .
Figure 11 : Préparation du dichlore.
3. Etablir l'équation chimique de la réaction d'oxydo
- -
réduction qui se produit entre l'ion permanganate MnO4 et l'ion chlorure Cl .
Nota :
Le dichlore est un gaz toxique, il doit être préparé et manipulé sous la hotte.
20
Solution :
1. Appliquons la méthode exposée au paragraphe V.4.b pour retrouver la demi équation associée au
- 2+
couple redox MnO4 /Mn .
Etapes Recommandations Application

Ecrire l'oxydant à gauche et le réducteur - 2+
1ere étape MnO4 + … ' Mn +…
à droite de la double flèche.
Procéder à la conservation des atomes
de l'élément commun à l'oxydant et au - 2+
2eme étape
réducteur autre que H et O (ici le MnO4 + … ' Mn +…
manganèse Mn).
Respecter la conservation des atomes
3eme étape d'oxygène O en ajoutant des molécules MnO - + … ' Mn
2+
+ 4 H2O
4
d'eau.
Respecter la conservation des atomes - + 2+

4eme étape + MnO4 + 8 H + … ' Mn + 4 H2 O
d'hydrogène H en ajoutant des ions H .
Respecter la conservation des charges

5eme étape électriques en choisissant le nombre MnO - + 8 H+ + 5 e- ' Mn
2+
+ 4 H2O
4
d'électrons.
+
Remplacer les ions H par autant d'ions
+
H3O et ajouter dans l'autre membre de - + - 2+
6eme étape MnO4 + 8 H3O + 5 e ' Mn + 12 H2O
l'équation formelle autant de molécules
d'eau H2O.
- 2+
L'équation formelle associée au couple MnO4 /Mn est :
- + - 2+
MnO4 + 8 H3O + 5 e ' Mn + 12 H2O.
-
2. L'équation formelle associée au couple Cl2 / Cl est:
- -
Cl2 + 2 e ' 2 Cl .
3. L'équation de la réaction d'oxydoréduction s'obtient en faisant la somme des deux écritures, l'une
- -
traduisant la réduction de MnO4 et l'autre traduisant l'oxydation de Cl . Elle ne doit pas comporter
d'électrons. Il faut, pour cela, multiplier les coefficients stœchiométriques de l'équation traduisant
- -
l'oxydation de Cl par 5 et celle traduisant la réduction de MnO4 par 2 :
- + - 2+
2 x (MnO4 + 8 H3O + 5 e J Mn + 12 H2O)
+ - -
5 x (2 Cl J Cl2 + 2 e )
- - + 2+
2 MnO4 + 10 Cl + 16 H3O J 2 Mn + 5 Cl2 + 24 H2O.
21
Exercice résolu
Enoncé
On veut déterminer la composition massique d'un échantillon de cupronickel (alliage cuivre-nickel) en
l'attaquant par un excès d'une solution d'acide chlorhydrique. Suite à cette attaque le nickel Ni est oxydé
2+
en Ni et il se dégage du dihydrogène H2.
+
1. Donner les écritures qui symbolisent les transformations subies par le nickel Ni et l'ion H3O .
2. En déduire l'équation bilan de la réaction d'oxydo réduction qui a eu lieu. Préciser l'oxydant et le
réducteur.
3. Préciser les couples oxydant-réducteur mis en jeu au cours de cette réaction.
3
4. L'attaque d'un échantillon de masse m = 5,0 g donne un volume V égal à 381,6 cm de dihydrogène,
-1
mesuré dans les conditions où le volume molaire est égal à VM = 22,4 L.mol .
a) Déterminer la masse m' de nickel dans l'échantillon.
b) En déduire le pourcentage massique du nickel dans l'alliage cuivre-nickel utilisé.
c) Choisir parmi les formulations données ci-dessous celle qui convient à cet alliage.
Donnée : Selon le pourcentage massique du nickel, les alliages cuivre-nickel peuvent avoir l'une des
formulations suivantes: CuNi 5, CuNi 20 ou CuNi 25.
Méthodes et Conseils de résolution Solution

- L'équation qui traduit une transformation 1. Le nickel Ni se transforme en ion Ni2+ Cette
électronique doit respecter le principe de transformation est symbolisée par l'écriture suivante :
conservation des éléments et des charges 2+ -
Ni (sd) J Ni + 2e .
électriques +
Les ions H3O donne du dihydrogène H2. Cette
transformation est symbolisée par l'écriture suivante:
+ -
2 H3O + 2 e J H2 (g) + 2 H2O.
2. L'équation de la réaction d'oxydoréduction est

obtenue en faisant la somme des deux équations
précédentes: -
2+
- Les électrons ne figurent pas dans Ni (sd) J Ni + 2 e
l'équation bilan d'une réaction + -
+
2 H3O + 2 e J H2 (g) + 2 H2O
d'oxydoréduction.
+ 2+
Ni (sd) + 2 H3O J Ni + H2 (g) + 2 H2O.
Au cours de cette réaction le nickel Ni joue le rôle de

+
réducteur et H3O joue le rôle d'oxydant.
- Lors de l'écriture du symbole d'un couple
2+ 2+
oxydant-réducteur, la forme oxydée est 3. Ni et Ni forment le couple Ni / Ni.
+ +
écrite en premier lieu. H3O et H2 forment le couple H3O / H2.
22
4. a) D'après l'équation bilan de la réaction
d'oxydoréduction on a:
n Ni = n H où :
2
n Ni représente la quantité de nickel disparue et n H

2
représente la quantité de dihydrogène formée.
Or : n Ni = m’ et n H2 = VH2
M Ni V M
On en déduit que :
m’ = V (H2 ) V (H2 ) x M(Ni)

soit : m’ =
M Ni VM VM
Application numérique :
381,6.10-3 x 58,7 1 g
m’ = =
3 -3 22,4
- 1 cm = 1 mL = 10 L.
b) Le pourcentage massique p de nickel dans l’alliage
cuivre-nickel utilisé est :
m’
p= 100 = 1 x 100 = 20.
m 5
c) L’alliage cuivre-nicke peut être désigné par la
formulation CuNi 20.
L’essentiel du cours
- Toute réaction chimique mettant en jeu un transfert d'électrons entre ses réactifs est une réaction
d'oxydoréduction.
- Une oxydation est une transformation correspondant à une perte d'électrons.
- Une réduction est une transformation correspondant à un gain d'électrons.
- Un oxydant est une entité chimique qui peut capter des électrons.
- Un réducteur est une entité chimique qui peut céder des électrons.
- Un couple oxydant-réducteur ou couple redox est constitué d'une forme oxydée Ox et d'une forme
réduite Red d'un même élément chimique.
- Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples redox Ox1/Réd1 et Ox2/Réd2. L'équation
de cette réaction est obtenue par la combinaison des équations formelles associées aux deux
couples redox affectées de coefficients tels que les électrons n'apparaissent pas.
Adresse de sites internet conseillés

a) http://perso.wanadoo.fr/ physique.chimie/1S_chimie/1_S_Chimie_7_reactions_d'oxydoreduction.htm.
c) http://mendeleiev.cyberscol.qc.ca/chimisterie/chimie534/oxydo.htm.
d) http://chimie.net.free.fr/index2.htm
23
Exercices d’évaluation
Verifier ses acquis

A. Tester ses connaissances
1. Citer le nom de trois métaux courants et donner leur symbole.

2. Citer trois exemples d'ions monoatomiques correspondant à des métaux.
3. Donner la définition des termes: oxydant, oxydation et réaction d'oxydoréduction.
4. Qu'est-ce qu'un couple oxydant réducteur ? Citer trois exemples de couples oxydant-réducteur simples.
2+ - - 3+
5. Identifier les couples oxydant réducteur simples parmi les couples suivants : Pb /Pb, ClO /Cl et Al /Al.
B. Répondre par vrai ou faux

1. Un oxydant est une entité chimique capable de capter au moins un électron au cours d'une réaction
chimique.
2. Une réduction est une transformation qui correspond à un gain d'électrons.
3. Lors d'une réaction d'oxydoréduction le réducteur est réduit, l'oxydant est oxydé.
3+
4. Al/Al est le symbole du couple oxydant réducteur correspondant à l'élément aluminium.
2+ 2+
5. Au cours de la réaction d'équation bilan : Cu + Zn (sd) J Zn + Cu (sd), le zinc métallique réduit
2+
l'ion Cu .
6. Les métaux sont des réducteurs.
C. Questions avec choix de réponses multiples

Choisir la bonne réponse.
1. Un réducteur est une entité chimique pouvant au cours d'une réaction chimique :
a) donner un ou plusieurs électrons;
b) capter un ou plusieurs électrons;
c) donner un ou plusieurs protons;
d) capter un ou plusieurs protons.
- 2+ + 2+ 3+
2. Au cours de la réaction d'oxydo réduction MnO4 + 5 Fe + 8 H3O J Mn + 5 Fe + 12 H2O
le réducteur est:
2+
a) Fe ;
+
b) H3O ;
-
c) MnO4 .
2+ 2+
3. Au cours de la réaction d'oxydo réduction Cu + Ni (sd) J Ni + Cu (sd), l'entité réduite est :
2+
a) Cu ;
b) Ni;
c) Cu.
2+ 2+
4. Au cours de la réaction d'oxydo réduction Fe + Zn (sd) J Zn + Fe (sd), les couples redox mis
en jeu sont:
a) Fe2+/Fe et Zn/Zn2+ ;
b) Zn2+/Zn et Fe2+/Fe ;
c) Zn2+/Zn et Fe/Fe2+.
24
5. L’équation formelle associée au couple Sn2+/Sn est :
-
a) Sn2+ ' Sn4+ + 2 e ;
-
b) Sn2+ + 2 e ' Sn (sd) ;
-
c) Sn(sd) + 2 e ' Sn2+.
Utiliser ses acquis dans des situations simples

Les masses molaires atomiques sont données dans le tableau périodique à la fin du manuel.
Exercice 1
On plonge une lame de zinc Zn dans une solution bleue contenant des ions cuivre (II) Cu2+. Quelques
minutes après on observe un dépôt rougeâtre sur la lame de zinc.
1. Préciser la nature de ce dépôt.
2. Donner les deux écritures qui symbolisent les transformations électroniques subies par l'ion Cu2+ et
le zinc Zn.
3. Ecrire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction.
4. Préciser l’oxydant et le réducteur qui interviennent dans cette réaction.
Exercice 2
Ecrire les équations formelles des couples oxydant réducteur suivants:
Zn2+/Zn; Al3+/Al; Br2/Br–; S4O62-/S2O32- ; ClO-/Cl2 et NO3-/NH4+
Exercice 3
-
Parmi les couples d’entités suivants : (Cu , Cu2+); (Fe2+, Fe3+); (Ag, Cu2+); (H2, H3O+) et (Fe2+, F ).
1. Donner le symbole des couples qui peuvent former un couple redox.
2. Préciser la forme oxydée et la forme réduite pour chaque couple identifié.
3. Etablir l’équation formelle associée à chaque couple redox.
Exercice 4
On donne les équations chimiques des réactions suivantes :
Cu2+ + 2 OH- J Cu(OH)2 (sd),
2 Hg + 2 Ag+ J Hg22+ + 2 Ag (sd) ;
NH3 + H3O+ J NH4+ + H2O;
-
S2O82 + Hg J Hg2+ + 2 SO42-.
Préciser parmi ces réactions celles qui sont des réactions d’oxydoréduction.
Exercice 5
On donne les équations chimiques des réactions suivantes :
2 Al (sd) + 3 Zn2+ J 2 Al3+ + 3 Zn(sd) ;
2 Au3+ (sd) + 3 Zn (sd) J 2 Au (sd) + 3 Zn2+;
Cu2+ (sd) + Pb (sd) J Cu (sd) + Pb2+.
1. Préciser pour chaque réaction l’oxydant et le réducteur mis en jeu.
2. Montrer que chaque équation d'oxydoréduction peut être considérée comme la somme de deux
équations, traduisant l'une une oxydation et l'autre une réduction, que l'on précisera.
25
Utiliser ses acquis pour une synthèse
Exercice 6
On fait réagir une solution d’acide sulfurique 2 M sur une quantité de limaille de fer de masse m = 5 g.
On observe un dégagement gazeux.
1. Ecrire l’équation chimique de la réaction observée en ne faisant apparaître que les entités qui ont réagi.
2. Déterminer le volume minimal V1 de la solution d’acide sulfurique qu’on doit utiliser pour oxyder toute
la quantité de fer présente.
3. En déduire le volume V2 du gaz dégagé.
-1
Donnée : La masse molaire atomique du fer est égale à 56 g.mol
-1
Le volume molaire des gaz est égal à 24 L. mol dans les conditions de l’expérience.
Exercice 7
Pour argenter de petits objets métalliques on pratiquait autrefois «l'argenture au pouce». Cette opération
consistait à frotter l'objet avec un chiffon imbibé d'une bouillie contenant, entre autres, du chlorure d'argent
AgCl récemment précipité.
1. Écrire l'équation bilan de la réaction permettant d'expliquer le dépôt du métal argent sur un objet en
cuivre.
2. Préciser les couples redox mis en jeu. Ecrire, pour chacun d’eux, l’équation formelle correspondante.
Exercice 8
2+ -3 -1
On prépare 50 mL d'une solution dont la concentration en ion cuivre (II) est [Cu ] = 10 mol. L .
1. Calculer la masse m1 de sulfate de cuivre anhydre CuSO4 qu’il faut peser pour préparer cette solution.
2. Sachant que le métal fer est oxydé en ion fer (II) par l'ion cuivre (II), déterminer la masse m2 de fer
qui peut disparaître au contact de cette solution.
Exercice 9
Quand on prépare une soupe à la tomate, on constate au cours du nettoyage de la cocotte en acier qui
a servi à la cuisson qu’elle est nettement décapée sur toute la surface qui a été en contact avec le potage.
+
1. Sachant que le jus de tomate est acide et qu’il contient des ions hydronium H3O , expliquer l'origine
de cette observation.
2. Écrire l'équation chimique de la transformation qui se produit.
Donnée : L'acier est un alliage de fer et de carbone.
Exercice 10
-2 -
A 10 mL d’eau de javel contenant 6.10 mol d’ion hypochlorite ClO , on ajoute une solution d’iodure de
-
potassium KI contenant 8.10-2 mol d’ion iodure I . A ce mélange on ajoute quelques gouttes d’une solution
d’acide sulfurique; on observe alors une coloration brune suite à la formation du diiode I2.
- -
1. L’un des couples redox mis en jeu dans cette expérience est le couple ClO /Cl . Préciser l’autre couple
redox.
2. Etablir l’équation formelle associée à chaque couple redox.
3. En déduire l’équation bilan de la réaction d’oxydoréduction. Justifier l’ajout de l’acide sulfurique.
4. Déterminer la quantité de matière de diiode I2 formé.
26
EXERCICE DOCUMENTAIRE
LA PHOTOGRAPHIE
La photographie comporte plusieurs opérations illustrées par les figures.12, 13 et 14.
Prise de vue
Un film photographique est constitué d'un support cellulosique transparent sur
lequel on a déposé des microcristaux de bromure d'argent (AgBr) noyés dans
+ -
de la gélatine. Ces cristaux sont constitués d'ions Ag et Br (voir photo ci-contre).
Lors de la prise de vue, certains microcristaux absorbent de l'énergie lumineuse
ce qui conduit à la formation d'un très petit nombre d'atomes d'argent métallique
selon l'équation bilan :
+ -
Ag + Br J Ag(sd) + Br (a).
Les atomes de brome se dispersent dans la gélatine. Les atomes d'argent métallique ne sont pas
visibles à l'oeil nu, ils constituent l'image latente. Pour la rendre visible, il faut procéder au développement
(pour obtenir le négatif) qui comporte deux étapes : la révélation et le fixage.
Action du révélateur
9
Le révélateur permet de multiplier par un facteur d'environ 10 le nombre d'atomes d'argent. Ceux-ci
se forment d'abord autour des germes de l'image latente selon la demi équation électronique:
AgBr (sd) + e- 'Ag(sd) + Br- (b).
Action du fixateur
Après lavage, le fixateur permet de stabiliser l'image. Il dissout les cristaux de bromure d'argent qui
n'ont pas été transformés. Le constituant essentiel du révélateur est le thiosulfate de sodium Na2S203
qui réagit selon l'équation bilan :
2- 3- -
AgBr (sd) + 2 S2O3 J Ag(S2O3)2 + Br (c).
Figure 12. Négatif Figure 14. Photographie finale

Figure 13. Tirage : action du révélateur
Questions :
1. Dire si la réaction (a) est une réaction d'oxydo-réduction.
2. Préciser le rôle joué par le révélateur. Pourquoi faut-il soustraire rapidement le film à l'action du révélateur?
3. Peut-on considérer la réaction (c) comme une réaction d'oxydoréduction? Pourquoi l'image de
l’objet photographié apparaît-elle en négatif sur le film ?
27
CH +
4 2O
Chapitre N° 2 2
CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES
METAUX PAR RAPPORT AU DIHYDROGENE
Des objets en cuivre
Cette photo montre des objets en cuivre qui ne présentent pas la même brillance. Les objets
présentant un très bon éclat métallique ont été nettoyés par une solution d'acide chlorhydrique
qui dissout les impuretés et n'attaque pas le cuivre. Pourquoi le cuivre n'est-il pas attaqué
par la solution d'acide chlorhydrique ?
28
Plan
I CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX
II REACTION ENTRE LES SOLUTIONS AQUEUSES ACIDES A ANION NON OXYDANT ET LES
METAUX
III CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES ELEMENTS USUELS
IV UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX DANS LA
PREVISION DES REACTIONS REDOX
Objectifs
- Etablir une classification électrochimique des métaux par rapport au dihydrogène.
- Utiliser la classification électrochimique pour prévoir l'action d'un ion métallique ou d'un acide sur
un métal.

- Définition des termes: réducteur, oxydant et réaction d'oxydoréduction

1. Un réducteur est une entité chimique qui peut perdre des électrons.
2. Un oxydant subit une oxydation
3. Une réaction chimique mettant en jeu un transfert d'électrons entre ses réactifs est une
réaction d'oxydoréduction.
- Notion de couple oxydant-réducteur

1. Un couple redox est constitué d'une forme oxydée Ox et d'une forme réduite Red d'un
même élément chimique.
2+
2. L'équation formelle associée au couple Zn /Zn est :
2+ -
Zn + 2 e ' Zn (sd)
3 +
3. L'équation formelle associée au couple H O / H2 est :
+ -
2 H3O ' H2 (g) + H2O + 2 e
- Ecriture de l'équation bilan d'une réaction d'oxydoréduction

2+ 3+
1. L'équation bilan : 3 Fe + 2 Al (sd) J 3 Fe (sd) + 2 Al est équilibrée.
+ 2+
2. L'équation bilan : 2 H3O + Zn (sd) J H2 (g) + Zn + 2 H2O est équilibrée.
29
CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE
DES METAUX PAR RAPPORT AU DIHYDROGENE
CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES

METAUX PAR RAPPORT AU DIHYDROGENE
I CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES METAUX
I.1. COMPARAISON DU POUVOIR RÉDUCTEUR DES MÉTAUX FER ET CUIVRE
2+
I.1.1. Réaction entre le fer Fe et une solution contenant des ions Cu
L’expérience décrite dans le paragraphe III.1 du chapitre précédent nous a permis de montrer que le
métal fer, plongé dans une solution de sulfate de cuivre (II) CuSO4, se recouvre de cuivre métallique
Cu et qu’il se forme des ions fer Fe2+.
L’équation chimique de la réaction observée est :
2+ 2+
Cu + Fe(sd) J Cu(sd) + Fe
2+
I.1.2. Réaction inverse entre le cuivre Cu et une solution contenant des ions Fe
Dans les mêmes conditions, une lame de cuivre Cu immergée très longtemps dans une solution de
sulfate de fer (II) FeSO4 ne se recouvre pas de fer métallique (fig.1).
Figure 1 : Le cuivre métallique ne réagit pas avec les ions fer (II)
D’après ces deux expériences on peut conclure que :

2+ 2+
- Le fer Fe réduit les ions Cu alors que le cuivre Cu ne peut pas réduire les ions Fe .
- Le fer a une tendance plus grande que le cuivre à passer de l’état métallique à l’état cationique: le fer
est plus réducteur que le cuivre (fig.2).
Pouvoir réducteur décroissant
Fe Cu
Figure 2 : Comparaison du pouvoir réducteur
des métaux cuivre et fer
30
I.2. COMPARAISON DU POUVOIR REDUCTEUR DES METAUX CUIVRE ET ARGENT
+
I.2.1. Réaction entre le cuivre Cu et une solution contenant des ions argent Ag
L’expérience décrite dans le paragraphe III.2 du chapitre précédent nous a permis de montrer que le
+
cuivre métallique réagit avec une solution contenant des ions argent Ag , on obtient de l’argent métallique
2+
Ag et des ions cuivre Cu .
+ 2+
2 Ag + Cu (sd) J 2 Ag (sd) + Cu .
2+
I.2.2. Réaction inverse entre l’argent Ag et une solution contenant des ions Cu
Dans les mêmes conditions, un fil d’argent Ag immergé longtemps dans une solution de sulfate cuivre
(II) CuSO4 ne se recouvre pas de cuivre métallique (fig.3).
Figure 3 : L’argent métallique ne réagit pas avec les ions cuivre (II).
D’après ces deux expériences nous en déduisons que :

+ 2+
- Le cuivre Cu réduit les ions argent Ag alors que l’argent Ag ne peut pas réduire les ions Cu .
- Le cuivre a une tendance plus grande que l’argent à passer de l’état métallique à l’état cationique :
le cuivre est plus réducteur que l’argent (fig.4).
Cu Ag
Figure 4. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux cuivre et Argent.
I.3. COMPARAISON DU POUVOIR REDUCTEUR DES METAUX FER ET ARGENT

+
I.3.1. Réaction entre le fer Fe et une solution contenant des ions argent Ag
a. Expérience et observation
Dans un becher contenant une solution de nitrate d’argent de concentration 0,1 mol.L-1 environ, plonger
une lame de fer préalablement décapé au papier émeri.
Figure 5 : Réaction du fer métallique

avec les ions argent.
31
Au bout de quelques temps, la partie immergée de la plaque de fer se recouvre d’un dépôt noirâtre
d’argent métallique (fig.5). La solution initialement incolore devient jaune verdâtre par suite de la formation
2+
des ions Fe .
b. Interprétation
+
L’expérience réalisée précédemment montre que les ions Ag ont réagi avec le fer métallique Fe pour
2+
donner un dépôt d’argent métallique et des ions Fe . L’équation chimique de la réaction est:
+ 2+
2 Ag + Fe (sd) J 2 Ag (sd) + Fe .
2+
L’expérience inverse qui consiste à plonger un fil d’argent dans une solution contenant des ions Fe
ne donne aucun changement observable.
Nous en déduisons que :
+ 2+
- Le fer Fe réduit les ions argent Ag alors que l’argent Ag ne peut pas réduire les ions Fe .
- Le fer a une tendance plus grande que l’argent à passer de l’état métallique à l’état cationique : le
fer est plus réducteur que l’argent (fig.6).
Fe Ag
des métaux fer et Argent.
I.4. CONCLUSION
En considérant seulement les métaux cuivre Cu, fer Fe et argent Ag on peut noter que :
- le fer Fe est plus réducteur que le cuivre Cu ;
- le cuivre Cu est plus réducteur que l’argent Ag ;
- le fer Fe est plus réducteur que l’argent Ag.
Nous pouvons alors classer les trois métaux cuivre Cu, fer Fe et argent Ag selon leur pouvoir réducteur
décroissant (fig.7).
Fe Cu Ag

des métaux fer, cuivre et Argent.
I.5. GENERALISATION
Des expériences similaires aux expériences précédentes permettent de classer d’autres métaux selon
leur pouvoir réducteur décroissant.
Ainsi d’une manière semblable on pourrait observer qu’une lame d’aluminium Al immergée dans une
solution de sulfate de zinc se recouvre d’un dépôt gris de zinc. La réaction observée est :
2+ 3+
2 Al (sd) + 3 Zn J 2 Al + 3 Zn (sd).
De même une lame de Zinc Zn immergée dans une solution de sulfate de Fer (II) se recouvre d’un dépôt
noirâtre de fer. La réaction observée est :
2+ 2+
Zn (sd) + Fe J Zn + Fe (sd) .
32
3+
Les expériences inverses (une lame de zinc immergée dans une solution contenant des ions Al ; une
2+
lame de fer en contact d’une solution contenant des ions Zn ) ne donnent pas de changement observable.
On peut donc conclure que :
- l’aluminium Al est plus réducteur que le zinc Zn ;
- le zinc est plus réducteur que le fer Fe.
L’ensemble de ces résultats permet de faire une classification électrochimique de ces métaux et d’autres
suivant leur pouvoir réducteur décroissant (fig. 8) :
Al Zn Fe Pb Cu Ag
Figure 8. Comparaison du pouvoir réducteur de quelques métaux.
II REACTION ENTRE LES SOLUTIONS AQUEUSES ACIDES A ANION NON

OXYDANT ET LES METAUX
+
II.1. REACTION DU FER AVEC UNE SOLUTION CONTENANT DES IONS H3O
L’expérience décrite au paragraphe II.1 du premier chapitre et se rapportant à la réaction du fer Fe avec
+
une solution diluée d’acide chlorhydrique nous a permis de montrer que les ions hydronium H3O
2+
réagissent avec le fer métallique pour donner du dihydrogène gaz et des ions Fe .
+ 2+
Fe (sd) + 2 H3O J Fe + H2 (g) + 2 H2O .
+
- Le fer Fe réduit les ions hydronium H3O . On dit que le fer est plus réducteur que le dihydrogène
c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs est plus grande
que celle de l’hydrogène.
- Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera le dihydrogène
à droite du fer.
+
II.2. REACTION DU PLOMB AVEC UNE SOLUTION CONTENANT DES IONS H3O
Introduire un petit morceau de plomb dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une
-1
pro pipette verser avec précaution 2 mL d’une solution aqueuse d’acide chlorhydrique 0,1 mol.L .
2+
Du dihydrogène se dégage et il se forme des ions plomb Pb (fig.9).
Figure 9. Réaction du plomb

avec l’acide chlorhydrique
33
b. Interprétation
Il s’agit là aussi d’une réaction d’oxydoréduction dont l’équation chimique est :

+ 2+
Pb (sd) + 2 H3O J Pb + H2 (g) + 2 H2O.

+
- Le plomb Pb réduit les ions hydronium H3O . On dit que le plomb Pb est plus réducteur que le
dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions positifs
est plus grande que celle de l'hydrogène.
- Sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera l’hydrogène
à droite du plomb.
II.3. REACTION DU CUIVRE AVEC UNE SOLUTION DILUEE D’ACIDE CHLORHYDRIQUE

Introduire de la tournure de cuivre dans un tube à essais, puis à l’aide d’une pipette munie d’une pro
-1
pipette verser 2 mL de la solution d’acide chlorhydrique 0,1 mol.L (fig.10).
Aucun dégagement n’apparaît même si on chauffe légèrement le tube à essais. Le cuivre ne réagit pas
avec les ions hydronium.
Figure 10. L’acide chlorhydrique

ne réagit pas avec le cuivre

+
- le cuivre Cu ne réduit pas les ions hydronium H3O . On dit que le cuivre Cu est moins réducteur
que le dihydrogène c’est-à-dire que sa tendance à passer de l’état de corps simple à l’état d’ions
positifs est plus faible que celle de l'hydrogène .
- sur l’axe représentant les métaux selon leur pouvoir réducteur décroissant, on placera le dihydrogène
à gauche du cuivre.
II.4. CONCLUSION
D’après les expériences précédentes on peut noter que :
- le fer est plus réducteur que le dihydrogène;
- le plomb Pb est plus réducteur que le dihydrogène ;
- le dihydrogène est plus réducteur que le cuivre.
En conséquence on placera, dans la classification reproduite par la figure 8, le dihydrogène à droite du
plomb Pb et à gauche du cuivre Cu (fig.11).
Al Zn Fe Pb H2 Cu Ag
Métaux attaqués par les acides à Métaux non attaqués par les
anion non oxydant. acides à anion non oxydant.
Figure 11 : Comparaison du pouvoir réducteur de quelques métaux par rapport au dihydrogène.
34
III CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DE QUELQUES
ELEMENTS USUELS
La réalisation d'autres expériences du même type que celles décrites dans les paragraphes précédents
nous permet de compléter la classification électrochimique précédente de la manière suivante (fig. 12):

Ca Na Mg Al Mn Zn Fe Ni Pb H2 Cu Ag Hg
Figure 12. Comparaison du pouvoir réducteur des métaux usuels par rapport au dihydrogène.
Remarque
Certaines réactions possibles spontanément ne se produisent pas à cause du phénomène de passivation
du métal due à l'existence d'une couche protectrice d'oxyde sur la surface du métal.
IV UTILISATION DE LA CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES

METAUX
IV.1. PREVISION DE LA REACTION ENTRE UN METAL ET UN CATION METALLIQUE
La classification électrochimique des métaux permet de prévoir la réaction possible entre un métal et
un cation métallique d'un autre métal. Ainsi chaque métal pris dans la classification précédente peut
réduire l'ion d'un métal situé après lui dans cette classification. Par exemple le fer est capable de réduire
2+ 2+ +
les cations métalliques Pb , Cu , Ag , etc.
Enoncé
En utilisant la classification électrochimique (fig.12), prévoir ce qui se passe lorsqu'on introduit une plaque
de zinc dans :
a) une solution de sulfate de cuivre (II) CuSO4 ;
b) une solution de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3.
Solution
2+
a) D'après sa place dans la classification électrochimique le zinc peut réduire les ions Cu à l'état de
2+
cuivre métallique et s'oxyde en ion Zn . On devrait observer un dépôt de cuivre sur la lame de zinc
et une décoloration progressive de la solution de sulfate de cuivre (II).
2+
Les équations qui traduisent l'oxydation de Zn et la réduction de Cu ainsi que l'équation chimique
de la réaction d'oxydoréduction sont
Zn(sd) J Zn2+ + 2e-
+
Cu2+ + 2e- J Cu(sd)
Zn(sd) + Cu2+ J Zn2+ + Cu(sd)

3+
b) D'après sa place dans la classification électrochimique le zinc ne peut pas réduire les ions Al . Le
3+
zinc ne réagit pas avec les ions aluminium Al .
35
IV.2. PREVISION DE LA REACTION ENTRE UNE SOLUTION AQUEUSE D'UN ACIDE
ET UN METAL
D'après la classification électrochimique précédente (fig.12) les métaux qui réagissent avec les solutions
aqueuses acides à anion non oxydant tels que l'acide chlorhydrique HCl ou l'acide sulfurique H2SO4
sont ceux pour lesquels le métal est plus réducteur que le dihydrogène.
+
Ainsi les ions H3O peuvent réagir avec les métaux Pb, Fe, Zn, etc. en provoquant un dégagement de
dihydrogène.
Enoncé
En utilisant la classification électrochimique (fig.12), prévoir ce qui se passe lorsqu'on introduit dans
une solution diluée d'acide chlorhydrique:
a) de la poudre d'aluminium;
b) de la poudre d'argent.
Solution
a) D'après sa place dans la classification électrochimique l'aluminium Al peut réduire les ions hydronium
+ 3+
H3O . On peut alors obtenir du dihydrogène gaz et des ions Al .
+
Les équations qui traduisent l'oxydation de Al et la réduction de H3O ainsi que l'équation chimique
de la réaction d'oxydoréduction sont :
3+ -
2x (Al (sd) J Al + 3e)
+
+ -
3x (2 H3O + 2e J H2 (g) + 2 H2O)
+ 3+
2 Al (sd) + 6 H3O J 2 Al + 3 H2 (g) + 6 H2O.
b) D'après sa place dans la classification électrochimique l'argent Ag n'est pas capable de réduire les
+
ions hydronium H3O . Il ne se produit aucune réaction.
Exercice résolu
Enoncé
Une poudre métallique finement broyée de masse m = 16,5 g contient du zinc, du cuivre et de l'aluminium
de masses respectives m1, m2 et m3.
Cette poudre est attaquée par un excès d'une solution d'acide chlorhydrique. Après réaction il reste un
résidu solide de masse égale à 3,5 g et le gaz dégagé occupe dans les conditions de l'expérience un
volume V = 11,2 L.
1. Utiliser la classification électrochimique de la figure 12 pour identifier le résidu et les métaux qui
passent en solution et leurs cations correspondants.
2. Ecrire les équations bilans des réactions redox qui ont eu lieu.
3. Calculer les masses m1, m2 et m3.
4. En déduire la composition centésimale massique de la poudre métallique.
36
Données :
2+ 2+ 3+
- Les couples redox à considérer sont: Cu /Cu, Zn /Zn et Al /Al.
-1
- Les masses molaires atomiques en g.mol sont : M( Zn) = 65,4 et M(Al) = 27.
-1
- Dans les conditions de l'expérience le volume molaire des gaz est égal à 22,4 L.mol .
Méthode et Conseils de résolution Solution

- Savoir exploiter la classification électrochimique 1. D’après la classification de la figure 12 :
des métaux. - le métal cuivre Cu est moins réducteur que le
+
dihydrogène H2 donc il ne réagit pas avec H3O ;
- les métaux Zn et Al sont plus réducteurs que H2
+
donc ils réagissent avec H3O avec dégagement de
dihydrogène H2 et passent totalement en solution
2+ 3+
sous forme d’ions Zn et d’ions Al car la solution
acide est prise en excès. Le résidu est du cuivre
métallique.
+
En réagissant avec les ions H3O , le zinc Zn se
2+
transforme en Zn et l’aluminium Al se transforme
3+
en Al .
+
- Savoir que la réaction de l’acide chlorhydrique 2. L’équation bilan de la réaction de Zn avec H3O
avec un métal plus réducteur que le est :
+ 2+
dihydrogène donne du dihydrogène et le cation Zn (sd) + 2 H3O J Zn + H2 (g) + 2 H2O (1).
métallique correspondant au métal.
+
L’équation bilan de la réaction de Al avec H3O est :
+ 3+
2 Al (sd) + 6 H3O J 2 Al + 3 H2 (g)+ 6 H2O (2).
3. Le résidu étant du cuivre alors m2 = 3,5 g.

On a : m1 + m2 + m3 = m d’où :
m1 + m3 = m - m2 = 16,5 - 3,5 = 13 g.
D’après l’équation (1) : nZn = n

(H2)1
où n Zn est la quantité de Zn disparue et
n est la quantité de H2 formée par la réaction (1).
- La quantité de matière d’un produit obtenue à (H2)1
la fin d’une réaction est déterminée à partir de Zn étant le réactif limitant donc :
m1
la quantité initiale du réactif limitant. nZn = (nZn)initial = = n (H ) .
Mzn 2 1
- Une masse m d’une substance de masse n (H )
nAl 2 2
molaire M contient une quantité de matière n D’après l’équation (2) : =
2 3
tel que : n = m .
M où nAl est la quantité de Al disparue et n (H ) est
2 2
la quantité de H2 formée par la réaction (2).
Al étant le réactif limitant donc :
m3
n Al = (n Al)initial =
MAl
D’où : n 3 x nAl 3 x m3
= =
(H2)2 2 2 x MAl
37
La quantité totale de matière de H2 formée par (1)

et (2) est :
V (H )
n n n 2 . D’où:
- Un volume V d’une substance gazeuse contient H2 = (H2)1 + (H2)2 = Vm
une quantité de matière n tel que : m1 3 x m3 V (H2) 11,2
V + = = = 0,5.
n= où V M représente le volume MZn 2 x MAl VM 22,4
VM
molaire des gaz dans les conditions de
On obtient ainsi le système d’équations suivant :
l’expérience. V (H2)
m1 3 x m3 11,2
+ = = = 0,5
MZn 2 x MAl Vm 22,4
m1 + m3 =13.
La résolution de ce système de deux équations à
deux inconnues donne m1 = 5,5 g et m3 =7,5 g.
4. La composition centésimale massique en zinc est :

m1 5,5
% Zn = x 100 = x 100 = 33,3.
m 16,5
- Le pourcentage massique d’une substance de
La composition centésimale massique en cuivre est:
masse mi dans un échantillon de masse m est
donné par la relation : % Cu = m2 x 100 = 5,5 x 100 = 21,2.
% substance = mi x 100. m 16,5
m
La composition centésimale massique en aluminium
est :
- Vérifier que la somme des pourcentages de
toutes les substances constituant l’échantillon, % Al = m3 x 100 = 7,5 x 100 = 45,5.
est égale à cent. m 16,5
- La classification électrochimique des métaux permet de prévoir si une réaction entre un métal et
un ion métallique est possible ou non.
- Les métaux plus réducteurs que le dihydrogène réagissent avec les solutions diluées d'acides à
anion non oxydant pour donner un dégagement de dihydrogène et un cation métallique.
- Les métaux moins réducteurs que le dihydrogène ne réagissent pas avec les solutions diluées
d'acides à anion non oxydant.

- http://www2.univ-reunion.fr/~briere/oxydoreduction/chap%201/sld001.htm
- http://chimie.net.free.fr/redox01exercices.htm
- http://www.chimix.com/pages/acide1.htm
38
Verifier ses acquis

1. Qu'observe t-on quand on plonge un clou de fer dans une solution de cuivre (II) CuSO4?
2+
2. Le fer Fe peut-il réduire spontanément les ions zinc Zn ?
3. Classer les métaux Cu, Ag et Fe par pouvoir réducteur croissant.
2+
4. Indiquer les expériences qu'il faut réaliser pour classer les réducteurs des trois couples Zn /Zn,
+ +
Ag /Ag et H3O /H2 par pouvoir réducteur croissant.
5. Indiquer quelques métaux qui sont attaqués par une solution d'acide chlorhydrique.

2+
1. Le métal aluminium réagit avec les ions étain (II) Sn . Le métal étain Sn est plus réducteur que
l'aluminium.
2+ 2+
2. La réaction d'équation : Pb (sd) + Hg J Pb + Hg (lq) a lieu quand on met du plomb en contact
2+
avec une solution contenant des ions mercure (II) Hg . Le plomb Pb est moins réducteur que le
mercure Hg.
3. Quand une solution aqueuse d'acide à anion non oxydant réagit avec un métal avec un dégagement
de dihydrogène, cela signifie que ce métal est plus réducteur que le dihydrogène.
4. Les métaux placés à gauche de l'hydrogène dans la classification électrochimique réagissent avec
les solutions aqueuses d'acides à anion non oxydant en donnant un dégagement de dihydrogène.

Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s)
1. Pour classer les réducteurs de deux couples redox, il suffit de réaliser:
a) une seule expérience;
b) deux expériences;
c) plus de deux expériences.
2+ 2+
2. Soit la réaction d'équation bilan : Cd (sd) + Pb J Cd + Pb (sd). Le réducteur le plus fort est :
2+
a) Cd ;
2+
b) Pb ;
c) Pb;
d) Cd.
3. On donne la classification électrochimique suivante :
Zn Fe Ag Pouvoir réducteur décroissant
2+
a) Le métal argent Ag réagit avec les ions Zn ;
2+
b) le métal zinc Zn réagit avec les ions Fe ;
2+
c) le métal fer Fe réagit avec les ions Zn ;
2+
d) le métal argent Ag réagit avec les ions Fe .
39
Exercice 1
2+
Lorsqu'on plonge une lame d'étain Sn dans une solution contenant des ions Pb , elle se couvre de
2+
plomb et il se forme des ions Sn .
2+
Lorsqu'on plonge une lame d'aluminium dans une solution contenant des ions Sn , elle se couvre d'étain
3+
et il se forme des ions aluminium Al .
1. Ecrire les équations chimiques des réactions observées.
2. Proposer une classification électrochimique pour les métaux Al, Sn et Pb selon leur pouvoir réducteur
décroissant.
3. Préciser ce que l'on observe lorsqu'on plonge une lame de plomb dans une solution contenant des
3+
ions aluminium Al .
Exercice 2
On donne la classification électrochimique suivante:
Zn Fe Pb Cu Ag Pouvoir réducteur décroissant
On réalise les deux expériences suivantes:

Expérience n°1 : On plonge une lame de fer dans une solution verte de sulfate de nickel (II) NiSO4.
Quelques instants plus tard on observe la formation d'un dépôt métallique.
Expérience n°2 : On plonge une lame de plomb dans une solution de sulfate de nickel (II) ; aucun dépôt
n'apparaît.
1. Ecrire l'équation bilan de la réaction qui a lieu lors de la première expérience.
2. Montrer que ces deux expériences permettent de prévoir la place du nickel dans la classification
proposée.
Exercice 3
On donne les équations bilans des réactions redox suivantes:
+ 2+
2 Ag + Cu (sd) J 2 Ag (sd) + Cu
2+ 2+
Hg (lq) + Pd J Hg + Pd (sd)
2+ 2+
Hg + Cu (sd) J Hg (lq) + Cu
2+ +
Hg + 2 Ag (sd) J Hg (lq) + 2 Ag .
1. Préciser les couples redox mis en jeu au cours de ces réactions redox.
2. Etablir une classification électrochimique des métaux correspondants à ces couples.
Exercice 4
On considère les métaux argent, aluminium, plomb et fer.
- Seul l'argent n'est pas attaqué par une solution aqueuse diluée d'acide chlorhydrique.
- L'aluminium peut décolorer une solution contenant des ions fer (II).
2+
- Le fer peut disparaître quand il est mis en contact avec une solution contenant des ions Pb .
- L'argent ne réagit pas avec une solution contenant des ions plomb (II).
1. Ecrire, quand cela est possible, l'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction qui peut avoir lieu
dans chaque cas.
2. Etablir la classification électrochimique des éléments argent, aluminium, plomb, fer et dihydrogène.
40
Exercice 5
On donne la classification électrochimique suivante :
Al Zn Fe H2 Cu
1. Prévoir ce qui peu se produire quand on plonge respectivement :
a) une lame de cuivre dans une solution de nitrate d'aluminium Al(NO3)3 ;
b) une lame d'aluminium dans une solution de nitrate de zinc Zn(NO3)2 ;
c) une lame de fer dans une solution d'acide chlorhydrique.
2. Ecrire, quand cela est possible, l'équation bilan de la réaction d'oxydoréduction.

-1
Pour tous les exercices les masses molaires atomiques en g.mol sont:
M(Fe) = 56; M(Ni) = 58,7; M(Zn) = 65,4; M(Ag) = 108; M(Sn) =118,7 et M(Pb) = 207,2.
Exercice 6
n+
On plonge un métal M dans une solution contenant un cation M d'un autre métal. Le tableau suivant
résume le résultat des différentes expériences réalisées.
Mn+
Al3+ Zn2+ Fe2+ Cu2+
M’
Al
Dépôt de zinc
Zn
Rien Dépôt de fer
Fe
Rien Dépôt de cuivre
Cu
Rien
1. Préciser les couples redox mis en jeu dans chacune des expériences réalisées.
2. Ecrire l'équation bilan des réactions de formation des dépôts donnés dans le tableau.
3. En déduire une classification électrochimique des quatre métaux suivant leur pouvoir réducteur
décroissant.
41
Exercice 7
2+ 2+
On dispose d'une solution aqueuse (S) contenant des ions Fe et des ions Cu que l'on cherche à
séparer.
2+ 2+
1. Décrire le test qui permet d'identifier les ions Fe et Cu séparément. Ecrire l'équation chimique des
réactions d'identification de chaque cation.
2. Dire si ce test est concluant quand il est effectué directement sur la solution aqueuse (S).
3. Un élève propose de plonger dans la solution (S) un fil de fer et un autre propose d'y plonger un fil
de cuivre.
2+ 2+
a) Quelle est la proposition qui permet de laisser dans la solution (S) un seul type d'ion (Fe ou Cu ) ?
b) Comment peut-on vérifier expérimentalement qu'il reste effectivement un seul type d'ion ?
Exercice 8
On place une tôle de fer de faible épaisseur dans un volume V = 100 mL d'une solution aqueuse de
-1
nitrate d'argent AgNO3 de concentration C = 0,1 mol.L .
1. En tenant compte de la classification électrochimique des métaux, écrire l'équation bilan de la réaction
qui se produit.
2. Préciser les couples redox mis en jeu.
3. Calculer la masse m de métal déposé sur la tôle de fer quand tous les ions argent sont réduits.
4. Calculer la diminution de masse de la tôle en fer.
Exercice 9
La soudure utilisée par les plombiers est un alliage de plomb Pb et d'étain Sn. Le pourcentage massique
en étain est de 25 %.
Cette soudure est attaquée par les solutions aqueuses d'acide chlorhydrique et d'acide sulfurique.
1. Préciser les couples redox mis en jeu au cours de l'attaque acide de la soudure.
2. Ecrire quand cela est possible l'équation chimique de la réaction redox.
3. Calculer la masse de soudure attaquée par 50 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration
-1
égale à 2 mol.L .
4. Calculer alors le volume de dihydrogène dégagé mesuré dans les conditions où le volume molaire
-1
des gaz est VM = 22,4 L.mol .
42
Chapitre N° 3
ETUDE DE QUELQUES REACTIONS

D’OXYDOREDUCTION
Feu d’arfice
Un feu d’artifice est le résultat de réactions faisant intervenir une poudre

constituée de composés solides très actifs (nitrate de potassium KNO3,
soufre S, carbone C, etc.). Ces réactions sont-elles des réactions
d’oxydoréduction ?
43
Plan
I OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE
II LE NOMBRE D'OXYDATION
III OXYDOREDUCTION PAR VOIE HUMIDE
Objectifs
- Réaliser quelques réactions d'oxydoréduction par voie sèche.
- Réaliser quelques réactions d'oxydoréduction par voie humide.
- Equilibrer l'équation qui symbolise une réaction d'oxydoréduction au moyen du nombre
d'oxydation.

Corriger s’il y a lieu les affirmations incorrectes.
- Notion d’électronégativité
1) L’électronégativité d’un élément est l’aptitude qu’a cet élément à attirer vers lui des électrons.
2) Dans la classification périodique l’électronégativité des éléments augmente:
- de la gauche vers la droite dans une même période;
- du bas vers le haut dans une même colonne.
3) Une liaison covalente est dite polarisée lorsqu’elle est établie entre deux atomes identiques.
4) Lorsque deux atomes sont liés par une liaison covalente polarisée, l’excès de charge est porté
par l’atome le plus électronégatif.
- Schéma de Lewis
1) Dans le schéma de Lewis d’une molécule on ne représente que les doublets liants.
2) La représentation de Lewis de la molécule de sulfure d’hydrogène H2S est : H–S–H.
3) La représentation de Lewis de la molécule de l’acide hypochloreux HClO est :
H O CI
- Notion d’oxydoréduction
1) Une oxydation correspond à un gain d’électrons.
2) Une réaction d’oxydoréduction met en jeu un seul couple redox.
3) La réaction redox d’équation chimique Fe(sd) + 2 H3O+ J Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O met en jeu
les couples redox Fe2+/Fe et H2/H3O+.
44
ETUDE DE QUELQUES REACTIONS D'OXYDOREDUCTION
ETUDE DE QUELQUES REACTIONS

D’OXYDOREDUCTION
I OXYDOREDUCTION PAR VOIE SECHE
I.1. REACTION ENTRE L'OXYDE DE CUIVRE (II) ET LE CARBONE
Dans un tube à essai en pyrex muni d'un tube à dégagement, introduire un mélange de poudres
d'oxyde de cuivre (II) CuO et de charbon de bois (carbone). Plonger l'extrémité libre du tube à
dégagement dans un becher contenant de l'eau de chaux. Chauffer ensuite le mélange.
Figure 1: Réaction entre l'oxyde de cuivre (II) et le carbone
a. Interprétation
Le solide rouge qui s'est formé est du cuivre métallique Cu. Le gaz qui trouble l'eau de chaux est du
dioxyde de carbone CO2. L'équation chimique de la réaction observée est :
C (sd) + 2 CuO (sd) J CO2 (g) + 2 Cu (sd).
Cette réaction est une oxydoréduction au cours de laquelle le carbone est oxydé et l'oxyde de cuivre
(II) est réduit.
Cette réaction a été réalisée en l'absence d'eau : c'est une oxydoréduction par voie sèche.
Une réaction d'oxydoréduction qui se fait en l'absence d'eau est une oxydoréduction par voie sèche.
Au cours de cette transformation, on remarque que le transfert d'électrons n'est pas évident.
Pour pouvoir se rendre compte que cette transformation est une réaction redox, il est nécessaire
d'introduire un nouvel outil : le nombre d'oxydation des éléments.
II LE NOMBRE D'OXYDATION
II.1. DEFINITION DU NOMBRE D'OXYDATION
Le nombre d'oxydation d'un atome dans un édifice polyatomique (molécule ou ion) est la charge
électrique (exprimée en charge élémentaire e) que porte cet atome après une coupure fictive de
toutes les liaisons dans lesquelles il est engagé après avoir attribué les électrons de chaque liaison
à l'atome le plus électronégatif.
45
Dans le cas où les atomes sont identiques la coupure de la liaison se fera de manière symétrique.
Le nombre d'oxydation (abréviation : n.o) ou degré d'oxydation d'un atome dans une entité chimique
sera indiqué par un nombre écrit en chiffre romain.
II.2. DETERMINATION DU NOMBRE D'OXYDATION A PARTIR DES SCHEMAS DE LEWIS

II.2.1. Cas des corps composés
a. Cas de la molécule de chlorure d'hydrogène HCl
Le schéma de Lewis de la molécule HCl est :
Le chlore est plus électronégatif que l'hydrogène. La liaison Cl – H est donc polaire. Après coupure
fictive de la liaison le doublet liant est attribué au chlore (schémas 1).
Schéma 1 : . Nombres d'oxydation des atomes H et Cl dans HCl
Après rupture fictive de la liaison entre les deux atomes, l'entité obtenue à partir du chlore se retrouve
avec 8 électrons et celle obtenue à partir de l'hydrogène H se trouve sans aucun électron. Or dans les
atomes isolés il existe 7 électrons externes pour le chlore Cl et un électron pour l'hydrogène H. Donc
après la coupure fictive :
+
- l'édifice H a un électron de moins qu'à l'état atomique: il est sous forme d'ion hydrogène H ;
-
- l'édifice Cl a un électron de plus qu'à l'état atomique : il est sous forme d'ion Cl .
Les charges portées par les ions obtenus après coupure fictive sont les nombres d'oxydation des
atomes correspondants. Dans HCl, le nombre d'oxydation de l'atome de chlore Cl est égal à - I et le
nombre d'oxydation de l'atome d'hydrogène H est égal à + I.
b. Cas de la molécule d'eau H2O
Le schéma de Lewis de la molécule d'eau H2O est :
L'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène. La liaison O – H est donc polaire. Après coupure
fictive de la liaison le doublet liant est attribué à l'oxygène (schémas 2).
Schéma 2 : . Nombres d'oxydation des atomes H et O dans H2O
46
Après coupure fictive des deux liaisons:
- l'hydrogène H est sans électron. Le nombre d'oxydation de l'atome d'hydrogène dans H2O est égal à + I;
- l'oxygène se retrouve avec 8 électrons externes alors qu'à l'état isolé et atomique il en a 6. Le nombre
d'oxydation de l'atome d'oxygène est égal à - II.
c. Cas de la molécule d'ammoniac NH3
Le schéma de Lewis de la molécule d'ammoniac NH3 est :
L'azote est plus électronégatif que l'hydrogène. La liaison N – H est donc polaire. Après coupure fictive
de la liaison le doublet liant est attribué à l'azote (schémas 3).
Schéma 3 : . nombres d'oxydation des atomes H et N dans NH3
Après coupure fictive des trois liaisons :

- l'hydrogène H est sans électron, le nombre d'oxydation de l'atome d'hydrogène est égal à + I ;
- l'azote se retrouve avec 8 électrons externes alors qu'à l'état isolé il en a 5 ; le nombre d'oxydation
de l'atome d'azote est égal à - III.
II.2.2. Cas des corps simples

a. Cas de la molécule de dihydrogène
Pour H2 la coupure fictive de la liaison est réalisée de manière

symétrique (schémas 4) car les deux atomes liés sont identiques.
Les atomes d'hydrogène H se retrouvent chacun avec le même
nombre d'électron qu'à l'état isolé. Le nombre d'oxydation de l'atome
d'hydrogène dans H2 est alors nul.
Schéma 4 : Nombres d'oxydation des atomes H dans H2
b. Cas de la molécule de dichlore
Pour Cl2 la coupure fictive de la liaison est réalisée de manière

symétrique (schémas 5) car les deux atomes liés sont identiques.
Les atomes de chlore Cl se retrouvent chacun avec le même nombre
d'électron qu'à l'état isolé. Le nombre d'oxydation de l'atome de
chlore dans Cl2 est alors nul.
Schéma 5 : Nombres d'oxydation des atomes Cl dans Cl2
47
c. Généralisation
Pour tous les corps simples, chaque atome se retrouve, après la coupure fictive, avec le même nombre
d'électrons qu'à l'état isolé. Le nombre d'oxydation attribué à chacun des atomes est égal à 0.
II.2.3. Cas des ions monoatomiques

Pour tous les ions monoatomiques il n'y a pas de liaison à couper, donc le nombre d'oxydation est tout
simplement la charge portée par l'ion exprimée en charge élémentaire.
Exemples :
Ion monoatomique Atome n.o
2+ Cu + II
Le cation cuivre (II) Cu
3+ Fe + III
Le cation fer (III) Fe
3+ Al + III
Le cation aluminium Al
- Cl -I
L’anion chlorure Cl
2- O - II
L’anion oxyde O
II.2.4. Cas des ions polyatomiques
-
Le schéma de Lewis de l'ion hydroxyde OH est :
-
Schéma 6 : Nombres d'oxydation des atomes H et O dans l'ion hydroxyde OH
Après coupure fictive de la liaison (schéma 6):

-
- l'hydrogène H est sans électron, le nombre d'oxydation de l'atome d'hydrogène dans l'ion OH est
égal à + I ;
- l'oxygène se retrouve avec 8 électrons externes alors qu'à l'état isolé il en a 6 ; le nombre d'oxydation
de l'atome d'oxygène est égal à - II.
Remarques :
a) D'après les exemples précédents on constate que la somme algébrique des nombres d'oxydation
multipliés par le nombre d'atomes de chaque élément présent dans l'édifice polyatomique
(électriquement neutre ou chargé) est toujours égale à la charge portée par cet édifice.
48
b) Le nom d'un cation monoatomique est obtenu en faisant suivre le nom de l'élément correspondant
du nombre d'oxydation écrit en chiffres romains et placé entre parenthèse. Exemple : ion fer (III)
3+ 2+ 2+
pour Fe , ion fer (II) pour Fe , ion étain (II) pour Sn , etc. Quand il n'existe qu'un seul cation on
ne mentionne pas le nombre d'oxydation.
Enoncé
On donne les schémas de Lewis du tétrachlorure de carbone CCl4, du difluorure d'oxygène OF2, de
-
l'acide hypochloreux HClO et de l'ion hypochlorite ClO :
Déterminer le nombre d'oxydation des atomes présents dans chaque entité.

On donne l'échelle d'électronégativité suivante :
C Cl O F Electronégativité croissante
Solution
Cas de la molécule du tétrachlorure de carbone CCl4
D'après l'échelle d'électronégativité donnée, le chlore est plus électronégatif que le carbone. Après
coupure fictive des quatre liaisons carbone chlore, les électrons de liaison sont attribués à l'atome de
chlore.
- le carbone C est sans électron de valence, alors qu'à l'état isolé il en a 4 son nombre d'oxydation est
égal à + IV ;
- le chlore se retrouve avec 8 électrons externes alors qu'à l'état isolé il en a 7; son nombre d'oxydation
est égal à - I.
49
Cas de la molécule du difluorure d'oxygène F2O
D'après l'échelle d'électronégativité donnée, le fluor est plus électronégatif que l'oxygène. Après
coupure fictive des deux liaisons fluor oxygène, les électrons de liaison sont attribués à l'atome de
fluor.
- l'oxygène présente 4 électrons, alors qu'à l'état isolé il en a 6; son nombre d'oxydation est égal à + II ;
- le fluor se retrouve avec 8 électrons externes alors qu'à l'état isolé il en a 7 ; son nombre d'oxydation
est égal à - I.
Cas de la molécule de l'acide hypochloreux HClO
D'après l'échelle d'électronégativité donnée, l'oxygène est plus électronégatif que l'hydrogène et le
chlore. Après coupure fictive des deux liaisons hydrogène oxygène et oxygène chlore, les électrons
des liaisons sont attribués à l'atome d'oxygène.
- l'atome d'oxygène se trouve avec 8 électrons .Le nombre d'oxydation de l'oxygène est égal à - II ;
- l'atome d'hydrogène se trouve sans électron. Le nombre d'oxydation de l'hydrogène est égal+ I ;
- l'atome de chlore se trouve lui aussi sans électron. Le nombre d'oxydation du chlore est égal à +I.
-
Cas de l'ion hypochorite ClO
D'après l'échelle d'électronégativité donnée, l'oxygène est plus électronégatif que le chlore. Après
coupure fictive de la liaison chlore oxygène, les électrons de liaison sont attribués à l'atome d'oxygène.
- l'oxygène présente 8 électrons, alors qu'à l'état isolé il en a 6. Son nombre d'oxydation est égal à - II ;
- le chlore se retrouve avec 6 électrons externes alors qu'à l'état isolé il en a 7 ; son nombre d'oxydation
est égal à + I.
+I +I
CI O
II.3. MÉTHODE PRATIQUE POUR LA DÉTERMINATION DU NOMBRE D'OXYDATION

D'UN ATOME
Dans les molécules et les ions polyatomiques, on peut souvent déterminer le nombre d'oxydation sans
passer par les schémas de Lewis en utilisant la règle suivante:
50
Chercher la somme algébrique des nombres d'oxydation multipliés par le nombre d'atomes de
chaque élément présent dans un édifice polyatomique (électriquement neutre ou chargé) et écrire
l'égalité entre la somme obtenue et la charge portée par cet édifice.
Remarques
a) Dans la plupart des composés oxygénés, l'oxygène est lié à des éléments moins électronégatifs
que lui. Son nombre d'oxydation est donc généralement égal à - II.
b) Dans les hydrures d'alcalins et d'alcalino-terreux tels que LiH et CaH2… l'hydrogène est lié à un
élément moins électronégatif que lui; alors son n.o est égal à - I.
c) Dans la plupart des composés hydrogénés, l'hydrogène est lié à des éléments plus électronégatifs
que lui. Son nombre d'oxydation est généralement égal à + I.
d) Dans les peroxydes (exemple H2O2) il existe une liaison simple (O-O) le nombre d'oxydation de
l'élément oxygène est égal à - I.
Exemple :
- 2-
détermination du nombre d'oxydation de l'élément soufre dans SO2, SO3, H2S ; HSO3 et SO4 .
Désignons par x le nombre d'oxydation du soufre S.
Pour les édifices SO2, SO3 et H2S la somme des n.o est nulle car ces édifices ne sont pas chargés.
On a donc :
- pour SO2 : x + 2 (- II) = 0 d’où : x = + IV ;
- pour SO3 : x + 3 (- II) = 0 d’où : x = + VI ;
- pour H2S : x + 2 (+ I) = 0 d’où : x = - II.
- 2-
Pour les édifices HSO3 et SO4 la somme des n.o est égale la charge de l’édifice. On a donc :
-
- pour HSO3 x + 3 (- II) + I = - 1 d'où: x = + IV.
2-
- pour SO4 x + 4 (- II) = - 2 d’où : x = + VI.
Enoncé
Déterminer le nombre d’oxydation de l’azote dans NH3, NH4+ et NO3-.
Solution
Désignons par x le nombre d'oxydation de l'azote N.
- Pour NH3 : x + 3 (+I) = 0 ; d'où: x = - III.

+
- Pour NH4 : x + 4 (+I) = + 1 ; d'où: x = - III
-
- Pour NO3 : x + 3 (-II) = - 1 ; d'où: x = + V
51
II.4. Utilisation du nombre d'oxydation
L'utilisation du nombre d'oxydation peut nous permettre de reconnaître les entités ayant subi une
oxydation et celles qui ont subi une réduction au cours d'une réaction d'oxydoréduction même dans le
cas où le transfert d'électron n'est pas évident.
Reprenons l'expérience décrite dans le paragraphe I.1 et l'équation chimique de la réaction qui a lieu:
C (sd) + 2 CuO (sd) J CO2 (g) + 2 Cu (sd).
Comme le carbone C est moins électronégatif que l'oxygène, le nombre d'oxydation de C dans CO2
est égal à + IV et celui de l'oxygène est égal à - II. De même le cuivre Cu est moins électronégatif que
l'oxygène, le nombre d'oxydation de Cu dans CuO est égal à + II et celui de l'oxygène est égal à - II.
Pour les corps simples C et Cu les n.o. sont égaux à zéro. Donc au cours de cette expérience:
- Le carbone C a été oxydé en CO2. Le nombre d'oxydation du carbone passe de 0 à + IV, il augmente.
L'oxydation du carbone correspond donc à une augmentation de son nombre d'oxydation.
- L'oxyde de cuivre CuO a été réduit en cuivre Cu. Le nombre d'oxydation du cuivre passe de +II à 0,
il diminue. La réduction du cuivre correspond donc à une diminution de son nombre d'oxydation.
Ces observations peuvent être groupées sur le schéma suivant :
Δ n.o (C) et Δ n.o (Cu)

désignent respectivement la
variation du nombre d'oxydation
de l'élément carbone C et celui
de l'élément cuivre Cu au cours
de la réaction.
Ce résultat peut être généralisé :
L'oxydation d'un élément correspond à une augmentation de son nombre d'oxydation.

La réduction d'un élément correspond à une diminution de son nombre d'oxydation.
Par ailleurs on peut noter que les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction sont CO2/C et
CuO/Cu. Pour chaque couple redox l'élément chimique est sous deux degrés d'oxydation différent. La
forme oxydée correspond à l'élément dont le n.o. est le plus élevé.
Ce résultat peu être également généralisé :
Un couple redox est formé de deux entités chimiques contenant un même élément sous deux
degrés d'oxydation différents. La forme oxydée est celle correspondant à l'élément ayant le n.o. le
plus élevé. La forme réduite est celle correspondant à l'élément ayant le n.o. le plus faible.
Remarque
4+ 2-
La molécule CO2 n'est pas ionique : elle ne contient pas d'ions C et O . Donc il n'y a pas réellement
d'électrons transférés totalement du carbone vers l'oxygène. Pour ce type particulier de réaction le
recours aux demi-équations n'a pas de sens pour l'écriture de l'équation chimique de la réaction redox.
52
Enoncé
+ -
Parmi les entités suivantes NH3, NH4 et NO3 :
a) Identifier, par leur formules les paires qui peuvent correspondre à un couple redox
b) Préciser pour chaque couple redox la forme oxydée et la forme réduite et écrire les symboles
associés à chacun.
Solution
a) D'après l'exercice d'entraînement précédent les nombres d'oxydation trouvés pour l'azote sont : - III
+ -
dans NH3 et dans NH4 et + V dans NO3 . Les paires d'entités qui peuvent constituer des couples
- + -
rédox sont : (NO3 ; NH3) et (NH4 ; NO3 ).
-
b) - Pour le couple (NO3 ; NH3) la forme oxydée correspond à l'entité où l'azote a le plus grand nombre
-
d'oxydation (soit NO3 ) et la forme réduite correspond à l'entité où l'azote a le plus petit nombre
-
d'oxydation. (soit NH3). Le couple est symbolisé par : NO3 / NH3
+ -
- Pour le couple (NH4 ; NO3 ) la forme oxydée correspond à l'entité où l'azote a le plus grand
-
nombre d'oxydation d'oxydation (soit NO3 ) et la forme réduite correspond à l'entité où l'azote a le
+ - +
plus petit nombre d'oxydation (soit NH4 ). Le couple est symbolisé par : NO3 / NH4 .
Nota.
+
Le couple NH4 / NH3 n'est pas un couple redox car le nombre d'oxydation de l'azote est le même pour
les deux entités.
III OXYDOREDUCTION PAR VOIE HUMIDE
Une réaction d'oxydoréduction qui se fait en milieu aqueux est une réaction d'oxydoréduction par
voie humide.
III.1. Réaction entre le fer et les ions cuivre (II)

Au cours de la réaction décrite dans le paragraphe III.1 du chapitre 1 qui se produit entre le fer métal
et les ions cuivre (II) contenus dans un milieu aqueux, il se forme du cuivre métallique et des ions
2+
fer (II) Fe . La réaction est symbolisée par:
2+ 2+
Cu + Fe (sd) J Cu (sd) + Fe .
Au cours de cette réaction :
- le nombre d'oxydation du fer augmente ; il passe de 0 à +II : le fer subit une oxydation ;
- le nombre d'oxydation du cuivre diminue ; il passe de +II à 0 : le cuivre subit une réduction
53
-
III.2. Réaction entre les ions iodures I et le peroxyde de dihydrogène H2O2
a. Expérience et observations
Dans un becher de capacité 100 mL verser avec précaution 20 mL d'une solution aqueuse incolore de
peroxyde de dihydrogène H2O2 (couramment appelée eau oxygénée) puis quelques millilitres d'une
-1
solution aqueuse d'acide sulfurique H2SO4 de concentration molaire égale à 2 mol.L environ et enfin
20 mL d'une solution incolore d'iodure de potassium KI. Agiter le mélange obtenu pour homogénéiser
la solution.
Au bout de quelques instants le mélange prend progressivement la couleur brune (fig.2).
-
Schéma 5 : Réaction des ions iodure I avec le peroxyde de dihydrogéne H2O2.
b. Interprétation
La coloration brune est due à la formation du diiode I2 dans le mélange. En même temps le peroxyde
de dihydrogène H2O2 est transformé en eau H2O. Il s'agit là aussi d'une réaction d'oxydoréduction.
Au cours de cette réaction:
- Le diiode I2 provient de la réaction des ions iodures. Sa formation est symbolisée par l'écriture
suivante:
- -
2 I J I2 + 2 e (oxydation).
- -
Cette écriture correspond à l'oxydation de I met en jeu un premier couple redox I2 / I où le diiode est
- -
la forme oxydée de ce couple et I est sa forme réduite. Au cours de la réaction entre I et H2O2, les
-
ions iodures I jouent le rôle de réducteur.
- L'eau résulte de la transformation du peroxyde de dihydrogène H2O2. Cette transformation est
symbolisée par l'écriture suivante :
+ -
H2O2 + 2 H3O + 2 e J 4 H2O (réduction)
qui correspond à un deuxième couple redox.
Pour préciser quel est l'oxydant et quel est le réducteur correspondant à ce couple, il est commode
d'utiliser les nombres d'oxydation.
Ainsi :
- Dans l'eau H2O le n.o. de l'hydrogène H est égal à + I et le n.o. de l'oxygène O est égal à -II.
+
- Dans l'ion hydronium H3O le n.o. de l'hydrogène H est égal à + I et le n.o. de l'oxygène O est égal
à -II.
- Dans le peroxyde de dihydrogène H2O2 le n.o. de l'hydrogène H est égal à + I et le n.o. de l'oxygène
O est égal à -I.
54
+
On constate que le nombre d'oxydation de l'hydrogène H est le même (+ I) dans H2O2, H3O et dans
H2O. Par contre celui de l'oxygène passe de -I (dans H2O2) à -II (dans H2O). L'entité H2O est alors la
forme réduite du deuxième couple redox et l'entité H2O2 est sa forme oxydée. Le second couple redox
mis en jeu au cours de la réaction est H2O2/H2O.
Pour écrire correctement l'équation formelle de chaque couple redox nous pouvons utiliser la méthode
proposée dans le chapitre I ou utiliser les nombres d'oxydation.
Nous allons exposer dans ce qui suit la méthode utilisant les n.o en prenant comme exemple le couple
H2O2/H2O. Pour cela il faut suivre les étapes suivantes :
z Première étape: détermination du nombre d'électrons transférés
Le passage du nombre d’oxydation de l'oxygène de - I (dans H2O2) à - II (dans H2O) nécessite le gain
d’un électron, comme dans H2O2 on a deux atomes d'oxygène on écrit :
-
H2O2 + 2 e + ….. ' H2O + …..
z Deuxième étape: conservation des atomes d'oxygène
Pour conserver les atomes d'oxygène on doit ajouter éventuellement des molécules d'eau. Soit :
-
H2O2 + 2 e + ….. ' 2 H2O + …..
z Troisième étape: conservation des atomes d'hydrogène

+
Pour conserver les atomes d'hydrogène on doit ajouter éventuellement des ions hydrogène H . Soit :
- +
H2O2 + 2 e + 2 H ' 2 H2O + …..
+ +
z Quatrième étape: remplacement des ions hydrogène H par les ions hydronium H3O
+ +
Pour remplacer les ions hydrogène H par les ions hydronium H3O on doit ajouter autant de molécule
d'eau que nécessaire. Soit : - +
H2O2 + 2 e + 2 H3O ' 4 H2O
-
Appliquons cette méthode pour trouver la demi-équation du couple redox I2 / I .
détermination du nombre d'électrons transférés

-
Le passage du nombre d’oxydation de l’iode de 0 (dans I2) à - I (dans I ) nécessite le gain d’un électron,
comme dans I2 on a deux atomes d'iode on écrit :
- -
I2 + 2 e …. ' 2 I + …..
Cette demi-équation est correcte nous n'avons pas à considérer les étapes b, c et d. On a donc :
- -
I2 + 2 e ' 2 I
On combine les deux demi-équations précédentes pour que les électrons n'apparaissent pas dans
l'équation qui symbolise l'oxydoréduction ayant lieu dans le milieu réactionnel :
- +
H2O2 + 2 e + 2 H3O J 4 H2O
+
- -
2 I J I2 + 2 e
- +
H2O2 + 2 I + 2 H3O J I2 + 4 H2O
55
Enoncé
En milieu acide le bichromate de potassium K2Cr2O7 réagit sur l'acide oxalique H2C2O4; il se forme
3+
des ions chrome (III) Cr et du dioxyde de carbone CO2.
1) Identifier la forme oxydée et la forme réduite des couples redox mis en jeu.
2) Ecrire l'équation formelle correspondant à chaque couple redox.
3) En déduire l'équation de la réaction d'oxydoréduction.
Solution
+
1) Une solution de bichromate de potassium contient des ions potassium K et des ions bichromate
2-
Cr2O7 .
2- 3+
Déterminons les n.o du chrome dans Cr2O7 et dans Cr .
3+
Pour Cr qui est un ion monoatomique le nombre d'oxydation du chrome est égal à la charge de
cet ion : n.o. (Cr) = +III.
2-
Soit x le n.o du chrome dans Cr2O7 . On a: 2 x + 7 (-II) = - 2. D'où: x = + VI.
2- 3+
En conséquence Cr2O7 est la forme oxydée et Cr est la forme réduite. Le couple redox s'écrit
2- 3+
alors Cr2O7 /Cr .
Déterminons le nombre d'oxydation du carbone dans H2C2O4 et dans CO2.
Soit y le n.o. du carbone dans H2C2O4. On a : 2 (+I) + 2 y + 4 (-II) = 0. D'où : y = + III.
Soit z le n.o. du carbone dans CO2. On a : z + 2 (-II) = 0. D'où z= + IV.
Donc CO2 est la forme oxydée et H2C2O4 est la forme réduite .Le couple redox est CO2 /H2C2O4.
2- 3+
2) Ecriture de l'équation formelle du couple Cr2O7 /Cr
- Détermination du nombre d'électrons figurant dans l'équation formelle.
2- 3+
Le passage du nombre d'oxydation du chrome de + VI (dans Cr2O7 ) à + III (dans Cr ) nécessite
2-
le gain de trois électrons, comme dans un ion Cr2O7 on a deux atomes de chrome on écrit :
2- - 3+
Cr2O7 + 6 e + ….. ' 2 Cr + …..
- Conservation de l'élément oxygène :
2- - 3+
Cr2O7 + 6 e + ….. ' 2 Cr + 7 H2O
- Conservation de l'élément hydrogène:
2- - + 3+
Cr2O7 + 6 e + 14 H ' 2 Cr + 7 H2 O
+ +
- Remplacement de H par H3O :
2- - 3+
Cr2O7 + 6 e + 14 H3O+ ' 2 Cr + 21 H2O (a).
Ecriture de l'équation formelle du couple CO2 /H2C2O4
- Détermination du nombre d'électrons figurant dans l'équation formelle.
Le passage du nombre d'oxydation du carbone de + IV (dans CO2) à + III (dans H2C2O4) nécessite le
gain d’un électron, comme dans H2C2O4 on a deux atomes de carbone on écrit :
-
2CO2 + 2 e + ….. ' H2C2O4 +…..
56
- L'élément oxygène est déjà conservé.
- Conservation de l'élément hydrogène :
+ -
2 CO2 + 2H + 2 e ' H2C2O4 + ….
+ +
- Remplacement de H par H3O :
+ -
2 CO2 + 2 H3O + 2 e ' H2C2O4 + 2 H2O (b).
3) Pour obtenir l'équation de la réaction redox on multiplie l'équation (b) traduisant l'oxydation de
2-
H2C2O4 par 3 et on l'additionne à l'équation (a) traduisant la réduction de Cr2O7 :
2- - + 3+
Cr2O7 + 6 e + 14 H3O J 2 Cr + 21 H2O
+
+ -
3 (H2C2O4 + 2 H2O J 2 CO2 + 2 H3O +2e)
2- + 3+
Cr2O7 + 3 H2C2O4 + 8 H3O J 2 Cr + 6 CO2 + 15 H2O.
Exercice résolu
Enoncé
L'eau oxygénée vendue en pharmacie est une solution aqueuse de peroxyde de
dihydrogène H2O2 ; elle est utilisée par exemple pour le nettoyage des plaies.
1. Etablir le schéma de Lewis de la molécule de peroxyde de dihydrogène
H2O2.
2. En déduire le nombre d'oxydation de l'élément oxygène dans H2O2.
3. Dans certaines conditions le peroxyde de dihydrogène se décompose en
eau et en dioxygène.
a) Ecrire l'équation chimique de la réaction de décomposition de H2O2.
b) Montrer qu'il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction.
c) Préciser les couples redox mis en jeu au cours de cette réaction.
d) Ecrire les équations formelles correspondant aux deux couples redox et montrer que H2O2
peut jouer à la fois le rôle d'oxydant et le rôle de réducteur.
4. L'étiquette d'un flacon contenant de l'eau oxygénée vendu en pharmacie indique qu'il s'agit d'une
eau oxygénée à 10 volumes c'est-à-dire que la décomposition du peroxyde d'hydrogène contenu
dans un litre d'eau oxygénée en eau et en dioxygène libère 10 L de dioxygène gaz dans les
-1
conditions où le volume molaire Vm des gaz est égal à 22,4 L.mol .
a) Déterminer la quantité de dioxygène O2 libéré par la décomposition d'un litre d'eau oxygéné
H2O2.
b) En déduire la quantité de peroxyde de dihydrogène H2O2 présente dans l'eau oxygénée
vendue en pharmacie.
c) Calculer sa concentration molaire.
5. Vérifier que le pourcentage massique de la solution d'eau oxygénée est égal à 3%. Le pourcentage
massique est défini par le quotient de la masse de H2O2 par la masse d'un litre d'eau oxygénée.
-1 -1
Données : MH = 1 g.mol ; MO = 16 g.mol .
Masse volumique de l'eau oxygénée : ρ = 1,01 g.cm .
-3
57
- Dans le schéma de Lewis de la molécule
H2O2, l’atome d’hydrogène doit vérifier la 1. Le schéma de Lewis de H2O2 est :
règle du duet et l’atome d’oxygène doit
vérifier la règle de l’octet.
2. Pour déterminer le n.o. de l’oxygène à partir du

schéma de Lewis on réalise la coupure fictive des
- Au cours de la coupure fictive d’une liaison, il
faut attribuer le doublet liant à l’atome le plus liaisons et on détermine la charge fictive après
électronégatif. coupure.
La charge fictive portée par chaque atome

d’hydrogène est +1, alors n.o(H) = + I.
La charge fictive portée par chaque atome
d’oxygène est –1, alors n.o(O) = - I.
- Les électrons ne figurent pas dans l’équation
bilan d’une réaction d’oxydoréduction. 3. a) L’équation bilan de la décomposition de H2O2
est: 2 H2O2 J 2 H2O + O2.
b) Déterminons le n.o(O) dans O2 et dans H2O :
- Dans O2 le n.o(O) = 0 car O2 est un corps simple.
- Soit x le n.o. de l’oxygène dans H2O. On a :
x + 2 (+ I)= 0 d’où : x = -II.
- L’oxydation d’un élément correspond à
l’augmentation de son nombre d’oxydation ; Au cours de la réaction le n.o(O) passe de -I (dans
la réduction d’un élément correspond à la H2O2) à 0 (dans O2) : le n.o augmente : il s’agit
diminution de son nombre d’oxydation. d’une oxydation.
Au cours de la même réaction le n.o(O) passe de
-I (dans H2O2) à -II (dans H2O) : le n.o diminue : il
s’agit d’une réduction.
La réaction de décomposition du peroxyde de
dihydrogène est une réaction d’oxydoréduction.
REDUCTION
-I -II
H2O2 + H2O2 O2 + 2 H2O
-I O
OXYDATION
c) Les couples redox mis en jeu au cours de cette

- Une demi équation électronique doit réaction sont H2O2/H2O et O2/ H2O2.
respecter le principe de conservation des d) Considérons le couple redox H2O2/H2O. La demi
éléments et des charges électriques. équation associée à ce couple redox est :
+ -
H2O2 + 2 H3O + 2 e ' 4 H2O.
58
H2O2 joue le rôle d’oxydant et H2O joue le rôle de

réducteur.
Considérons le couple redox O2/H2O2. La demi
équation associée à ce couple redox est :
-
O2 + 2 H3O+ + 2 e ' H2O2 + 2 H2O.
O2 joue le rôle d’oxydant et H2O2 joue le rôle de
réducteur.
En conséquence H2O2 peut jouer à la fois le rôle
d’oxydant et le rôle de réducteur.
4. a) Soit no la quantité de dioxygène formée :
2
V(O2) 10
n(O2) = = = 0,446 mol.
Vm 22,4
b) Soit n(H2O2) la quantité de matière de
peroxyde de dihydrogène présente dans l’eau
oxygénée. D’après l’équation de la réaction
d’oxydoréduction on a :
n(H2O2) = 2 x n(O2) = 2.0.446 = 0,892 mol.
n(H2O2) 0,892
c) [H2O2] = = = 0,892 mol.L-1
V 1
5. Cherchons la masse m de peroxyde de

dihydrogène contenue dans l’eau oxygénée :
m(H2O2) = n(H2O2) x M(H2O2)
m(H2O2) = 0,892 X 34 = 30,35 g.
Soit m’ la masse d’un litre d’eau oxygénée

m’ = ρ x V = 1,01x1000 = 1010 g.
Le pourcentage en masse de l’eau oxygénée est :
m(H2O2)
% (massique) = x 100
m’
30,35
% (massique) = x 100 = 3%
1010
59
Une réaction d'oxydoréduction qui se fait :

- en l'absence d'eau est une réaction d'oxydoréduction par voie sèche ;
- en milieu aqueux est une réaction d'oxydoréduction par voie humide.
Dans un édifice polyatomique (molécule ou ion) le nombre d'oxydation d'un élément est la charge
électrique qui reste sur l'atome de cet élément après une coupure fictive de toutes les liaisons dans
lesquelles il est engagé. Les électrons de chaque liaison sont attribués à l'atome le plus
électronégatif.
La somme algébrique des nombres d'oxydation des éléments présents dans un édifice
électriquement neutre ou chargé est égale à la charge portée par cet édifice.
Le nombre d'oxydation d'un élément dans un corps simple est nul.
Le nombre d'oxydation d'un élément dans un ion monoatomique est égal à la charge de cet ion.
Dans la plupart des molécules et des ions polyatomiques le nombre d'oxydation de l'oxygène est
égal à - II et celui de l'hydrogène est égal à +I.
L'oxydation d'un élément correspond à une augmentation de son nombre d'oxydation.
La réduction d'un élément correspond à une diminution de son nombre d'oxydation.

- http://artic.ac-besancon.fr/Sciences_Physiques/physique_appliquee/ress_ peda/redox.htm.
- http://fr.wikipedia.org/wiki/Feu_d'artifice.
- http://chimge.unil.ch/Fr/redox/1red5.htm.
- http://www.uel-pcsm.education.fr/consultation/reference/chimie/solutaque.
- apprendre/chapitre5bis/partie1/titre4.htm.
60
Verifier ses acquis

1. Citer un exemple de réaction d'oxydoréduction par voie sèche et un exemple de réaction
d'oxydoréduction par voie humide.
2. Définir le nombre d'oxydation d'un atome dans un édifice polyatomique.
3. Enoncer la règle qui donne le nombre d'oxydation d'un élément dans :
a) un ion monoatomique;
b) un corps simple.
4. Quel est le nombre d'oxydation attribué généralement aux éléments oxygène et hydrogène dans un
édifice polyatomique ?
5. Enoncer les règles qui permettent de déterminer le nombre d'oxydation d'un élément dans un édifice
polyatomique.
6. Une oxydation d'un élément correspond-elle à une diminution ou à une augmentation de son nombre
d'oxydation ?

1. La réaction, d'équation chimique : 2 H2 (g) + O2 (g) J 2 H2O est une réaction d'oxydoréduction.
2. D'après le schéma de Lewis et les coupures fictives des liaisons de la molécule de sulfure
d'hydrogène H2S le n.o. du soufre est égal à +II.
2+
3. Le nombre d'oxydation du calcium Ca est égal à +II dans l'ion calcium Ca .
-
4. Le nombre d'oxydation du chlore est le même dans Cl2 et dans l'ion ClO .
5. Le nombre d'oxydation de l'oxygène est toujours égal à -II.
6. Dans un couple redox un élément chimique a un nombre d'oxydation plus élevé dans la forme
oxydée que dans la forme réduite.
7. Un réducteur est une entité chimique qui contient un élément dont le nombre d'oxydation peut
augmenter au cours d'une réaction d'oxydoréduction.
-
8. HF/F est un couple redox.
9. La réaction d'équation chimique SO3 (g) + H2O J H2SO4 est une réaction redox.

Choisir la bonne réponse
1. Le nombre d'oxydation d'un élément dans un ion monoatomique est égal:

a) à zéro;
b) à la charge portée par l'ion;
c) à la valeur absolue de la charge portée par l'ion.
61
2. Dans la molécule de méthanol CH4O, le nombre d'oxydation de l'élément carbone est égal à :
a) -II;
b) 0;
c) +II.
3. La réduction d'un élément correspond:
a) à l'augmentation de son n.o;
b) à la diminution de son n.o;
c) à la conservation de son n.o.
+
4. Avec les entités chimiques H3O , H2 et H2O, on peut former les couples redox:
+
a) H3O / H2;
b) H2O/ H2;
+
c) H3O / H2O.

Exercice 1
Déterminer, à partir du schéma de Lewis, le nombre d'oxydation des éléments formant les corps
simples O2 et N2.
Exercice 2
Soit les corps composés dont les schémas de Lewis sont donnés ci-dessous :
Déterminer le nombre d'oxydation des éléments présents dans chaque molécule.
On donne l'échelle d'électronégativité suivante :
P H Br Cl O Electronégativité croissante
Exercice 3
1. Déterminer le n.o du phosphore dans les entités chimiques suivantes:
-
H3PO4, P2O5, H2PO4 , et P4.
-
2. Soit les deux couples d'entités (H3PO4 et H2PO4 ) et (H3PO4 et P4). Montrer que l'un de ces deux
couples correspond à un couple redox. Donner son symbole.
Exercice 4
1. Déterminer le n.o de l'élément azote dans les entités chimiques suivantes:
+ -, ,
NH4 , NH3, N2O5, NO3 , HNO3, N2 et NO.
2. Montrer que les couples HNO3/N2 et HNO3/NO sont des couples redox.
3. Utiliser les n.o pour établir l'équation formelle associée à ces deux couples redox.
62
Exercice 5
On considère les réactions chimiques suivantes :
+ -
H 3O + OH J 2 H2O
+ 2+
Zn (sd) + 2 H3O J Zn + H2 (g) + 2 H2O
+ -
Ag + Cl J AgCl (sd)
2 SO2 (g) + O2 (g) J 2 SO3 (g)

Fe2O3 (sd) + 3 CO (g) J 2 Fe (sd) + 3 CO2 (g)
2- +
CO3 + 2 H3O J CO2 (g) + 3 H2O
- + 2+
2 NO3 + 3 Cu (sd) + 8 H3O J 2 NO (g) + 3 Cu + 12 H2O
Préciser parmi ces réactions :

1. Celles qui sont des réactions redox;
2. Celles qui se font par voie sèche.
Exercice 6
Utiliser les n.o pour écrire correctement les équations chimiques des réactions redox ci-dessous et
préciser à chaque fois le réactif oxydant et le réactif réducteur.
HCl (g) + O2 (g) +…. J Cl2 (g) + H2O +….
NO (g) + O2 (g) +…. J NO2 (g) +….
C (sd) + H2SO4 +…. J CO2 (g) + SO2 (g) + H2O +….
- 2- 2+ +
SO2 (g) + MnO4 + H2O +… J SO4 + Mn + H3O +….

-1
Les masses molaires atomiques en g.mol sont:
C = 12 ; O = 16 ; Mg = 24, 3 ; Al = 27 ; Cl = 35,5 ; Ti = 47,9 et Cr = 52.
Exercice 7
Une dismutation est une réaction redox conduisant à la formation d'un produit qui est en même
temps l'oxydant d'un couple redox et le réducteur d'un autre couple redox.
Lorsqu'on ajoute, en milieu acide, une solution d'iodate de potassium KIO3 à une solution d'iodure de
potassium KI, il se forme du diiode I2.
- -
1. Déterminer le n.o de l'iode dans IO3 , I et I2.
2. Sachant que l'iode est le seul élément dont le nombre d'oxydation varie au cours de cette réaction:
a) Préciser les couples redox mis en jeu.
b) Etablir l'équation formelle associée à chaque couple redox.
c) En déduire l'équation bilan de la réaction redox.
d) Montrer qu'il s'agit d'une réaction de dismutation.
63
Exercice 8
Le chrome Cr est préparé industriellement par aluminothermie à partir de l'oxyde de chrome (III) Cr2O3
et de l'aluminium métallique. On obtient du chrome métallique et de l'oxyde d'aluminium (appelé
couramment alumine) Al2O3.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction qui a lieu.
2. Montrer qu'il s'agit d'une réaction redox.
3. Préciser le réactif oxydant et le réactif réducteur.
4. Calculer la masse de chrome obtenu lorsqu'on fait réagir 5,0 g d'oxyde de chrome (III) avec 8,5 g
d'aluminium.
Exercice 9
L'eau de javel est fabriquée en faisant passer un courant de dichlore Cl2 gazeux dans une solution de
soude NaOH. L'équation chimique de la réaction est :
- - -
Cl2 (g) + 2 OH J ClO + Cl + H2O.
1. Montrer qu'il s'agit d'une réaction redox.
2. Préciser :
a) l'entité qui a été oxydé et celle qui a été réduite ;
b) les couples redox mis en jeu.
Exercice 10
On prendra n.o (Cl ) = -I dans tous les composés chlorés rencontrés dans l'exercice.
Le titane Ti est un métal très léger utilisé pour réaliser certains alliages pour l'industrie aéronautique,
les voitures de course, etc.
1. Le minerai est tout d'abord transformé en dioxyde de titane TiO2. Cet oxyde est ensuite traité, à
800°C et sous atmosphère inerte, par du dichlore gazeux Cl2 en présence de carbone. On obtient
du tétrachlorure de titane TiCl4 et du monoxyde de carbone CO.
a) Ecrire l'équation bilan de la réaction qui se produit.
b) Montrer qu'il s'agit d'une réaction redox.
2. Le tétrachlorure de titane TiCl4 est ensuite réduit par du magnésium Mg, sous vide et à 800°C. Les
produits de la réaction sont le titane Ti et le chlorure de magnésium MgCl2.
a) Ecrire l'équation bilan de la réaction.
b) Vérifier que le magnésium agit en tant que réducteur.
3. Sachant que la consommation annuelle européenne de titane pour la réalisation de prothèses
médicales est de 200 tonnes, calculer les masses de réactifs nécessaires pour transformer le
dioxyde de titane TiO2 en titane Ti.
64
LES FEUX D'ARTIFICE
Les feux d'artifice sont attrayants à cause de la lumière qu'ils

produisent.
Le principe de base des feux d'artifice repose sur la
combustion explosive d'un mélange pyrotechnique formé par
un mélange de réducteurs (tels que le soufre, le carbone, le
silicium, le bore…) et d'oxydants (tels que le nitrate de
potassium KNO3, le nitrate de barium, etc.).
La combustion du mélange est complexe et donne
essentiellement du diazote N2, du dioxyde de carbone CO2 et
d'autres oxydes métalliques.
La réaction principale a pour équation chimique:
2 KNO3 (sd) + S (sd) + 3 C (sd) J K2S + N2 (g) + 3 CO2 (g)
Cette réaction libère une très grande quantité d'énergie. Tout d'abord l'incandescence des particules
d'oxydes métalliques formés produit des radiations lumineuses qui vont du blanc rouge (aux alentours
de 1000° C) jusqu'au blanc éblouissant (vers 3000 °C); les composés métalliques, portés à haute
température, émettent des lumières de couleurs différentes comme cela est précisé dans le tableau
suivant :
Couleur de
Métal Oxydant utilisé
la lumière
Violet Potassium Nitrate de potassium KNO3, Chlorate de potassium KClO3
Bleu Cuivre Chlorure de cuivre (I) CuCl, Sulfate de cuivre (II) CuSO4
Nitrate de baryum Ba(NO3)2, Chlorure de baryum BaCl2, Chlorate de
Vert Baryum
baryum Ba(ClO3)2
Oxalate de sodium Na2C2O4, Oxyde de sodium Na2O, Nitrate de
Jaune Sodium
sodium NaNO3
Orangé Calcium Nitrate de calcium Ca(NO3)2
Nitrate de strontium Sr(NO3)2, Hydroxyde de strontium Sr(OH)2,
Strontium,
Rouge Chlorure de strontium SrCl2, Oxyde de strontium SrO, Carbonate de
Lithium
strontium SrCO3, Carbonate de Lithium Li2CO3
Questions :
1. Montrer que la réaction évoquée dans le texte est une réaction redox.
2. Préciser :
a) l'oxydant et le réducteur intervenant dans cette réaction ;
b) les couples redox mis en jeu. Ecrire leurs symboles.
65
DOCUMENT
DU MINERAI DE FER A L’ACIER
I FABRICATION DE LA FONTE
La plupart des minerais de fer que l’on exploite pour
préparer ce métal contiennent de l’oxyde de fer (III)
Fe203 mélangé à de la terre, qui constitue la gangue.
Le réducteur utilisé est le monoxyde de carbone CO. Ce
gaz est le produit de la combustion du carbone à
température élevée. Les réactions qui se produisent
lorsqu'on met en présence Fe2O3 et CO sont
complexes. On peut traduire le bilan de ces réactions
par l’équation :
3 CO + Fe2O3 J 2 Fe + 3 CO2
La réduction de Fe2O3 par CO a lieu dans un haut
fourneau. On introduit par la partie supérieure, le
gueulard, un mélange solide contenant: le minerai de
fer, du coke et une substance appelée fondant. Au cours
de leur descente dans le haut fourneau :
- le coke (carbone pratiquement pur) brûle et donne
naissance au monoxyde de carbone CO ;
- le fondant se combine à la gangue pour former un
produit appelé laitier ;
- le minerai de fer est réduit par le monoxyde de
carbone, ce qui donne du fer.
De l'air chaud, soufflé à la base du haut fourneau, apporte au carbone le dioxygène nécessaire à
sa combustion. Celle-ci dégage tellement de chaleur que le fer obtenu et le laitier sont liquides
dans le haut fourneau.
Une partie du coke qui n'a pas brûlé se mélange au fer et forme de la fonte. Ce n'est pas du fer
pur, mais un mélange de fer et de carbone (3 à 4 %). La fonte est ensuite transportée dans un
convertisseur où elle est transformée en acier.
Lance de dioxygène
II DE LA FONTE A L’ACIER
Outre le carbone, les fontes contiennent, en proportions

variables suivant l'origine du minerai, du silicium, du
manganèse, du soufre, du phosphore... Tous ces corps sont
plus facilement oxydables que le fer. L'élimination de toutes ces
Fonte en Jet de
impuretés (y compris le carbone) est réalisée en les oxydant, le fusion
dioxygène
plus souvent par soufflage d'air ou d'oxygène pur à travers la
fonte liquide. Enveloppe
en acier
Revêtement réfractaire
66
CH +
4 2O
Chapitre N° 4 2
CORROSION DES METAUX
Corrosion du fer Corrosion de l'aluminium
Corrosion du zinc Corrosion du cuivre
Abandonnés à l'air libre, les métaux subissent une transformation chimique en surface et même en
profondeur pour certains d'entre eux. Pourquoi et quand apparait ce phénomène? Y a-t-il des moyens
pour protéger les métaux de cette altération ?
67
Plan
I EFFET DE L'AIR ATMOSPHERIQUE SUR QUELQUES METAUX
II CORROSION DU FER : LA ROUILLE
III QUELQUES PROCEDES DE PROTECTION CONTRE LA CORROSION
Objectifs
- Interpréter le phénomène de corrosion.
- Expliquer le principe de protection des métaux contre la corrosion, par revêtement.

Corriger s'il y a lieu les affirmations incorrectes.
- Classement électrochimique des métaux :

Il permet de prévoir si une réaction entre un métal et un ion métallique est possible ou non. Sur
l'axe ci-après est donné un classement de quelques métaux selon leur pouvoir réducteur
décroissant:
Mg Al Mn Zn Fe Ni Pb Cu Ag
- Oxydoréduction par voie humide

Une réaction d'oxydoréduction qui se fait en milieu aqueux est une réaction d'oxydoréduction
par voie humide.
- Composition de l'air
L'air est un mélange gazeux renfermant du diazote, du dioxygène, de la vapeur d'eau, du
dioxyde de carbone et d'autres gaz en proportions très faibles.
2+ 3+
- Tests d'identification des ions : Fe et Fe
2+
1) Une solution aqueuse contenant des ions fer (II) Fe réagit avec une solution renfermant des
-
ions hydroxyde OH et donne un précipité vert qui est l'hydroxyde de fer (II).
3+
2) Une solution aqueuse contenant des ions fer (III) Fe réagit avec une solution renfermant
-
des ions hydroxyde OH et donne un précipité rouille qui est l'hydroxyde de fer (III).
- Un test d'identification d'une solution aqueuse basique

Le virage au rose violacé de la phénolphtaléine, par addition de quelques gouttes à une solution
aqueuse, permet d'affirmer le caractère basique de cette solution.
68

I EFFET DE L'AIR ATMOSPHERIQUE SUR QUELQUES METAUX
I.1. EXPERIENCES ET OBSERVATIONS
Observons quelques échantillons de métaux laissés, à température ambiante, longtemps en contact
avec l'air atmosphérique puis décapons-les d'un seul côté en les frottant avec du papier abrasif.
Une lame de cuivre Un morceau de zinc Une lame d'aluminium Une lame de fer
Complétons le tableau ci-dessous et notons nos observations :

Zinc Aluminium
Cuivre (métal gris de masse (métal gris de masse Fer
Métal
(métal "rouge volumique égale à volumique égale à (métal sensible à un
observé
brique") -3 -3 champ magnétique)
7,14 g.cm ) 2,7 g.cm )
Symbole
Cu Zn Al Fe
chimique
Aspect
superficiel Terne et de couleur Terne et de couleur Terne et de couleur rouillé et de couleur
avant " vert- de-gris " grise foncée grise marron
décapage
Aspect
superficiel Rouge brique
Bleu Grisâtre brillant Gris brillant Marron-orangé
après brillant
décapage
I.2. INTERPRETATION
Exposé à l'air atmosphérique :
Le cuivre Cu, se recouvre d'une couche d'oxyde de cuivre de formule CuO et d'hydroxycarbonate de
cuivre appelée " vert-de-gris " ;
Le zinc Zn, se ternit rapidement et se recouvre d'une couche d'oxyde de zinc ;
L'aluminium Al, se recouvre d'une fine couche d'oxyde d'aluminium appelée aussi alumine de formule
Al2O3;
Le fer rouille. La rouille a une composition chimique complexe, on peut l'assimiler à l'hydroxyde de fer
III de formule Fe (OH)3 et d'oxyde de fer (III) hydraté. Cette rouille est poreuse et peut toucher le métal
en profondeur jusqu'à la transformation chimique de la totalité du fer métallique.
Lorsqu'ils sont laissés à l'air libre, les métaux subissent une transformation chimique nommée
corrosion chimique.
69
Remarque
1) Dans le cas du cuivre, la corrosion transforme le cuivre en " vert-de-gris " substance très toxique :
les casseroles en cuivre doivent être décapées avant utilisation. De même l'oxyde de zinc formé par
corrosion est également toxique. C'est pour cela que ces métaux ne sont pas utilisés dans
l'emballage alimentaire.
2) Le fer est un métal très répandu dans la nature et le plus utilisé pour ses propriétés mécaniques et
pour des raisons économiques. Il est le plus sensible à la corrosion ; la couche d'oxydes et
d'hydroxydes qui se forment à sa surface est perméable aux oxydants, chose qui permet à ces
derniers de détériorer la totalité d'une pièce en fer quelle que soit son épaisseur.
Dans le paragraphe suivant on s'intéressera à la corrosion du fer.
II LA CORROSION DU FER : LA ROUILLE
II.1. EXPERIENCES ET OBSERVATIONS

Préparons cinq tubes à essai numérotés (a), (b), (c) ; (d), et (e)
contenant respectivement :
de l'air sec;
de l'air et de l'eau ;
du dioxygène et de l'eau ;
de l'air et de l'eau salée ;
(a) (b) (c) (d) (e)
de l'eau bouillie surmontée d'une couche d'huile.
Dans chacun de ces tubes, introduisons un clou de fer.
Fer introduit dans différents milieux
Attendons quelques dizaines d'heures pour procéder aux

observations.
On constate que dans les tubes (a) et (e) le fer n'a pratiquement
pas rouillé. En revanche, des traces brunes de rouille sont
visibles sur chacun des clous dans les autres tubes.
La quantité de rouille formée croît lorsque l'on passe du tube (b)
au tube (c) et du tube (c) au tube (d).
(a) (b) (c) (d) (e)

Observation après quelques dizaines d'heures
II.2. INTERPRETATION
D'après les observations faites dans les cas des tubes (a) et (e), l'air sec et à froid est pratiquement
sans action sur le fer.
D'après les observations faites dans le cas du tube (b), l'air humide transforme chimiquement le fer. Ce
dernier se recouvre de rouille.
70
D'après les observations faites dans le cas du tube (c) c'est le dioxygène de l'air qui intervient avec
l'eau dans la formation de la rouille.
D'après les observations faites dans le cas du tube (d), la présence de sels dans le système chimique,
renfermant le fer le dioxygène et l'eau en contact, rend rapide la corrosion.
II.3. LE PROCESSUS CHIMIQUE

La rouille est un mélange complexe formé d'oxydes et d'hydroxydes de fer
En présence du dioxygène et de l'eau on peut admettre qu'il se forme, dans un premier temps, de
2+
l'hydroxyde de fer II de formule Fe (OH)2. Donc le couple Fe /Fe a évolué dans le sens de l'oxydation.
2+
La transformation du fer en Fe est symbolisée par l'écriture suivante :
2+ -
Fe + 2e Fe
Dans l'eau il existe du dioxygène de l'air dissous. Comme il se forme de l'hydroxyde de fer III c'est qu'il
- -
y a eu formation d'ion OH . Donc, en présence du fer, le couple O2/OH a évolué dans le sens de la
réduction. La transformation du dioxygène est symbolisée par l'écriture suivante :
- -
O2 + 2 H2O + 4 e 4 OH
Compte tenu de la précipitation de l'hydroxyde de fer II, la réaction d'oxydoréduction est traduite par
l'équation chimique :
2 Fe + O2 + 2 H2O 2 Fe (OH)2 (sd) (1)
En contact avec le dioxygène et l'eau, l'hydroxyde de fer II s'oxyde rapidement en hydroxyde de fer III:
4 Fe (OH)2 + O2 + 2 H2O 4 Fe (OH)3 (sd) (2)
Compte tenu des deux équations chimiques (1) et (2), le bilan des transformations ayant lieu entre le
fer, le dioxygène et l'eau est traduit par l'équation chimique :
4 Fe + 3 O2 + 6 H2O 4 Fe (OH)3 (sd)
L'hydroxyde de fer (III) se transforme graduellement, entre autres produits, en oxyde de fer (III) hydraté
de formule Fe2O3, 3H2O. Cette transformation est traduite par l'équation chimique suivante :
2Fe(OH)3 Fe2O3.3H2O
- La présence simultanée de dioxygène et d'eau est un facteur favorable à la corrosion.

- La corrosion est une réaction d'oxydoréduction lente. Elle se fait à froid entre un métal et le dioxygène.
- Un milieu ionique accélère le processus.
III QUELQUES PROCEDES DE PROTECTION CONTRE

LA CORROSION
III.1. INTRODUCTION
Les métaux qu'on utilise sont obtenus à partir de minerais naturels après un traitement physique suivi d'un
traitement chimique relativement couteux. L'atmosphère terrestre contient toujours un peu de vapeur d'eau.
Par condensation sur les pièces métalliques, cette vapeur forme un film d'eau chargée de plusieurs
substances présentes dans l'atmosphère (O2, CO2, etc.) qui sont des facteurs favorables à la corrosion. On
doit donc penser à des moyens de protection de ces métaux, et en particulier ceux qui sont corrodables.
La technique la plus évidente pour protéger un métal contre la corrosion est de le recouvrir d'un
revêtement protecteur. On distingue dans cette catégorie, des techniques de principes différents.
71
III.2. PROTECTION PAR REVETEMENT PASSIF
a. Expériences et observations
Considérons deux clous de fer dont l'un est

recouvert par une substance non métallique
(vernis, peinture, émail, film plastique, etc.).
Introduisons chacun des deux clous dans un
bécher contenant de l'eau salée.
Ajoutons dans chaque bécher quelques gouttes de
phénolphtaléine.
(a) (b)
Après une certaine durée notons les observations:

Rien ne se produit dans le bécher (a), alors que
dans le bécher (b) on observe, au début,
l'apparition d'une coloration rose et la solution
prend progressivement une coloration verte pâle
qui se transforme en une coloration jaune rouille.
Il faut attendre longtemps (quelques dizaines
d'heures) pour qu'il se forme un dépôt rouille sur la (a) (b)
partie immergée du clou et au fond du bécher.
b. Interprétation
Dans le bécher (a), le clou recouvert par la substance non métallique (antirouille) n'a subit aucune corrosion.
-
Dans le bécher (b), L'apparition d'une coloration rose indique la formation des ions hydroxyde OH
résultant de la réduction du dioxygène dans la solution. La solution se colore en vert pâle indique la
2+ 2+
présence des ions Fe résultant de l'oxydation du fer métallique. A leur tour les ions Fe s'oxydent
3+
en ions Fe d'ou la formation, plus tard, d'une couche de rouille sur le clou.
Pour éviter la corrosion d'un métal, on revête sa surface par une substance non métallique (peinture,
vernis, film plastique, etc.). Une telle technique est qualifiée de protection par revêtement passif.
c. Exemples de revêtement passif
Revêtement par une matière organique (non métallique)
72
III.3. PROTECTION PAR REVETEMENT METALLIQUE
a. Expériences et observations
Réalisons les expériences schématisées par
les deux figures (A) et (B) ci-contre:
Fe Zn Fe Cu
La figure (A) illustre un montage formé d'un
milliampèremètre à zéro central dont la
borne " com " est reliée à une lame de Fer et
l'autre à une lame de Zinc. Les deux lames
plongent dans une solution de chlorure de
sodium NaCl. Figure (A) Au début de l'expérience Figure (B)
La figure (B) illustre un montage analogue au
montage précédent sauf qu'on remplace la
Fe Cu
lame de zinc par une lame de cuire. Fe Zn
Dans les deux cas le milliampèremètre

indique le passage d'un courant, allant de la
plaque de fer vers la plaque de zinc dans le
montage de la figure (A) et de la plaque de
cuivre vers la plaque de fer dans le montage Figure (A) Après un jour Figure (B)
de la figure (B).
La solution dans laquelle trempe la plaque

Fe Zn Fe Cu
de fer associée à celle de cuivre prend
progressivement une coloration jaune qui
évolue vers le brun avec le temps. En
revanche, aucune coloration n'apparaît dans
la solution dans laquelle est immergée la
plaque de fer reliée à la plaque de zinc. Figure (A) Après deux jours Figure (B)
b. Interprétation
Dans le cas du montage relatif à la figure (A), le fer, moins réducteur que le zinc, est inattaqué
tandis que le zinc est corrodé.
Dans le cas du montage (B), le fer, plus réducteur que le cuivre, est attaqué. Il subit la corrosion.
Selon le métal avec lequel il est en contact, le fer est corrodé ou non.
Des expériences analogues, mettant en jeu un contact entre deux métaux différents, montrent
que le métal le plus réducteur est préférentiellement corrodé
Il est donc possible de protéger le fer métallique en le couvrant d'une couche d'un autre métal
plus réducteur. Cette technique est appelée revêtement métallique.
- Lorsque deux métaux se trouvent simultanément dans un même milieu corrosif, alors c'est le métal
le plus réducteur qui subit l'oxydation et par conséquent la corrosion.
- L'une des techniques de protection d'un métal est son immersion dans un bain contenant un autre
métal (plus réducteur) fondu en vue de le couvrir d'une mince couche de ce dernier.
- Si ce revêtement est fait par le zinc on dit qu'on a procédé à une galvanisation, s'il est fait par l'étain
on dit qu'on a procédé à un étamage et s'il est fait par le chrome on dit qu'on a procédé à un chromage.
73
Remarque
1) Pour des métaux tels que le zinc (Zn), l'aluminium (Al) et le cuivre (Cu), la corrosion reste
superficielle et n'entraîne pas la détérioration complète du métal. Le revêtement des pièces formées
à partir de ces métaux est assuré par la fine couche d'oxyde qui couvre leur surface. Il n'est pas
nécessaire de procéder à un autre revêtement pour les protéger.
2) Pour un métal tel que le fer (Fe), la corrosion, qui se traduit par la formation de la rouille, peut se
poursuivre jusqu'à détérioration complète du métal. Son revêtement, pour le protéger, s'impose et
permet d'éviter des pertes côuteuses.
3) Dans le cas d'un revêtement par un métal plus réducteur, la protection du métal couvert restera
efficace même en cas de discontinuité du revêtement: c'est le métal le plus réducteur qui sera oxydé
et le métal le moins réducteur sera protégé tant qu'il restera du métal ayant servi au revêtement.
4) Il est possible de protéger un métal par un autre moins réducteur à condition que le revêtement soit
continu. En effet s'il se produit la moindre fissure, le métal revêtu s'oxyde.
5) Quand un métal est mélangé à d'autres métaux (alliage), il peut acquérir une grande résistance à la
corrosion : c'est le cas de l'acier inoxydable.
III.3. EXEMPLES DE REVETEMENT METALLIQUE
Des cornières galvanisées Une boîte de conserve en acier étamé Le pare-choc d'une voiture chromé
Enoncé
Une voiture V1 a une carrosserie en aluminium. Une voiture V2 a une carrosserie en acier (alliage de
fer et de carbone).
Un accrochage ayant lieu entre ces deux véhicules a endommagé la peinture des deux voitures,
mettant la carrosserie de chacune en contact avec l'air humide.
Que risque-t-il de se passer à la carrosserie de chacune des deux voitures si leurs propriétaires
attendent plusieurs mois avant de repeindre les parties endommagées ? Justifier la réponse.
Solution
La voiture V1 est en aluminium. Si sa carrosserie n'est pas protégée, elle va s'oxyder. Comme l'oxyde
d'aluminium est imperméable, ce n'est pas trop grave, la corrosion va s'arrêter à la surface du métal.
La voiture V2 est en acier, qui est un alliage de fer. Si sa carrosserie n'est pas protégée, elle va
s'oxyder. Comme l'oxyde de fer est perméable à l'eau et à l'air, la corrosion va affecter même le métal
couvert par la peinture et va continuer en profondeur et la carrosserie va finir par se trouer.
74
Exercice résolu
Enoncé
Le pare-choc d'une voiture, à base de fer, est 2+
Pouvoir Ni Ni Pouvoir
chromé (recouvert d'une couche de chrome Cr). 2+
oxydant Fe Fe réducteur
Les couples redox en présence dans cette 3+
croissant Cr Cr croissant
situation sont :
2+ 3+
Fe / Fe et Cr / Cr.
1. Écrire les deux demi-équations relatives à ces couples.

2. En utilisant le classement des métaux et des ions associés selon leur pouvoir réducteur (ou oxydant)
donné ci-dessus, écrire et équilibrer l'équation de la réaction d'oxydoréduction spontanée faisant
intervenir ces deux couples.
3. Expliquer pourquoi le fer est protégé contre la corrosion par le chrome.
4. L'ajout d'un revêtement métallique permet de lutter contre la corrosion. Citer un autre exemple de
protection contre la corrosion des métaux par revêtement.
Méthode et conseils de résolution Solution

3+ -
- Les équations formelles sont écrites avec 1. Cr + 3e Cr
une double flèche
2+ -
Fe +2e Fe
- L'élément le plus réducteur déplace l'autre
de l'état ionique à l'état atomique. 2. Comme le chrome est plus réducteur que le fer la
réaction d'oxydoréduction spontanée est
- l'équation d'une réaction d'oxydoréduction symbolisée par :
doit : 2+ 3+
2Cr + 3 Fe 2 Cr + 3 Fe
rendre compte du fait que le nombre
d'électrons cédés par le réducteur est égal
au nombre d'électrons fixés par l'oxydant.
respecter le principe de conservation des
éléments et des charges électriques.
- Le revêtement du fer peut se faire par un

3. Etant plus réducteur que le fer, le chrome sera
métal plus réducteur
attaqué et subit la corrosion, celle-ci n'est pas
profonde (reste superficielle). En conséquence le
fer reste inattaqué et sera protégé (grâce au
revêtement par le chrome).
- La protection du fer peut être réalisée par :
revêtement organique (passif) ;
4. On peut protéger le fer contre la corrosion en le
revêtement métallique.
couvrant d'une substance organique (peinture,
vernis, film en plastique, etc.). Il est possible de
75
La corrosion est l'action destructrice qu'exerce, à froid, le milieu ambiant sur un métal.
La corrosion de certains métaux se produit grâce au dioxygène (contenu dans l'air par exemple) et
de l'humidité. La présence d'une solution d'un électrolyte (présence d'ions) accélère la corrosion.
La corrosion du fer est une réaction d'oxydoréduction lente mettant en jeu les deux couples redox
2+ -
Fe / Fe et O2/OH . La réaction s'écrit : 4 Fe + 3 O2 + 6 H2O 4 Fe(OH)3.
L'hydroxyde se transforme à son tour en oxyde de fer (III) hydraté Fe2O3, 3H2O.
Le dépôt, sur un métal, d'un film d'une substance organique (peinture ou de matière plastique)
empêche le contact avec le milieu ambiant. Tout défaut du film protecteur est source de corrosion.
Une telle technique de protection des métaux est connue sous le nom de revêtement passif.
Le dépôt, sur un métal, d'une couche d'une substance métallique protectrice à l'aide d'un métal plus
réducteur (qui résiste mieux à la corrosion) ou à l'aide d'une couche continue d'un métal moins
réducteur. Une telle technique de protection des métaux est connue sous le nom de revêtement
métallique.

http://pagesperso-orange.fr/annefrankcollege/chimie/corrosionfer.htm
http://www.ac-amiens.fr/pedagogie/spc
http://wapedia.mobi/fr/Corrosion
http://www.uel-pcsm.education.fr/consultation/reference/chimie/solutaque
http://www.col-bugatti-molsheim.ac-strasbourg.fr/flash/rouille/
76
Verifier ses acquis
1. Définir le terme corrosion.
2. Citer quelques exemples, épuisés de la vie quotidienne, de métaux exposés à la corrosion.
3. Préciser quelques facteurs favorisant la corrosion.
4. Ecrire l'équation-bilan de la réaction de corrosion du fer.
5. Quels composés chimiques trouve-t-on dans la rouille ?
6. Indiquer deux méthodes de protection contre la corrosion du fer par revêtement.
7. Peut-on protéger le fer :
- par une couche discontinue de zinc ?
- par une couche discontinue de cuivre ?

1. La corrosion d'un métal est accompagnée de la perte de son éclat métallique.
2. La rouille est le résultat de la corrosion du fer.
3. La corrosion est une action de l'oxygène sur un métal.
4. La corrosion d'un métal par l'air est une oxydation.
5. La couche de rouille est perméable aux oxydants et ne protège pas le fer.
6. La couche d'oxyde d'aluminium est perméable à l'air et à l'eau.

Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s)
1. La rouille est due à la corrosion :
a) de l'aluminium ;
b) du fer ;
c) du zinc.
2. La corrosion des métaux nécessite :
a) de dioxygène et de l'eau ;
b) un milieu sec.
3. Pour lutter contre la corrosion du fer, on réalise une couche discontinue d'un métal:
a) plus réducteur ;
b) moins réducteur ;
c) plus oxydant..

Exercice 1
Soit le système chimique dont l'état initial est schématisé par la figure
ci-contre :
1. Décrire avec précision les phénomènes observés lorsque le
système atteint un état stationnaire.
2. Le système est siège d'une réaction chimique. Justifier cette
affirmation.
77
3. Préciser les noms des réactifs et celui (ou ceux) du (ou des) produit(s).
4. Donner le nom qu'on attribue à une telle réaction ?
Exercice 2
Deux poteaux, l'un en aluminium et l'autre en acier, ne sont pas peints. Un seul des deux aura besoin
d'être peint. L'identifier et expliquer pourquoi ?
Exercice 3
Expliquer pourquoi l'aluminium est :
1. Souvent préféré à l'acier (constitué essentiellement de fer) pour construire des coques de bateaux.
2. En général utilisé sans être recouvert de peinture.
Exercice 4
1. Pourquoi recouvre-t-on le fer de peinture ?
2. Qu'est-ce que le fer galvanisé ?
3. Que se passe-t-il à chacun des deux métaux aluminium et zinc quand on les expose, à l'air libre
4. Quelle(s) différence(s) y a-t-il entre la corrosion de l'aluminium, du zinc et celle du fer ?
Pellicule d'humidité
Exercice 5
Etain
Une plaque de fer est partiellement revêtue d'étain (figure 1) ou
Fer
de zinc (figure 2). Le tout est recouvert par une couche
Figure 1
d'humidité.
Pellicule d'humidité
Expliquer ce qui se passe et écrire, s'il y a lieu, l'équation de la
Zinc
réaction d'oxydoréduction résultante.
Fer
Figure 2
Exercice 6
1. Est-il nécessaire de revêtir un encadrement de fenêtre en aluminium exposé à l'air atmosphérique?
Justifier la réponse.
2. Ecrire l'équation traduisant ce qui se passe en l'absence de revêtement.
3. Pourquoi dit-on que cette réaction chimique est d'oxydoréduction ? Préciser les couples redox mis
en jeu.

-1
Les masses molaires atomiques en g.mol sont : H = 1,0 ; O = 16 ; Fe = 56 .
Exercice 7
Le châssis en fer d'une caravane, est galvanisé. Cette technique repose
sur la création d'une barrière métallique qui subira la corrosion.
Pouvoir réducteur
Pouvoir oxydant
En utilisant la classification électrochimique des métaux ci-contre : 2+

Cu / Cu
croissant
croissant
1. Indiquer les deux couples oxydant/réducteur intervenant lors de la 2+

Fe / Fe
corrosion du châssis 2+
Zn / Zn
2. Nommer le métal oxydé 3+
Al / Al
3. Nommer l'espèce chimique réduite lors de la corrosion
4. Ecrire la demi-équation de l'espèce oxydée
5. Nommer le métal protégé.
78
Exercice 8
L'aluminium pur présente un bel éclat métallique.
Lorsque celui-ci est laissé à l'air libre, il se ternit (c'est-à-
dire qu'il perd son éclat et finit par manquer de brillance).
1. Y-a-t-il eu réaction chimique ? Pourquoi ?
2. Comment s'appelle ce type de réaction ?
3. Pourquoi n'est-il pas nécessaire de protéger
l'aluminium ?
4. En laboratoire, on réalise deux systèmes représentés
par la figure ci-contre, grâce à des lames de fer,
d'aluminium et de nickel plongeant dans une solution de chlorure de sodium.
Préciser dans quel cas il y a corrosion de fer ? Justifier la réponse.
Exercice 9
Un morceau de fer Fe réagit avec l'air humide (O2 + eau) selon la réaction chimique suivante :
3+ -
4 Fe + 3 O2 + 6 H2O 4 Fe + 12 OH
1. Montrer qu'il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction. Indiquer, parmi les réactifs, lequel est l'oxydant
et lequel est le réducteur.
2. Préciser un des caractères de cette réaction.
3. Ecrire les transformations correspondantes à l'oxydation et à la réduction. Préciser les deux couples
redox mis en jeu.
4. Citer un moyen permettant d'éviter la transformation chimique du fer.
Exercice 10
Un morceau de fer de masse 20 g est abandonné à l'air libre. Il s'enrouille. Ramassé, décapé et poli,
le morceau perd 1/4 de sa masse initiale. En admettant que la rouille formée est un oxyde de fer (III)
hydraté de formule Fe2O3.5H2O. Trouver:
1. La masse de fer oxydé et en déduire la masse d'oxyde de fer (III) formé.
2. La masse d'eau contenue dans la rouille formée.
3. La masse de rouille formée.
4. La masse du morceau de fer rouillé avant son nettoyage.
79
EXERCICE DOCUMENTAIRE LA CORROSION DES EMBALLAGES

ALIMENTAIRES MÉTALLIQUES
La majorité des boîtes de conserves sont en fer. Elles sont donc potentiellement exposées à la
corrosion surtout quand le contenu présente du dioxygène dissout (compotes de fruits), des acides
(jus de tomates, jus de fruits), des ions nitrate (épinards), ou toute autre entité chimique dont le
2+
pouvoir oxydant est supérieur a celui de Fe .
Si les industriels de l'agroalimentaire se contentaient

de conditionner leurs produits dans des boites en fer
" normal ", ils s'exposeraient à de graves ennuis.
Bien avant la perforation des boites, qu'on finirait par
observer, les produits conditionnés seraient rendus
impropres à la consommation.
Le développement du phénomène de corrosion
s'accompagnerait selon le type d'aliments : de
bombage des boites, d'apparition de produits colorés
et dans tous les cas d'ions " parasites " le plus
souvent indésirables. Comme il est hors de question,
pour des raisons économiques d'utiliser des métaux nobles, ou réputés inattaquables (or, argent, acier
inox...), on utilise des matériaux d'emballage qui ont fait leur preuve. Le plus utilisé est le fer " blanc".
C'est de l'acier doux à faible teneur en carbone laminé a froid, revêtu d'une mince couche d'étain par
un procédé approprié, elle-même recouverte de vernis.
En l'absence de vernis ou si par accident le film de vernis vient à céder, l'étain ayant un pouvoir
réducteur légèrement inférieur à celui du fer joue le rôle d'anode " sacrificatrice " et protège donc le
fer de la corrosion.
Questions :
1. Citer quelques facteurs, indiqués dans ce document, qui favorisent la corrosion du fer.
2. De combien de méthodes de protection on parle dans ce document ? Citer leurs noms.
3. Quel nom peut-on attribuer à un revêtement par l'étain ?
4. Quel risque peut-on recourir si on remplace l'étain par du zinc ?
5. Que signifie anode " sacrificatrice " ?
80
DOCUMENT
L'ANTICORROSION DES METAUX

L'anticorrosion c'est la mise en place de toutes les actions qui tendront à ralentir, à annihiler la corrosion des
matériaux métalliques afin de les conserver.
Dans le cas des monuments historiques, nous n'avons qu'assez rarement le choix du métal. Il nous faut
protéger, conserver ce qui est parvenu jusqu'à nous. Bien souvent, il nous est impossible d'éliminer la ou les
causes de corrosion. Nous pouvons seulement après identification des causes, anéantir leur interaction, le
plus souvent par des actions d'isolation du support métallique vis-à-vis de son environnement, par
revêtements métalliques, et/ou organiques, en particulier pour tous les composés contenant du fer.
Sur ces composés, avant toute protection anticorrosion, la préparation de surface du métal est essentielle.
En effet, le meilleur des traitements appliqués sur une surface mal décapée, mal nettoyée, n'aura qu'une
durabilité très limitée.
La première étape consiste en l'évaluation de l'état de surface du
métal considéré : le degré de corrosion du support doit être
déterminé, ainsi que l'état des revêtements qui le recouvre
éventuellement (anciens fonds : cire, vernis, peinture, etc.), sa
propreté (poussières, croûtes noires, graisse, etc.).
La seconde étape est le décapage : tout ce qui peut être néfaste à
la protection appliquée ultérieurement doit être éliminé, soit
manuellement (brossage, nettoyage à la flamme, etc.), soit par Coupe stratigraphique de peinture d'un
projection d'abrasifs. D'autres techniques existent, tel que l'eau, le système anticorrosion appliqué sur une
surface mal nettoyée
laser, l'utilisation de procédés chimiques.
La protection anticorrosion par revêtement peut être de différents types :
- revêtement métallique (métal) ;
- revêtement organique (peintures) ;
- revêtement mixte (métal + peintures).
Le revêtement métallique le plus utilisé dans le bâtiment est le revêtement avec le zinc ou zinc/aluminium.
La protection par le zinc présente deux avantages: le premier est un effet barrière entre le métal et son
environnement, le second est son rôle protecteur efficace en tant plus réducteur que le fer.
Les revêtements organiques ont certainement été utilisés depuis les
temps les plus anciens pour protéger les métaux : poix, huile, cire
d'abeille, suivi de mélanges de plus en plus sophistiqués, pour aboutir à
la conception actuelle des peintures.
Les principaux constituants sont le liant, substance filmogène qui donne
son nom à la peinture, le pigment et le produit de charge qui donne la
couleur et l'opacité du film et le solvant, qui dissout le liant et s'évapore
après application.
Pour la protection des cuivreux et autres métaux, il est possible de les
peindre en prenant soin de choisir le bon primaire. On peut aussi utiliser
des cires ou des vernis qui moins durable que les précédentes protections
Protection anticorrosion par un
système glycérophtalique, décor respectent l'aspect esthétique de ces métaux ou de leur patine.
avec une dorure à la mixtion
81
Thème N° 2
LES ACIDES ET LES BASES
DE BRONSTED
Les dattes contiennent de l’acide palmitique
Chapitre n° 5 Les acides et les bases de Bronsted

Chapitre n° 6 Les couples acide base et les réactions acide base
CH +
4 2O
Chapitre N° 5 2
LES ACIDES ET LES BASES DE BRONSTED
La levure chimique, utilisée en pâtisserie, contient une base.
Ces fruits contiennent de l’acide citrique, de l’acide ascorbique…..
Qu’est qu’une base ? Qu’est qu’un acide ?
83
Plan
I RAPPEL DES DEFINITIONS DES ACIDES ET DES BASES SELON ARRHENIUS
II DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES SELON BRONSTED
III EXEMPLES DE SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDES USUELS
IV EXEMPLES DE SOLUTIONS AQUEUSES DE BASES USUELLES
V LES ACIDES ET LES BASES DANS LA VIE QUOTIDIENNE
Objectifs
- Définir un acide, une base et une réaction acide base selon Bronsted ;
- Reconnaître un acide, une base et une réaction acide-base.

Corriger, s’il y a lieu, les affirmations incorrectes.
- Définition usuelle d’un acide et d’une base

1. Un acide est un corps composé qui s’ionise dans l’eau avec formation d’ion hydronium
+
H 3O .
2. Une base est un corps composé qui s’ionise dan l’eau avec formation d’ion hydroxyde
-
OH .
3. Le bromure d’hydrogène HBr est une base.
4. L’hydroxyde de potassium (ou potasse) KOH et l’hydroxyde de sodium (ou soude)
NaOH sont des acides.
+ -
- Identification des ions hydronium H3O et des ions chlorure Cl
1. Dans une solution acide le BBT vire du vert au jaune.
2. Dans une solution contenant les ions hydronium le BBT vire du vert au jaune.
3. Dans une solution d’hydroxyde de sodium NaOH le BBT vire du bleu au vert.
- +
4. Les ions chlorure Cl réagissent avec les ions argent Ag pour donner un précipité blanc
qui noircit à la lumière.
84
I RAPPEL DE DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES SELON

ARRHENIUS
Svante Arrhenius
Un acide est un corps composé qui
s’ionise dans l’eau avec formation d’ions (1859-1927) est un chimis-
te suédois. En 1887, il propo-
hydrogène H+.
sa une théorie sur les acides
Une base est un corps composé qui et les bases .En 1903, il
s’ionise dans l’eau avec formation d’ions reçut le Prix Nobel pour sa
-
hydroxyde OH . théorie sur la dissociation
ionique.
Ces définitions sont connues sous le nom de définition des acides et des bases selon Arrhénius.
Exemples
Selon ces définitions :
a) le chlorure d’hydrogène HCl, l’acide nitrique HNO3 et l’acide sulfurique H2SO4 sont des acides .
+ -
HCl J H + Cl ;
+ -
HNO3 J H + NO3 ;
H2SO4 J 2 H+ + SO42-.
b) l’hydroxyde de sodium (soude) NaOH, l’hydroxyde de potassium (potasse) KOH et l’hydroxyde de

calcium Ca(OH)2 sont des bases.
NaOH J Na+ + OH-;
KOH J K+ + OH-;
Ca(OH)2 J Ca2+ + 2 OH-.
– D’après cette définition, acide et base sont des corps composés donc des entités électriquement
2-
neutres. Or plusieurs entités tels que l’ion ammonium NH4+ ou l’ion carbonate CO3 peuvent
jouer le rôle d’acide ou de base.
– Par ailleurs la théorie d’Arrhenius suppose qu’une base comporte nécessairement dans sa formu-
le chimique le groupement hydroxyle OH. Or certaines substances tels que l’ammoniac NH3, le
carbonate de sodium Na2CO3, etc. dont la molécule ne possédant pas ce groupement, ont des
propriétés basiques.
– En fin la théorie d’Arrhenius se limite aux réactions en solutions aqueuses.
– Suite à ces insuffisances de la théorie d’Arrhenius, le chimiste danois Johannes Nicaulaus
Bronsted proposa en 1923 une nouvelle théorie des acides et des bases indépendantes de la
nature du solvant.
85
II DEFINITION DES ACIDES ET DES BASES SELON BRONSTED
II.1. REACTION DU CHLORURE D’HYDROGENE AVEC L’AMMONIAC
II.1.1. Expérience et observation
Plonger sous une hotte deux agitateurs en verre l’un dans un flacon contenant une solution concen-
trée d’acide chlorhydrique et l’autre dans un flacon contenant une solution concentrée d’ammoniac.
En rapprochant ces deux agitateurs l’un de l’autre, une fumée blanche assez épaisse constituée de
chlorure d’ammonium NH4Cl solide se forme aussitôt (fig.1).
Figure 1 : Réaction du chlorure d’hydrogène HCl avec l’ammoniac NH3
Le chlorure d’ammonium NH4Cl solide est soluble dans l’eau. Soit (S) la solution obtenue.
Réaliser le test au nitrate d’argent AgNO3 sur une faible portion de (S).
Constater la formation d’un précipité blanc qui noircit à la lumière.
Traiter sous la hotte une autre portion de la solution (S) par une solution d’hydroxyde de sodium
NaOH à chaud.
Constater le dégagement d’un gaz incolore d’odeur caractéristique et qui irrite les yeux.
Le précipité blanc qui noircit à la lumière est le chlorure d’argent AgCl. Le gaz incolore d’odeur carac-
téristique et qui irrite les yeux est de l’ammoniac NH3. Les tests au nitrate d’argent AgNO3 et à l’hy-
-
droxyde de sodium révèlent que la solution (S) contient respectivement des ions chlorure Cl et des
ions ammonium NH4+.
Le chlorure d’hydrogène réagit avec l’ammoniac pour donner du chlorure d’ammonium NH4Cl.
NH3 (g) + HCl (g) J NH4Cl (sd) (1).
-
Le chlorure d’ammonium est un solide ionique constitué d’ion ammonium NH4+ et d’ions chlorure Cl
L’équation chimique (1) de la réaction du chlorure d’hydrogène avec l’ammoniac peut être alors écri-
te sous la forme :
-
NH3 (g) + HCl (g) J (NH4+ , Cl )(sd).
Au cours de cette réaction un ion hydrogène H+ provenant d’une molécule de chlorure d’hydrogène
HCl s’est fixé sur le doublet libre de l’azote de la molécule d’ammoniac NH3 par une liaison covalente
pour former l’ion ammonium NH4+ (schéma 1).
86
Ion +
Molécule hydrogène H Ion +
d’ammoniac NH3 ammonium NH4
Schéma 1 : Formation de l’ion ammonium NH4+.
+
Le chlorure d’hydrogène HCl a joué le rôle de donneur d’ions hydrogène H et l’ammoniac NH3 a joué
+
le rôle d’accepteur d’ions hydrogène H .
On peut donc considérer les deux demi-équations (1a) et (1b) suivantes :
+ -
HCl J H + Cl (1a)`
et
+ +
NH3 + H J NH4 (1b).
Ces deux demi équations ne sont que des écritures commodes pour mettre en évidence le transfert
+ +
d’ions hydrogène H entre le chlorure d’hydrogène HCl et l’ammoniac NH3. En effet l’ion hydrogène H
n’existe pas à l’état libre dans les systèmes étudiés en chimie : une molécule chlorure d’hydrogène HCl
+
ne cède un ion hydrogène H qu’en présence d’une molécule d’ammoniac qui va le capter.
+
Le chlorure d’hydrogène HCl qui cède un ion hydrogène H est un acide.
+
L’ammoniac NH3 qui capte un ion hydrogène H est une base.
+
La réaction correspondant à l’équation (1) est une réaction de transfert d’ions hydrogène H du chlo-
rure d’hydrogène HCl vers l’ammoniac NH3. On l’appelle une réaction acide base.
L’équation chimique (1) de la réaction acide-base est obtenue en combinant les deux demi-équations
+
(1a) et (1b) de telle manière que les ions hydrogène H transférés n’apparaîssent pas.
HCl J H+ + Cl-
+
NH3 + H+ J NH4+
NH3 (g) + HCl (g) J (NH4 Cl)(sd).
II.2. REACTION ENTRE LE CHLORURE D’AMMONIUM ET LA SOUDE
II.2.1. Expérience et observation
Introduire dans un tube à essais du chlorure d’ammonium NH4Cl et

de l’hydroxyde de sodium NaOH solides. Maintenir le tube à essais
avec une pince en bois et chauffer le mélange.
Un gaz d’odeur suffocante qui irrite les yeux se dégage et bleuit un
papier pH humidifié présenté à l’extrémité du tube à essais (fig.2).
Figure 2 : Réaction entre le chlorure d’ammonium

et l’hydroxyde de sodium solides.
87
Le gaz d’odeur suffocante et qui bleuit le papier pH humidifié est l’ammoniac NH3. L’équation chimique
de la réaction est :
NH4Cl (sd) + NaOH (sd) J NH3 (g) + NaCl (sd) + H2O (g).
Si on considère que les solides NH4Cl, NaOH et NaCl sont ioniques, tout se passe comme si les ions
-
hydroxydes OH de la soude ont capté des ions hydrogène provenant des ions ammonium NH4+ selon:
-
NH4+ + OH J NH3 (g) + H2O (g) (2).
+ +
Au cours de cette réaction il y a eu transfert d’ions hydrogène H des ions ammonium NH4 vers les
-
ions hydroxydes OH .
On peut donc considérer les deux demi-équations (2a) et (2b) suivantes :

NH4+ J H+ + NH3 (g) (2a)
et
- +
OH + H J H2O (2b)
+ -
Les ions ammonium NH4+ ont joué le rôle de donneur d’ions hydrogène H et les ions hydroxydes OH
ont joué le rôle d’accepteur d’ions hydrogène H+.
L’ion ammonium NH4+ qui cède un ion hydrogène H+ est un acide.
-
L’ion hydroxyde OH qui capte un ion hydrogène H+ est une base.
La réaction correspondant à l’équation (2) est une réaction acide base.
L’équation chimique (2) peut être obtenue en combinant les deux demi-équations (2a) et (2b) :
NH4+ J H+ + NH3 (g)

- +
+ OH + H J H 2O
NH4+ + OH- J NH3 (g) + H2O (g).
II.3. DISSOLUTION DU CHLORURE D’HYDROGENE DANS L’EAU
Figure 4a : Précipité
blanc de chlorure d’argent
Figure 3 : Dissolution du chlorure

d’hydrogène dans l’eau
Figure 4b : Virage au jaune

du BBT met en évidence
la présence d’ion hydronium
88
On dispose sous une hotte d‘un ballon en verre rempli de

chlorure d’hydrogène gazeux HCl et équipé d’un bou-
chon percé muni d’un tube de verre effilé et terminé par
un tuyau en caoutchouc obturé par une pince.
Ouvrir la pince et faire barboter du chlorure d’hydrogène
dans de l‘eau distillée contenue dans un verre à pied
(fig.3).
Verser dans deux tubes à essais quelques millilitres de la
solution obtenue.
Ajouter au contenu du premier tube quelques gouttes
d’une solution de nitrate d’argent AgNO3 ; il se forme un
précipité blanc qui noircit à la lumière (fig.4a).
Ajouter quelques gouttes de BBT au contenu du deuxiè-
me tube, le BBT vire au jaune (fig.4b). Préparation du chlorure d’hydrogène
au laboratoire
Le précipité blanc est du chlorure d’argent AgCl. La solution aqueuse de chlorure d’hydrogène HCl
contient donc des ions chlorures Cl-.
Le changement de couleur de la solution du vert au jaune est dû à la formation d’ions d’hydrogène.
La présence des ions chlorure dans l’eau est due à l’ionisation des molécules de chlorure d’hydrogè-
ne sous l’action des molécules de solvant par rupture de la liaison covalente polarisée H-Cl. Il se forme
alors des ions hydrogène H+ en quantité égale à celle des ions chlorure Cl- pour que la solution soit
électriquement neutre.
Les ions H+ et Cl- formés sont entourés par des molécules d’eau en nombre variable : ils sont hydra-
+
tés ou solvatés. L’ion hydrogène solvaté peut être symbolisé par H3O appelé également ion hydro-
nium ; alors l’équation chimique de la réaction d’ionisation de HCl dans l’eau peut s’écrire sous la
forme:
+ -
HCl (g) + H2O J H3O + Cl (3).
Au cours de cette réaction un ion hydrogène H+ provenant du chlorure d’hydrogène HCl s’est fixé sur
l’un des doublets libres de l’oxygène de la molécule d’eau par une liaison covalente pour former l’ion
+
hydronium H3O (schéma 2).
Schéma 2 : Formation de l’ion H3O+.
89
Le chlorure d’hydrogène HCl a joué le rôle de donneur d’ion hydrogène et l’eau a joué le rôle d’accep-
teur d’ion hydrogène. Pour mettre en évidence ce transfert d’ion hydrogène on peut considérer les
deux demi-équations (3a) et (3b) suivantes :
+ -
HCl J H + Cl (3a)
et
+ +
H 2O + H J H3 O (3b)
+
Le chlorure d’hydrogène HCl qui cède un ion hydrogène H est un acide.
+
L’eau H2O qui capte un ion hydrogène H est une base.
La réaction correspondant à l’équation (3) est aussi une réaction de transfert d’ion hydrogène du chlo-
rure d’hydrogène HCl vers l’eau H2O. C’est une réaction acide base.
L’équation chimique (3) de la réaction acide-base est obtenue en combinant les deux demi-équations
+
(3a) et (3b) de telle manière que les ions hydrogène H transférés n’apparaissent pas.
-
HCl J H+ + Cl
+
H2O + H+ J H3O+
HCl (g) + H2O J H3O+ + Cl-.

Remarques
a) La solution obtenue par dissolution du chlorure d’hydrogène HCl gaz dans l’eau est appelée solu-
tion d’acide chlorhydrique.
b) Le Bleu de Bromothymol (BBT) est un indicateur coloré, il sert à caractériser les solutions acides
ou basiques.
II.4. GENERALISATION
II.4.1. Définition des acides et des bases selon Bronsted
Dans les trois exemples traités précédemment nous
avons noté l’existence d’un transfert d’ion hydrogène Johannes N. Bronsted
(1849-1947) est un chimiste
d’une entité chimique à une autre. Ces entités peuvent
danois.
être électriquement neutres ou chargées (ions). A la Il proposa en 1923, en même
suite de l’étude de nombreux autres exemples, temps que Lowry, une nou-
J.N.Bronsted a été amené en 1923 à définir les acides velle théorie des acides et
et les bases de la façon suivante. des bases.
- Un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de libérer un ion
hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique.
- Une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de capter un ion
hydrogène H+ au cours d’une réaction chimique.
Comme l’ion hydrogène n’existe pas à l’état libre, il en résulte qu’un acide ne peut libérer un ion hydro-
gène qu’en présence d’une base susceptible de l’accepter.
Inversement une base ne peut accepter un ion hydrogène qu’en présence d’un acide susceptible de
le lui donner.
Pour faire apparaître le transfert d’ion hydrogène on peut considérer qu’une réaction entre un acide AH
et une base B est la somme de deux demi équations :
+ -
AH J H + A
et + +
B + H J BH .
Ces deux demi équations ne correspondent pas à des réactions chimiques.
90
II.4.2. Exemples d’acides de Bronsted
Nom de l’acide Formule Demi-équation

+ -
Chlorure d’hydrogène HCl HCl J H + Cl
+ -
Acide nitrique HNO3 HNO3 J H + NO3
+ -
Acide éthanoïque CH3CO2H CH3CO2H J H + CH3CO2
+ -
Acide sulfurique H2SO4 H2SO4 J H + HSO4
- +
Ion hydrogénosulfate HSO4- HSO4 J H + SO42-
+
Ion ammonium NH4+ NH4+ J H + NH3
+ -
Eau H 2O H2O J H + OH
II.4.3. Exemples de bases de Bronsted
Nom de la base Formule Demi-équation

+ +
Ammoniac NH3 NH3 + H J NH4
+ +
Méthylamine CH3NH2 CH3NH2 + H J CH3NH3
- - +
Ion hydroxyde OH OH + H J H2O
2- 2- +
Ion sulfate SO4 SO4 + H J HSO4-
- - +
Ion éthanoate CH3CO2 CH3CO2 + H J CH3CO2H
+ +
Eau H2O H2O + H J H 3O
Enoncé
Parmi les réactions chimiques suivantes indiquer celles qui font intervenir des acides et des bases de
Bronsted. Préciser le cas échéant l’acide et la base de Bronsted.
- +
1. CH3CO2H + H2O J CH3CO2 + H3O ;
2. 3 H2 + N2 J 2 NH3 ;
+ -
3. HF(g) + NH3(g) J NH2 + F ;
4. C3H8 (g) + 5 O2 (g) J 3 CO2(g) + 4 H2O(g);
5. O2(g) + 4 HCl(g) J 2 H2O(g) + 2 Cl2(g) ;
+ -
6. NH4 + OH J NH3(g) + H2O;
- -
7. CH2CO2 + H2O J CH3CO2H + OH .
91
Solution
Les réactions chimiques (1), (3), (6) et (7) sont des réactions acide base, elles font intervenir des aci-
des et des bases de Bronsted. En effet :
- Au cours de la réaction chimique (1) CH3CO2H cède un ion hydrogène à l’eau et se transforme en
-
ion éthanoate CH3CO2 : CH3CO2H est un acide de Bronsted et H2O est une base de Bronsted.
- Au cours de la réaction chimique (3) l’ammoniac NH3 capte l’ion hydrogène cédé par HF et se
transforme en ion ammonium NH4+ : NH3 est une base de Bronsted et HF est un acide de Bronsted.
- Au cours de la réaction chimique (6) l’ion ammonium NH4+ donne un ion hydrogène à l’ion hydro-
- + -
xyde OH et se transforme en ammoniac NH3 : NH4 est un acide de Bronsted et OH est une base de
Bronsted.
-
- Au cours de la réaction chimique (7) l’eau donne un ion hydrogène à l’ion éthanoate CH3 CO2 et
- -
se transforme en ion hydroxyde OH : H2O est un acide de Bronsted et CH3CO2 est une base de
Bronsted.
III EXEMPLES DE SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDES USUELS

III.1. L’ACIDE CHLORHYDRIQUE
Les solutions aqueuses d’acide chlorhydrique sont obtenues par dissolution du chlorure d’hydrogène
HCl gazeux dans l’eau. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de HCl dans l’eau peut s’écrire
sous la forme:
+ -
HCl (g) + H2O J H3O + Cl .
Dans cette réaction HCl joue le rôle de donneur d’ions hydrogène : c’est un acide de Bronsted. L’eau
joue le rôle d’accepteur d’ions hydrogène : c’est une base de Bronsted.
Toutes les molécules de HCl sont ionisées dans l’eau. Le chlorure d’hydrogène HCl est un électrolyte
- +
fort. La solution d’acide chlorhydrique contient les ions chlorure Cl et des ions hydrogène H3O .
Un flacon d’acide chlorhydrique commercial. Solution diluée d’acide chlorhydrique
III.2. LES SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDE NITRIQUE

Les solutions aqueuses d’acide nitrique sont obtenues par réaction de l’acide nitrique HNO3 avec l’eau.
Au cours de cette réaction il se produit un transfert de proton de l’acide nitrique HNO3 vers l’eau H2O.
L’équation chimique de la réaction d’ionisation de HNO3 dans l’eau est :
-
HNO3 + H2O J H3O+ + NO3 .
Dans cette réaction HNO3 joue le rôle de donneur d’ions hydrogène : c’est un acide de Bronsted. L’eau
joue le rôle d’accepteur d’ions hydrogène: c’est une base de Bronsted.
Toutes les molécules de HNO3 sont ionisées dans l’eau. L’acide nitrique HNO3 est un électrolyte fort.
La solution d’acide nitrique contient des ions nitrate NO3-, des ions hydronium H3O+ et des ions
-
hydroxydes OH provenant de l’ionisation de l’eau.
92
Un flacon d’acide nitrique commercial. Solution diluée d’acide nitrique.
III.3. LES SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDE ETHANOÏQUE
Les solutions aqueuses d’acide éthanoïque (couramment appelé acide acétique) sont obtenues par
réaction de l’acide éthanoïque CH3CO2H avec l’eau. L’équation chimique de la réaction d’ionisation de
CH3CO2H dans l’eau est:
-
CH3CO2H + H2O ' H3O+ + CH3CO2 .
Au cours de cette réaction il se produit un transfert d’ions hydrogène de l’acide éthanoïque CH3CO2H
vers l’eau H2O : le composé CH3CO2H est un acide de Bronsted et l’eau est une base de Bronsted.
Comme la réaction d’ionisation n’est pas totale ; la solution d’acide éthanoïque contient des ions
éthanoate CH3CO2-, des ions hydronium H3O+, des molécules d’eau, des molécules d’acide éthanoïque
CH3CO2H et des ions hydroxyde OH- . L’acide éthanoïque CH3CO2H est un électrolyte faible.
Un flacon d’acide éthanoïque Le vinaigre contient de l’acide

commercial éthanoïque
Remarque
On utilise souvent les appellations acide chlorhydrique, acide nitrique, acide sulfurique ou acide étha-
noïque pour désigner les solutions aqueuses correspondantes. Pour l’acide nitrique, l’acide sulfurique
et l’acide éthanoïque cette appellation est impropre car cela revient à confondre les solutés HNO3,
H2SO4 et CH3CO2H avec leurs solutions correspondantes.
93
IV EXEMPLES DE SOLUTIONS AQUEUSES BASES USUELLES
IV.1. SOLUTIONS AQUEUSES D’HYDROXYDE DE SODIUM
L’hydroxyde de sodium (appelé couramment soude) de formule NaOH est un solide blanc vendu sous
forme de pastilles ou de paillettes. Il est déliquescent à l’air car il fixe l’humidité de l’air. Les solutions
aqueuses d’hydroxyde de sodium sont obtenues par réaction de la soude NaOH avec l’eau.
L’équation chimique simplifiée de la réaction de dissociation de NaOH dans l’eau est:
+ -
NaOH (sd) J Na + OH .
Comme tout le composé NaOH est ionisé dans l’eau, la soude NaOH est un électrolyte fort. La solu-
+ -
tion d’hydroxyde de sodium contient les ions sodium Na , les ions hydroxyde OH et les ions hydro-
+
nium H3O .
Un flacon contenant de la soude en pastille. Solution diluée d’hydroxyde de sodium.
IV.2. LES SOLUTIONS AQUEUSES D’AMMONIAC
L’ammoniac de formule NH3 est un gaz très soluble dans l’eau. Les solutions aqueuses d’ammoniac
sont obtenues par dissolution de l’ammoniac NH3 gazeux dans l’eau. La réaction de l’ammoniac avec
+ -
l’eau conduit à la formation d’ions ammonium NH4 et d’ions hydroxydes OH . L’équation chimique de
la réaction d’ionisation de NH3 dans l’eau peut s’écrire sous la forme:
-
NH3 (g) + H2O ' NH4+ + OH .
Au cours de cette réaction, il se produit un transfert d’ions hydrogène de léau H2O vers làmmoniac
NH3 : le composé NH3 est une base de Bronsted et l’eau est un acide de Bronsted.
Comme l’ammoniac NH3 est un électrolyte faible, la réaction d’ionisation n’est pas totale ; la solution
-
aqueuse d’ammoniac contient des ions ammonium NH4+, des ions hydroxydes OH , des molécules
+
d’eau, des molécules d’ammoniac NH3 et des ions hydronium H3O .
Un flacon contenant de l’ammoniac commercial. Solution diluée d’ammoniac.
94
IV.3. LES SOLUTIONS AQUEUSES D’HYDROXYDE DE POTASSIUM
L’hydroxyde de potassium (appelé couramment potasse) de formule KOH est un solide blanc vendu
sous forme de pastilles ou de paillettes. Il est déliquescent à l’air comme la soude. Les solutions
aqueuses de potasse sont obtenues par réaction de la potasse KOH avec l’eau.
L’équation chimique simplifiée de la réaction de dissociation de la potasse KOH dans l’eau est :
+ -
KOH (sd) J K + OH .
Comme la potasse KOH est un électrolyte fort, tout le composé KOH est ionisé dans l’eau. La solution
+ -
d’hydroxyde de potassium contient des ions potassium K , des ions hydroxyde OH et des ions hydro-
nium provenant de l’ionisation propre de l’eau.
Un flacon contenant de la potasse en pastille Solution diluée de potasse.
Remarque
Il est impropre d’utiliser les appellations soude, ammoniac ou potasse pour désigner la solution aqueu-
se d’hydroxyde de sodium, d’ammoniac ou d’hydroxyde de potassium car cela revient à confondre les
solutés NaOH, NH3 et KOH avec leurs solutions aqueuses correspondantes.
V LES ACIDES ET LES BASES DANS LA VIE QUOTIDIENNE

De nombreux acides et bases font partie de notre environnement. Ils constituent les substances acti-
ves de certains produits ménagers. Nous en citons quelques exemples.
V.1. LES DETARTRANTS

Ils sont utilisés pour éliminer le tartre dû à la formation du carbonate de calcium (ou calcaire) CaCO3.
Les détartrants sont constitués essentiellement d’acide chlorhydrique, d’acide phosphorique H3PO4 ou
d’acide sulfamique NH2SO3H (fig. 5a).
V.2. LES DEBOUCHEURS DE CANALISATIONS
Ils sont constitués de solutions concentrées d’hydroxyde de sodium NaOH ou d’hydroxyde de sodium
en pastille (fig. 5b).
V.3. LE VINAIGRE
Il est ajouté couramment aux aliments crus et cuits pour en relever la saveur. Il contient environ 6%
en volume d’acide éthanoïque CH3COOH (fig. 5c).
V.4. LA LEVURE CHIMIQUE
La levure chimique, utilisée en pâtisserie, est une poudre blanche constituée de carbonate de sodium
Na2CO3. Elle est soluble dans l’eau (fig. 5d).
95
(a) (b) (c) (d)

Figure 5 Exemples d’acides et de bases usuels
Exercice résolu
1. Ecrire les équations chimiques des réactions:
a) de l’ammoniac avec l’acide éthanoïque CH3COOH ;
b) de l’acide nitreux HNO2 avec l’ion carbonate CO32- .
2. Préciser pour chaque réaction l’acide et la base de Bronsted.
- -
3. On considère la réaction d’équation chimique: HNO3 + OH J NO3 + H2O.
Dire si cette réaction constitue une réaction acide base ? Si oui préciser l’acide et la base de Bronsted.

1. a) L’équation chimique entre CH3COOH et NH3
est : CH3COOH + NH3 J CH3COO- + NH4+.
b) L’équation chimique entre HNO2 et CO32- est:
HNO2 + CO32- J NO2- + HCO3-.
- Une équation chimique doit être électrique- 2. CH3COOH est un acide, il cède un ion hydrogène
-
ment neutre et doit conserver le nombre de à la base NH3 et donne l’ion éthanoate CH3COO .
mole d’atome de chaque élément. NH3 est une base, elle capte un ion hydrogène et
se transforme en ion ammonium NH4+.
- Utiliser la définition d’un acide et d’une HNO2 est un acide, il cède un ion hydrogène à la
base de Bronsted. base CO32- et donne l’ion nitrite NO2-.
CO32- est une base, elle capte un ion hydrogène et
-
se transforme en ion hydrogénocarbonate HCO3 .
3.Au cours de cette réaction HNO3 a donné l’ion

nitrate NO3-, il cède donc un ion hydrogène qui sera
-
capté par l’ion hydroxyde OH pour donner de l’eau.
Il y a donc un transfert d’ions hydrogène de HNO3
-
à OH ; la réaction proposée est une réaction acide
base.
-
HNO3 est l’acide et OH est la base de Bronsted.
96
Selon la théorie de Bronsted :

- un acide est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de libérer un ion hydro-
gène H+ au cours d’une réaction chimique.
- une base est une entité chimique, électriquement chargée ou non, capable de capter un ion hydro-
gène au cours d’une réaction chimique.
- une réaction acide base est une réaction de transfert d’ion hydrogène de l’acide vers la base.

- http://encyclopedie-fr.snyke.com/articles/acide.html
- http://www.al.lu/chemistry/stuff1/EX1/notions/arrhen.htm
97
Verifier ses acquis
1. Définir un acide selon Arrhenius ; en donner deux exemples.
2. Définir une base selon Bronsted ; en donner deux exemples.
3. Un acide de Bronsted peut-il être une entité chimique chargée ? Si oui donner deux exemples.
4. Ecrire la demi équation permettant de définir un acide AH selon Bronsted. L’appliquer à l’iodure d’hy-
drogène HI et à l’ion ammonium NH4+.
5. Définir une réaction acide base.
6. Ecrire l’équation chimique de la réaction acide base qui se produit entre l’ion H3O+ et l’ammoniac
NH3.

1. Un acide est un corps composé qui peut libérer un ion hydrogène.
2. Une base est une entité chimique (molécule ou ion) capable de capter un ion hydrogène.
-
3. L’ion hydroxyde OH est une base de Bronsted.
4. Un acide de Bronsted ne peut céder un ion hydrogène qu’en présence d’une base de Bronsted.
5. Lors d’une réaction acide base il y a transfert d’un ion hydrogène d’une base à un acide.
6. L’équation chimique Zn (sd) + 2 H3O+ J Zn2+ + H2 + 2 H2O correspond à une réaction acide base.

1. Un acide est une entité chimique capable de libérer :
a) un ion hydrogène H+ ;
b) un électron ;
-
c) un ion hydroxyde OH .
2. Dans une réaction acide base le transfert d’ion hydrogène a lieu entre :
a) un acide et un autre acide ;
b) une base et une autre base ;
c) un acide et une base.
3. En réagissant avec le chlorure d’hydrogène, l’ammoniac NH3 est :
a) une base de Bronsted ;
b) un acide de Bronsted ;
c) une base d’Arrhénius.
4. Une base de Bronsted est une entité chimique capable de :
-
a) libérer un ion hydroxyde OH ;
+
b) capter un ion hydrogène H ;
+
c) céder un ion hydrogène H .

Exercice 1
1. Préciser parmi les entités suivantes celles qui sont des acides ou des bases selon Bronsted :
a) acide nitrique HNO3 ; b) sulfure d’hydrogène H2S
-
c) ion éthanoate CH3COO ; d) ion carbonate CO32- ;
-
e) acide sulfurique H2SO4 ; f) ion hydroxyde OH .
2. Ecrire dans chaque cas la demi équation correspondante.
98
Exercice 2
On considère les réactions d’équation chimique :
+ -
a) Ag + Cl J AgCl (sd);
+ -
b) HCl (g) + H2O(lq) J H3O + Cl ;
-
c) HNO3 (lq) + OH J H2O (lq) + NO3-;
d) 4 HCl (g) + O2 (g) J 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g);
e) CH3NH2 (lq) + CH3CO2H J CH3NH3+ + CH3CO2-.
Préciser parmi ces réactions celles qui sont des réactions acide bases.
Exercice 3
Pour chacune des réactions acide bases suivantes, indiquer l’acide et la base de Bronsted.
- +
a) HSO4 + H2O J SO42- + H3O ;
-
b) HF (g) + NH3 (g) J NH4+ + F ;
-
c) NH4+ + OH J NH3 (g) + H2O;
+ - - -
d) H3O + Cl + Na+ + OH J Cl + Na+ + 2 H2O ;
e) CH3CO2H + PO43- J CH3CO2- + HPO42-.
Exercice 4
1. L’ion anilinium C6H5NH3+ est un acide selon Bronsted.
a) Ecrire la demi équation correspondante.
b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu entre cet acide et l’ion hydroxyde OH-.
2. L’ion phénolate C6H5O- est une base selon Bronsted.
a) Ecrire la demi équation correspondante.
b) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui a lieu entre cette base et l’acide éthanoïque
CH3CO2H.

Exercice 5
On prépare une solution aqueuse d’acide chlorhydrique en faisant réagir du chlorure d’hydrogène
gazeux HCl avec de l’eau.
1. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.
2. S’agit-il d’une réaction acido-basique ? Si oui préciser l’acide et la base de Bronsted.
3. Sur l’étiquette d’une solution commerciale d’acide chlorhydrique on peut lire les indications sui-
-1
vantes : d = 1,12 ; pourcentage en masse de HCl = 25% et M(HCl) = 36,5 g.mol .
a) Préciser la signification de chaque donnée portée sur l’étiquette ?
b) Calculer la quantité de chlorure d’hydrogène nécessaire pour fabriquer 1 litre de cette solution
d’acide commerciale.
c) En déduire le volume de chlorure d’hydrogène gaz nécessaire pour la préparation de cette
solution d’acide chlorhydrique.
Donnée : dans les conditions de l’expérience le volume molaire des gaz est égal à 24 L.mol-1.
99
EXERCICE DOCUMENTAIRE LES ACIDES ET LES BASES

DANS LA VIE QUOTIDIENNE
Des acides et des bases sont présents dans de nombreux produits que nous utilisons souvent dans
notre vie quotidienne.
I DANS L’ALIMENTATION
Un des acides (du latin acidus : aigre) les plus courants est l’acide acétique CH3CO2H (du latin acé-
tum : vinaigre) que l’on trouve dans le vinaigre et de nombreux produits (fig.6).
Apparu il y a environ 5000 ans en Mésopotamie, le vinaigre est obtenu par la fermentation du vin et
plus généralement de solutions alcooliques (alcool de betterave, cidre, bière, etc.) en présence du
dioxygène et sous l’effet d’une bactérie tel que l’acétobacter.
Les pommes sont riches en acide malique, alors que les agrumes le sont en acide citrique et en acide
ascorbique plus couramment appelé vitamine C (fig.7).
Les boissons au cola contiennent de l’acide phosphorique H3PO4.
Les boissons gazeuses contiennent du dioxyde de carbone dissous et de l’hydrogénocarbonate de
sodium NaHCO3.
-
Les ions hydrogénocarbonate HCO3 , présents dans la levure avec l’acide tartrique, génèrent du
dioxyde de carbone lors du pétrissage de la pâte ce qui la fait gonfler.
Figure 6 :Le vinaigre contient de l’acide acétique Figure 7 : Les fruits contiennent des acides
II DANS LES PRODUITS MENAGERS

- L’acide chlorhydrique est présent dans de nombreux détartrants ménagers car il réagit avec le cal-
caire CaCO3 (appelé couramment tartre).
- D’autres acides, comme l’acide sulfamique H2NSO3H ou l’acide phosphorique, sont également uti-
lisés pour le détartrage.
- L’hydroxyde de sodium favorise l’hydrolyse des corps gras et des protéines. C’est pour cela qu’il
est utilisé dans les produits destinés aux débouchages des canalisations et au nettoyage des fours.
- Les lessives contiennent de nombreuses bases : des ions carbonate CO32- des ions tripolyphospha-
tes P3O105-, etc.
100
Des risques à connaître
Les acides et les bases sont très corrosifs : leurs solutions concentrées attaquent les tissus orga-
niques. Des indications relatives à ces dangers sont portées sur les emballages des produits cor-
respondants. Au laboratoire, il faut porter une blouse et des lunettes de protection pour manipuler ces
produits. Des gants sont aussi nécessaires lorsque la concentration des solutions acides ou basiques
utilisées est supérieure à 1 mol.L-1. Ces mesures de précaution doivent aussi être prises dans la vie
courante.
Questions
1. Rechercher la signification des mots : fermentation, tartre et hydrolyse.

2. Pourquoi l’hydroxyde de sodium est-il présent dans des nettoyants pour four ?
3. Repérer dans le paragraphe (II) du texte un acide et une base. Ecrire les demi équation correspon-
dantes.
4. Ecrire l’équation de la réaction entre une solution aqueuse d’acide chlorhydrique et le calcaire
CaCO3.
5. L’étiquette d’une bouteille de vinaigre indique 8,0°. Ce degré d’acidité d’un vinaigre est égal à la
masse, exprimée en grammes, d’acide acétique contenu dans 100 g de vinaigre. Déterminer la
concentration C de ce vinaigre en acide acétique. La masse volumique du vinaigre vaut ρ = 1,0 g.mL-1.
101
DOCUMENT
PREPARATION DE L’EAU DEMINERALISEE

L’eau du robinet, bien que potable, n’est pas pure: elle contient des gaz et des sels minéraux dissous.
La solubilité des gaz, diminue fortement lorsque la température s’élève, l’ébullition prolongée de l’eau
permet d’éliminer les principaux gaz (O2, N2, CO2, etc.) dissous dans l’eau naturelle.
Les sels dissous dans l’eau forment des anions tels que les ions chlorure, nitrate, sulfate, carbonate et
hydrogénocarbonate et des cations tels que les ions sodium, potassium, magnésium et calcium. Leurs
concentrations respectives dépendent du lieu d’extraction de l’eau : une eau contenant beaucoup
d’ions calcium et magnésium est dite dure.
Une eau dure empêche les savons de mousser et entartre les canalisations par formation de précipi-
tés de carbonate de calcium ou de magnésium : il est nécessaire de l’adoucir.
Pour adoucir ou déminéraliser une eau, on utilise plusieurs procédés dont les résines échangeuses
d’ions.
Les résines échangeuses d’ions

Les résines échangeuses d’ions sont constituées de macromolécules tridimensionnelles sur lesquel-
les sont fixés des groupements ionisables. On distingue les résines cationiques et les résines anio-
niques .
Les résines cationiques permettent d’échanger des cations :
leur groupe actif est donc un anion de type sulfonate R-SO3-,
phosphonate R-PO32-,ou carboxylate R-CO2-
Les résines anioniques permettent d’échanger des anions :
leur groupe actif est donc un cation de type alkylammonium
R-N(CH3)3+ .
L’échange d’ions s’effectue à la surface de la résine ; la sur-
face de contact doit être la plus grande possible : les résines
se présentent donc sous la forme de minuscules grains
(fig.8).
Figure 8 : Graines de résines
Adoucissement de l’eau échangeuses d’ions.
Adoucir l’eau consiste à remplacer les ions calcium eau dure ions Ca2+ solution solution
concentrée régénérée
on magnésium par des ions sodium. Pour cela, on de chlorure
fait passer l’eau dure sur une résine cationique por- de sodium
teuse d’ions sodium (fig.9). L’équation-bilan de la ions Na

+
réaction qui se produit est:

- -
2 (R-SO3 Na+) + Ca2+ J (R-SO3 ) 2Ca2+ + 2 Na+
résine solution résine solution
eau
adoucie
Le passage d’une solution concentrée de chlorure adoucissement de l’eau adoucissement de l’eau
de sodium permet ensuite de régénérer la résine : 2(RSO3- Na+) + Ca2+ (RSO3-)2 Ca2++ 2Na+
la réaction qui se produit alors au contact de cette J(RSO3-)2 Ca2+ + 2Na+ J(RSO3-Na+) + Ca2+
résine est la réaction inverse de l’équation chi- Figure 9 : Schéma de fonctionnement
mique précédente. d’un adoucisseur d’eau
102
Déminéralisation de l’eau
Déminéraliser ou désioniser une eau consiste à éliminer la plupart des ions naturellement présents
dans l’eau.
A cette fin, on fait passer de l’eau au travers de deux résines, l’une cationique de type acide, l’autre
anionique de type basique.
-
Considérons une solution contenant des cations M+ et des anions X . Son passage au travers d’une
résine cationique de type R-SO3H permet de remplacer les ions M+ par des ions H3O+ :
+ - - + + -
R-SO3H + M + X + H2O J R-SO3 M + H3O + X
-
La solution d’acide fort alors obtenue passe sur une résine anionique de type basique R-N(CH3) +3 OH .
- -
Les ions X de la solution sont remplacés par des ions hydroxyde OH qui réagissent avec les ions
hydronium H3O+ de la solution (fig.10).
- - -
R-N(CH3) +3 OH + H3O+ + X J R-N(CH3)+3 X + 2 H2O.
+ –
eau contenant des ions M (•) et X (•)
+ - - + + -
RSO3 H + M + X + H2O J RSO3 M + H3O + X
v v v v
résine cationique acide RSO3 H
+ –
eau contenant des ions H3O (•) et X (•)
+ – + – + –
RN(CH3)3 OH + H3O + X J RN(CH3)3 X + 2H2O
v v v v
+ –
résine anionique basique RNRN(CH3)3 OH
eau déminéralisée
Figure 10 : Principe de la demineralisation de l’eau

(D’après chimie Terminale C Durypthy)
103
CH +
4 2O
Chapitre N° 6 2
LES COUPLES ACIDE BASE

ET LES REACTIONS ACIDE BASE
Champ de blé parsemé de bleuet et de coquelicot
Les couleurs très différentes du bleuet et du coquelicot sont dues à une même substance naturelle
la cyanidine. Elle apparaît rouge dans la sève du coquelicot et bleue dans la sève du bleuet. Pourquoi
sa couleur varie elle ?
104
Plan
I LES COUPLES ACIDE BASE
II LES RÉACTIONS ACIDE BASE : DÉFINITION ET EXEMPLES
Objectifs
- Définir un couple acide base ;
- Représenter un couple acide base par son symbole et son équation formelle.
- Connaître quelques couples acide base ;
- Ecrire l’équation chimique d’une réaction acido-basique connaissant les couples acide base mis
en jeu ;
- Retrouver les couples acide base mis en jeu dans une réaction acido-basique.

Corriger s’il y a lieu les affirmations incorrectes.
- Acide et base selon Bronsted

1. Un acide est une entité chimique capable de libérer un ion hydrogène.
2. Lorsque une base de Bronsted réagit avec l’eau, elle capte un ion hydrogène.
3. En réagissant avec l’eau, l’ammoniac se comporte comme une base de Bronsted.
4. Une base est une entité chimique capable de capter un ion hydrogène.
- Réaction acide base

1. Une réaction acide base correspond à un transfert d’ion hydrogène d’un acide vers une
base.
2. La réaction d’équation chimique : Cu2+ + Fe (sd) J Cu (sd) + Fe2+ est une réaction acide
base.
3. La réaction d’équation chimique : HSO4- + H2O J SO42- + H3O+ est une réaction
acide base.
105

I LES COUPLES ACIDE BASE
I.1. LE COUPLE ION AMMONIUM/AMMONIAC
Considérons l’équation chimique (1) décrite dans le paragraphe II.1 du chapitre précédent.
NH3 (g) + HCl (g) J (NH4+, Cl-)(sd)
(1).
- Le chlorure d’hydrogène HCl cède un ion hydrogène et se transforme en ion chlorure Cl-: il joue le
rôle d’acide de Bronsted.
-
HCl J H+ + Cl (1a).
- L’ammoniac capte un ion hydrogène et se transforme en ion ammonium NH4+ : elle joue le rôle de
base.
+
NH3 + H+ J NH4 (1b).
Considérons maintenant l’équation chimique (2) décrite dans le paragraphe II.2 du chapitre précédent.
-
NH4+ + OH J NH3 (g) + H2O (g) (2).
- L’ion ammonium NH4+ libère un ion hydrogène et donne de l’ammoniac NH3 : il joue le rôle d’acide de
Bronsted.
NH4+ J H+ + NH3 (2a).
- L’ion hydroxyde capte un ion hydrogène et se transforme en eau : il joue le rôle de base.
- +
OH + H J H2O (2b).
Ainsi en tenant compte des deux demi réactions (1b) et (2a) on peut noter qu’il est possible de passer
de la base NH3 à l’acide NH4+ ou inversement en changeant simplement les conditions expérimenta-
les.
Ces deux transformations peuvent être groupées en une seule demi équation ou équation formelle
écrite avec une double flèche selon :
+
NH4+ ' H + NH3.
Les deux entités chimiques NH4+ et NH3 sont dites conjuguées, elles forment un couple acide base
représenté par le symbole NH4+/NH3.
NH4+ est la forme acide du couple et NH3 est sa forme basique.
I.2. LE COUPLE ACIDE BENZOIQUE/ION BENZOATE

I.2.1. REACTION ENTRE L’ACIDE BENZOIQUE ET L’EAU
Introduire environ 1,5 g de cristaux d’acide benzoïque C6H5CO2H dans un bêcher contenant à peu près
20 ml d’eau distillée. Mettre le mélange sous agitation magnétique pendant deux minutes environ.
Constater que tout l’acide benzoïque introduit n’est pas totalement dissous dans l’eau (fig.1). Filtrer le
mélange et fractionner le filtrat en deux parties (F1) et (F2).
Ajouter, à la solution (F1) quelques gouttes de BBT. Le BBT vire du vert au jaune (fig.2).
106
Figure. 1 : Le mélange d’acide benzoïque Figure. 2 : Action du BBT

et d’eau après agitation. sur le filtrat F1.
b. Interprétation
Le virage du BBT au jaune prouve que la solution obtenue est acide. L’acide benzoïque C6H5CO2H a
donc réagi avec l’eau pour donner des ions hydronium H3O+ et des ions benzoate C6H5CO2-. L’équation
chimique de la réaction est :
+ -
C6H5CO2H + H2O J H3O + C6H5CO2 (3).
I.2.2. REACTION ENTRE L’ION BENZOATE ET L’ION HYDRONIUM
Ajouter au filtrat (F2) précédent environ 20 ml d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration
molaire 0,1 mol.L-1 environ (fig.3). Observer la réapparition de cristaux blancs.
Figure 3 : Action de l’acide chlorhydrique sur le filtrat (F2)
b. Interprétation
Le solide blanc est de l’acide benzoïque C6H5CO2H. En conséquence les ions benzoate C6H5CO2-
contenus dans le filtrat (F2) et issus de la dissolution et de la dissociation ionique de l’acide benzoïque
réagissent avec les ions hydronium de la solution d’acide chlorhydrique pour donner de l’acide ben-
zoïque et de l’eau. L’équation chimique de la réaction est :
- +
C6H5CO2 + H3O J H2O + C6H5CO2H (sd) (4).
-
I.2.3. LE COUPLE ACIDE BENZOIQUE/ION BENZOATE : C6H5CO2H/C6H5CO2
Reprenons l’équation chimique (3) de la réaction entre l’acide benzoïque et l’eau.
+ -
C6H5CO2H (sd) + H2O J H3O + C6H5CO2 (3).
107
- L’acide benzoïque C6H5CO2H cède un ion hydrogène et se transforme en ion benzoate C6H5CO2- :
il joue le rôle d’acide de Bronsted.
+ -
C6H5CO2H J H + C6H5CO2 (3a).
- L’eau capte un ion hydrogène et se transforme en ion hydronium H3O+ : elle joue le rôle de base.
+ +
H 2O + H J H 3O (3b).
Considérons maintenant l’équation chimique (4) entre l’ion benzoate et l’ion hydronium.
- +
C6H5CO2 + H3O J H2O + C6H5CO2H (sd). (4).

+
- L’ion hydronium H3O libère un ion hydrogène et donne de l’eau H2O : il joue le rôle d’acide de
Bronsted.
+ +
H3O J H + H2O (4a).
- L’ion benzoate capte un ion hydrogène et se transforme en acide benzoïque: il joue le rôle de base.
+
C6H5CO2- + H J C6H5CO2H. (4b).
Ainsi en tenant compte des deux demi réactions (3a) et (4b) on peut noter qu’il il est possible de pas-
ser de l’acide benzoïque C6H5CO2H à la base C6H5CO2- et inversement en changeant simplement les
conditions expérimentales.
Ces deux transformations peuvent être groupées en une seule demi équation ou équation formelle
écrite avec une double flèche selon:
+ -
C6H5CO2H ' H + C6H5CO2 .
-
Les deux entités chimiques C6H5CO2H et C6H5CO2 sont dites conjuguées, elles forment un couple
-
acide base représenté par le symbole C6H5CO2H/C6H5CO2 .
-
C6H5CO2H est la forme acide du couple et C6H5CO2 est sa forme basique.
I.3. GENERALISATION
I.3.1. Définition d’un couple acide base
Un couple acide base est constitué de deux entités chimiques jouant l’une le rôle d’acide et
l’autre le rôle de base conjuguée tel qu’il est possible de passer de l’une à l’autre par perte
ou gain d’un ion hydrogène.
- -
Si on désigne l’acide par AH et par A sa base conjuguée, le symbole du couple est AH/A .
L’équation formelle associée à ce couple est :
+ -
AH ' H + A.
Remarques
- La seule différence entre les formules de l’acide et de la base conjuguée est l’existence d’un
ion hydrogène supplémentaire dans la formule de l’acide.
- La forme acide figure en premier dans l’écriture du symbole d’un couple acide base.
+
- La forme acide AH peut être une entité chargée tel que l’ion ammonium NH4 .
108
I.3.2. Autres exemples de couples acide base
a. Couples acide base courants
Dans le tableau ci-dessous figurent d’autres exemples de couples acide base ainsi que les équations
formelles correspondantes.
Nom de la forme -
Nom de la forme acide Couple AH/A Equation formelle
basique
- + -
Acide éthanoïque Ion éthanoate CH3CO2H/CH3CO2 CH3CO2H ' H + CH3CO2
- + -
Acide nitreux Ion nitrite HNO2/NO2 HNO2 ' H + NO2
+
Ion méthylammonium Méthylamine CH3NH3+ /CH3NH2 CH3NH3+ ' H + CH3NH2
+
Ion hydrogénocarbonate Ion carbonate HCO3-/ CO32- HCO3- ' H + CO32-
- -
Acide sulfurique Ion hydrogénosulfate H2SO4 /HSO4 H2SO4 ' H+ + HSO4
Enoncé
-
On considère les entités chimiques suivantes : HS- ; SO42-; HCO2H; H2S ; NH3 ; Cl ; NH4+; HCO2-; HCl
et SO2.
1. Donner les symboles des couples acide base qu’on peut former avec ces entités.
2. Ecrire pour chaque couple acide base l’équation formelle correspondante.
Solution
1. Les couples acide base à considérer sont : H2S/HS-; HCO2H/HCO2- ; NH4+/NH3 et HCl/Cl-.
Les deux entités SO42- et SO2 ne forment pas un couple acide base car on ne peut pas passer de
+
l’une à l’autre par perte ou gain d’ion hydrogène H .
Couple acide base Equation formelle

- + -
H2S/HS H 2S ' H + HS
- + -
HCO2H/HCO2 HCO2H ' H + HCO2
+ +
NH4 /NH3 NH4+ ' H + NH3
- + -
HCl/Cl HCl ' H + Cl
b. Couples acide base de l’eau

+
- Le couple acide base H3O /H2O
+
L’ion hydronium H3O peut céder un ion hydrogène en donnant de l’eau. L’eau est donc la base conju-
+
guée de l’ion hydronium. Ces deux entités forment le couple acide base H3O /H2O dont l’équation for-
melle est :
+ +
H 3O ' H 2O + H .
109
-
- Le couple acide base H2O/OH
-
L’ion hydroxyde OH peut capter un ion hydrogène en donnant de l’eau. L’eau est donc l’acide conju-
-
gué de l’ion hydroxyde. Ces deux entités forment le couple acide base H2O/OH dont l’équation formel-
le est :
+ -
H2O ' H + OH .
-
Les deux couples précédents H3O+/H2O et H2O/OH sont appelés “couple de l’eau“.
I.4. NOTION D’AMPHOLYTE
I.4.1. Cas de l’eau

+
D’après les deux exemples précédents on peut noter que l’eau est la base du couple H3O /H2O et
-
l’acide du couple H2O/OH . L’eau peut donc, selon le milieu où elle se trouve, se comporter comme un
acide ou comme une base : on dit que l’eau est un ampholyte (ou que l’eau a un caractère
amphotère).
I.4.2. Autres exemples d’ampholytes
Une entité chimique est appelée ampholyte si elle est la forme acide d’un couple acide base et la
forme basique d’un autre couple acide base. Dans le tableau ci-dessous, on donne des exemples
d’ampholytes autre que l’eau.
Ampholyte Couples acide base

- H2CO3/HCO3- et HCO3-/CO32-
Ion hydrogénocarbonate HCO3
- - -
Ion hydrogénosulfate HSO4 H2SO4/ HSO4 et HSO4 /SO42-
Ammoniac NH3 +
NH4 /NH3 et NH3/NH2-
- - -
Ion hydrogénosulfure HS H2S/HS et HS /S2-
II LES REACTIONS ACIDE BASE : DEFINITION ET EXEMPLE
II.1. EXEMPLE DE REACTION ACIDE BASE : REACTION DES IONS AMMONIUM

AVEC LES IONS HYDROXYDE
+
Nous avons vu dans le chapitre précédent (paragraphe II.2) que les ions ammonium NH4 réagissent
-
avec les ions hydroxyde OH pour donner de l’ammoniac NH3 et de l’eau H2O. L’équation chimique de
la réaction est :
-
NH4+ + OH J NH3 (g) + H2O (g).
+ -
Comme NH3 est la base conjuguée de NH4 et H2O est l’acide conjugué de OH , cette réaction met
+ -
en jeu les deux couples acide base NH4 /NH3 et H2O/OH .
+ -
Au cours de cette réaction l’acide NH4 cède un ion hydrogène à la base OH pour donner la base NH3
et l’acide H2O. Il s’agit donc d’une réaction acide base.
110
II.2. DEFINITION D’UNE REACTION ACIDE BASE
Le résultat précédent peut être généralisé.
+
Une réaction acide base est une réaction où se produit un transfert d’ion hydrogène H
entre la forme acide d’un couple acide base et la forme basique d’un autre couple acide base.
Une réaction acide base fait intervenir nécessairement deux couples acide base.
II.3. EQUATION CHIMIQUE D’UNE REACTION ACIDE BASE
II.3.1. Exemple
Pour retrouver l’équation chimique de la réaction acide base entre l’ion ammonium NH4+ et l’ion hydro-
xyde OH-, il suffit de combiner les équations formelles associées aux deux couples acide base
-
NH4+/NH3 et H2O/OH de façon tel que les ions hydrogène transférés n’apparaissent pas dans l’équa-
tion bilan :
+ +
NH4 ' NH3 + H
+
- +
OH + H ' H2O
NH4+ + OH- J NH3 + H2O.
II.3.2. Généralisation
-
Considérons deux couples acide base quelconques symbolisés par A1H/A1 et A2H/A2-.
- -
L’équation chimique de la réaction de l’acide A1H du couple A1H/A1- avec la base A2 du couple A2H/A2
s’obtient par combinaison des deux équations formelles des deux couples considérés de façon tel que
les ions hydrogène transférés n’apparaissent pas dans l’équation bilan :
- +
A 1H ' A 1 + H
+
- +
A2 + H ' A 2H
-
A1H + A2 J A1- + A2H.
Enoncé
1. Donner le couple acide base mettant en jeu :
a) l’acide éthanoïque CH3CO2H ;
b) la base ammoniac NH3.
2. Ecrire l’équation formelle associée à chaque couple acide base.
3. En déduire l’équation de la réaction qui se produit entre l’acide éthanoïque et l’ammoniac.
111
Solution
-
1. a) L’acide éthanoïque CH3CO2H a pour base conjuguée l’ion éthanoate CH3CO2 . Les deux entités
-
forment le couple acide base CH3CO2H/ CH3CO2 .
b) La base ammoniac NH3 a pour acide conjugué l’ion ammonium NH4+. Les deux entités forment
le couple acide base NH4+/ NH3.
2. L’équation formelle associée au couple CH3CO2H/ CH3CO2- est :
+ -
CH3CO2H ' H + CH3CO2 .
L’équation formelle associée au couple NH4+/ NH3 est :
+
NH4+ ' NH3 + H .
3. En combinant les équations formelles des deux couples acide base on obtient l’équation chimique
de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’ammoniac :
+ -
CH3CO2H ' H + CH3CO2
+
+ +
NH3 + H ' NH4
+ -
NH3 + CH3CO2H J NH4 + CH3CO2
Exercice résolu
Enoncé
L’entartrage des cafetières ou des canalisations d’eau est dû à la formation d’un dépôt solide de car-
bonate de calcium CaCO3 (couramment appelé tartre) lié au chauffage de l’eau. Pour éliminer le tart-
re des cafetières on utilise souvent l’acide sulfamique.
Dans un premier temps, on prépare une solution en dissolvant de l’acide sulfamique dans de l’eau
tiède.
Ensuite on fait passer cette solution dans la cafetière pour éliminer le dépôt blanchâtre de carbonate
de calcium. Au cours de la réaction les ions carbonate CO32- sont transformés en ions hydrogénocar-
-
bonate HCO3 . L’hydrogénocarbonate de calcium Ca(HCO3)2 est soluble dans l’eau. Dans certains cas
on peut observer un dégagement gazeux.
1. Donner la formule de l’acide sulfamique sachant que sa base conjuguée est l’ion sulfamate de for-
-
mule NH2SO3 . Ecrire le symbole du couple acide base correspondant.
2. Ecrire l’équation chimique de la réaction acide base de l’acide sulfamique avec l’eau. Préciser les
couples acide base mis en jeu et donner pour chacun l’équation formelle correspondante.
3. On considère la réaction de l’ion hydronium avec les ions carbonate du tartre. Préciser les couples
acide base mis en jeu au cours de cette réaction. Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se
produit.
4. Dans le cas où l’acide sulfamilique est utilisé en excès, les ions hydrogénocarbonate peuvent réagir
également avec les ions hydronium.
a) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.
b) Cette réaction permet-elle d’expliquer le dégagement gazeux observé dans ce cas ?
112
Solution
Méthode et Conseils
Solution
de résolution
-
- Pour trouver la formule 1. L’acide conjugué de la base NH2SO3 est NH2SO3H. Le
de l’acide conjugué il -
Couple acide base a pour symbole: NH2SO3H/NH2SO3 .
suffit d’ajouter un ion
hydrogène à la formule
2. L’acide sulfamique NH2SO3H est un acide de Bronsted et l’eau H2O
de la base.
est une base de Bronsted.
Au cours de la réaction NH2SO3H cède un ion hydrogène à l’eau et
- Une réaction acide base se transforme en ion NH2SO2-: l’équation chimique de la réaction est:
a lieu entre l’acide d’un + -
NH2SO3H (sd) + H2O J H3O + NH2SO3 .
couple acide base et la Les couples mis en jeu au cours de cette réaction sont :
base d’un autre couple - +
acide base. NH2SO3H/NH2SO3 et H3O /H2O.
Les équations formelles correspondant aux deux couples acide base
sont :
+ -
NH2SO2H (sd) ' H + NH2SO3
et + +
H 3O ' H + H2O.
3. Au cours de la réaction de l’ion hydronium H3O+ avec les ions carbo-
2-
nate CO3 du tartre, les couples acide base mis en jeu sont :
+ -
H3O /H2O et HCO3 /CO32- .
Les demi équations correspondant à ces deux couples sont:
+
HCO3- ' H + CO32-
et
+ +
H 3O ' H + H2O.
- Pour trouver l’équation L’équation de la réaction est la combinaison des deux demi équations
de la demi réaction cor- précédentes de façon tel que l’ion hydrogène transféré n’apparaisse
respondant à un couple pas:
+ +
acide base il faut utiliser H 3O ' H + H2O
la définition d’un acide + CO3 + H2- +
' HCO3
-
et d’une base de
Bronsted. -
CO32- + H3O+ J HCO3 + H2O.
4.
+ +
a) On a une réaction entre l’acide H3O du couple H3O /H2O et la base
-
HCO3 du couple H2CO3/ HCO3- :
- +
HCO3 + H3O J H2CO3 + H2O
H2CO3 J CO2 (g) + H2O
+
Soit donc : HCO3- + H3O J CO2 (g) + 2 H2O.
b) Oui cette réaction explique le dégagement du gaz carbonique CO2
dans le cas où le détartrant est introduit en excès. En effet pour que
cette réaction ait lieu, il faut que les deux réactifs HCO3- et H3O+ soient
présents. Les ions hydrogénocarbonate HCO3- sont forcément pré-
sents parce qu’ils sont un produit de la réaction entre les ions carbo-
nate CO32- du tartre et les ions H3O+. Les ions H3O+ sont aussi présents
car le détartrant a été introduit en excès.
113
- Deux entités chimiques constituent un couple acide base s’il est possible de passer de l’une à
l’autre par perte ou gain d’un ion hydrogène.
- Une entité chimique qui constitue la forme acide d’un couple acide base et la forme basique d’un
autre couple acide base est appelée ampholyte.
- Une réaction acide base fait intervenir deux couples acide base.
Pour retrouver l’équation chimique de la réaction entre l’acide A1H et la base A2- il suffit de combi-
-
ner les équations formelles associées aux deux couples acide base A1H/A1 et A2H/A2- de façon
tels que les ions hydrogène transférés n’apparaissent pas dans l’équation bilan.
- http://www.scientillula.net/tstc/chimie/partieB/page4/cadres.html
114
Verifier ses acquis
1. Rappeler la définition d’un couple acide base. En donner deux exemples.
2. Quelle différence y a t-il entre les formules d’un acide et de sa base conjuguée ?
3. Qu’est ce qu’un ampholyte acide base ?
4. Donner les couples acide base de l’eau et préciser le rôle qu’elle y joue.
5. Combien de couples acide base interviennent dans une réaction chimique ?
6. Comment obtenir l’équation chimique de la réaction acide base qui se produit entre l’acide du cou-
ple A1H/A1- et la base d’un autre couple A2H/A2- ?
B. Répondre par vrai ou par faux

1. Deux entités chimiques constituent un couple acide base s’il est possible de passer de l’une à
l’autre par perte d’un ion hydrogène.
2. La forme acide figure en premier lieu dans l’écriture du symbole d’un couple acide base.
- +
3. Le couple HCO2H/HCO2 a pour équation formelle: HCO2- ' H + HCO2H.
4. Le couple H2O2/H2O est un couple acide base.
5. L’une au moins des deux entités chimiques formant un couple acide base est un ion.
6. La réaction acide base d’équation : HSO4- + H2O J SO42- + H3O+ met en jeu les couples acide
- +
base HSO4 /SO42- et H2O/H3O .
7. L’eau est un ampholyte car elle peut, selon le milieu où elle se trouve, se comporter comme un acide
ou une base.

1. Un couple acide base est constitué:
a) de deux acides ou de deux bases ;
b) d’un acide et d’une base quelconque ;
c) d’un acide et de sa base conjuguée.
2. L’acide conjugué de la méthylamine CH3NH2 est :
-
a) CH3NH ;
b) CH3NH3+ ;
c) NH4+.
-
3. Le couple acide base H2S/HS a pour équation formelle :
-
a) H2S ' HS + H+;
-
b) HS ' S2- + H+;
- +
c) HS + H ' H2S.
-
4. Les entités chimiques HNO2 et NO2 forment un couple acide base dont le symbole est :
a) NO2-/HNO2 ;
b) HNO2/NO -2 ;
c) (HNO2, NO -2 ).
5. Une réaction acide base met en jeu:
a) un seul couple acide base ;
b) deux couples acide base ;
c) au moins deux couples acide base.
115
Exercice 1
1. Préciser parmi les couples donnés ci-dessous ceux qui peuvent former un couple acide- base :
-
(CH3CO2H, CH3CO2 ) ; (H2PO-4 , H3PO4) ; (NH3, NH-2 ) et (Mn2+, MnO-4 ).
2. Préciser la forme acide et la forme basique pour chaque couple identifié.
3. Ecrire l’équation formelle associée à chaque couple acide base.
Exercice 2
On considère les bases de Bronsted suivantes : HCO3 ; NO3 ; S2- ; HS ; HSO-4 ; OH- et CH3NH2.
- - -
1. Donner la formule de l’acide conjugué de chaque base.

2. Ecrire l’équation chimique de la réaction de l’eau avec :
a) la base méthylamine CH3NH2 ;
b) l’acide conjugué de la base HSO4-.
3. Peut-on dire que l’eau est un amphotère acide base ?
Exercice 3
-
On considère les acides de Bronsted suivants : HI ; HBr ; HS ; CH3OH ; C6H5CO2H et CH3NH3+.
1. Donner la formule de la base conjuguée de chaque acide.
2.Ecrire l’équation chimique de la réaction de l’eau avec:
a) l’acide HI ;
b) la base conjuguée de l’acide benzoïque C6H5CO2H.
3. Préciser les couples acide base de l’eau mis en jeu dans les réactions précédentes.
Exercice 4
-
Les ions hydrogénosulfure HS et borate BO2- sont des bases.
1. Ecrire le symbole et l’équation formelle des couples acide base mettant en jeu ces bases.
2. En déduire l’équation de la réaction acide base qui peut se produire entre l’acide fluorhydrique HF et :
a) l’ion hydrogénosulfure ;
b) l’ion borate.

Exercice 5
Les ions phosphate PO43- réagissent avec l’acide sulfureux H2SO3 selon la réaction :
H2SO3 + PO43- J HSO3- + HPO42-.
1. Montrer qu’il s’agit d’une réaction acide base.
2. Donner le symbole et l’équation formelle de chacun des couples acide base mis en jeu.
Exercice 6
1. Ecrire le symbole et l’équation formelle du couple acide base dont la base conjuguée est l’ion
hydroxyde.
2. Ecrire le symbole et l’équation formelle du couple acide base dont l’acide conjugué est l’acide
nitrique HNO3.
3. On mélange 30 mL d’une solution d’hydroxyde de potassium de concentration C1 égale à
1,5 mol.L-1 avec 20 mL d’une solution d’acide nitrique de concentration C2 égale à 2,0 mol.L-1.
116
a) Ecrire l’équation chimique de la réaction qui se produit.
b) Déterminer à la fin de la réaction, supposée totale, les concentrations molaires des ions hydroxyde
-
OH et des ions nitrate NO3- dans la solution.
Exercice 7
On dissout 480 ml de chlorure d’hydrogène dans assez d’eau pour obtenir 250 mL de solution.
1. Donner le symbole et l’équation formelle du couple acide base correspondant au chlorure
d’hydrogène.
2. Donner le symbole et l’équation formelle du couple acide base faisant intervenir l’eau.
3. En déduire l’équation chimique de la réaction acide base qui a lieu.
-
4. Calculer les concentrations molaires en ions hydronium H3O+ et en ions chlorure Cl dans la solu-
tion.
Donnée : Dans les conditions de l’expérience, le volume molaire des gaz est VM = 24 mol.L-1.
Exercice 8
On veut préparer 200 mL d’une solution (S) de sulfite de sodium Na2SO3 de concentration molaire C1
-1
égale à 10-2 mol.L par dissolution dans l’eau du sulfite de sodium hydraté solide (Na2SO3,7 H2 O).
1. Calculer la masse du solide à dissoudre.
2. Indiquer le mode opératoire à suivre pour préparer la solution (S).
3. On mélange 20 mL de la solution (S) avec 10 mL d’une solution d’acide sulfureux H2SO3 de concen-
tration molaire C2 = 1,5.10-2 mol.L-1.
a) Etablir l’équation chimique de la réaction qui se produit.
b) Déterminer à la fin de la réaction, supposée totale, les concentrations molaires des ions sulfite
-
SO32- et des ions hydrogénosulfite HSO3 dans le mélange.
Donnée : Les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: H = 1 ; O = 16 ; Na = 23 et S = 32.
117
LE GOUT ACIDE
L’acidité est due à la présence d’ions hydrogène libres cédés par des acides tels que l’acide
acétique du vinaigre, l’acide phosphorique ajouté à certaines boissons pour en rehausser le goût, et
l’acide carbonique des eaux gazéifiées. On pense que les papilles gustatives situées sur les côtés
-
de la langue contiennent des protéines riches en groupe carboxylate (-CO2 ) qui peuvent se
transformer en groupement carboxyle(-CO2H) en présence d’un acide, ce qui modifie la forme des
protéines, et envoie des impulsions au cerveau.
D’après Molécules au quotidien,
P.Atkins, Inter Editions,1989
Questions
1. Le couple H2CO3/HCO3- est responsable des propriétés acido-basiques des eaux gazéifiées.
En déduire la formule de l’acide carbonique cité dans le texte.
2. Citer une entité chimique qui comporte le groupement carboxylate. Donner le couple acide base
correspondant.
3. Que se passe-t-il au niveau des papilles du côté de la langue lorsqu’on consomme une
vinaigrette ? Zn Fe Pb Cu Ag Pouvoir réducteur décroissant
Donnée : Une vinaigrette est une sauce à base de vinaigre, d’huile d’olive et de sel.
118
Thème N°
LA QUANTITE DE MATIERE
3
MESURE D’UNE QUANTITE
DE MATIERE
Détermination d’une quantité de matière à l’aide d’une

Chapitre n° 7
réaction chimique
Détermination d’une quantité de matière par mesure d’une

Chapitre n° 8
grandeur physique
CH +
4 2O
Chapitre N° 7 2
DETERMINATION D'UNE QUANTITE DE MATIERE
A L'AIDE D'UNE REACTION CHIMIQUE
Détartrant ménager contenant environ Déboucheur de lavabo contenant

5% en masse d’acide chlorhydrique environ 20% en masse de soude
Les déboucheurs vendus dans le commerce sont des solutions qui contiennent
20% en masse environ de soude Na OH. Un détartrant commercial est une solution
qui contient en moyenne 5% d’acide chlorhydrique. Dans un laboratoire d’analyse
comment peut-on déterminer la concentration molaire de ces solutions ?
120
Plan
I REACTION D’UNE SOLUTION D’UN ACIDE FORT AVEC UNE SOLUTION DE BASE FORTE.
II REACTION D’OXYDOREDUCTION : REACTION ENTRE LES IONS PERMANGANATE ET LES
IONS FER (II) EN MILIEU ACIDE.
Objectifs
- Préciser le but d'un dosage;
- Définir l'équivalence acido-basique et l’équivalence redox;
- Réaliser un dosage;
- Citer les caractères d'une réaction de dosage;
- Ecrire l'équation chimique d'une réaction de dosage .

Corriger, s'il y a lieu, les affirmations incorrectes.
Réactions acide base
+
1. Un acide est une entité chimique capable de libérer un ion hydrogène H
au cours d'une réaction chimique.
2. Un acide fort s'ionise totalement dans l'eau.
3. Une base forte s'ionise partiellement dans l'eau.
4. Les formes acide et basique d'un couple acide base diffèrent d'un ion
+
hydrogène H .
+ - - +
5. Les couples H3O /H2O, HCl/Cl , H2O/OH et H3O /H2 sont des couples acide base.
6. Une réaction acide base met en jeu plusieurs couples acide base.
7. L'équation chimique de la réaction d'une solution d'acide fort avec une solution
+ -
de base forte se réduit à: H3O + OH J 2 H2O.
Réactions d'oxydoréduction
1. Un oxydant est une entité chimique capable de gagner des électrons.
2. Lors d'une réaction d'oxydoréduction le réducteur subit une réduction.
3. Une réaction d'oxydoréduction est toute réaction chimique mettant en jeu un
transfert d'électrons entre ses réactifs.
2+ - 2- 2- - 2-
4. Les couples: Cu / Cu, MnO4 / Mn, S4O6 / S2O3 et HCO3 / CO3 sont des couples rédox.
- + 2+ 2+ 3+
5. L'équation chimique: MnO4 + 6 H3O + Fe J Mn + Fe + 12 H2O est correcte.
121
DETERMINATION D’UNE QUANTITE DE MATIERE
A L’AIDE D’UNE REACTION CHIMIQUE
DETERMINATION D’UNE QUANTITE DE
MATIERE A L’AIDE
D’UNE REACTION CHIMIQUE
I REACTION D'UNE SOLUTION D'UN MONOACIDE FORT AVEC
UNE SOLUTION DE MONOBASE FORTE
I.1. ETUDE QUALITATIVE
I.1.1. Expérience et observations

On dispose de deux solutions (S 1 ) et (S 2 ) de chlorure
d'hydrogène et d'hydroxyde de sodium fraîchement préparées,
-2 -1
de même concentration molaire C = 10 mol.L .
3
- Prélever 20 cm de chaque solution et mesurer leur
7,0
température ;
- Mélanger les deux prélèvements dans un becher et mesurer
la température et le pH du mélange.
Constater que :
- La température du mélange est plus élèvée que celle de
chacune des solutions (S1) et (S2) ;
- Le pH du mélange est égal à 7.
Figure 1 : Mesure du pH du mélange des

solutions d'acide chlorhydrique et de soude.
I.1.2. Interprétation
Le dégagement de chaleur indique qu' une réaction chimique exothermique s'est produite lors du mélange
des deux solutions.
+ - -7 -1
Le pH neutre du mélange (pH= 7) indique que [H 3 O ] = [OH ] = 10 mol.L ; Cette égalité des
concentrations rappellent ce qu’on a dans une eau pure à 25°C. Avant de mélanger les deux solution
+
(S1) et (S2), la quantité de matière d’ions hydronium H3O issus du monoacide fort et contenus dans
-2 -3 -4
(S1) est égale à 10 x 20.10 ; soit 2.10 mol. De même, pour la quantité de matière des ions hydroxyde
-
OH issus de la monobase forte et contenus dans (S2). Après avoir mélanger les deux solution (S1) et
(S2), les quantités de matière d’ions hydronium et d’ions hydroxyde sont devenue égales, chacune, à
-7 -3 -9 +
10 x40.10 soit 4.10 mol. Ainsi une quantité d’ions hydronium H3O égale à la quantité du monoacide
-
dissous dans (S1) a transformé une quantité d’ions hydroxyde OH égale à la quantité de la monobase
dissoute dans (S2).
+ -
On déduit qu'il s'est produit une réaction chimique exothermique entre les ions H3O et les ions OH
cette réaction produit de l'eau suivant l'équation :
+ -
H3O + OH J 2 H 2O
- +
Les ions Cl et les ions Na restent dans le mélange sans subir de transformation. Donc le mélange final
n'est autre qu'une solution aqueuse de chlorure de sodium.
122
I.1.3. Conclusion
Lors du mélange d'une solution de base forte avec une solution d'acide fort, il se produit instantanément
+ -
une réaction exothermique et totale entre les ions H3O issus de l'acide avec les ions OH issus de la
base pour former de l'eau.
+ -
H3O + OH J 2 H2O.
I.2. ETUDE QUANTITATIVE : Variation du pH d’une solution d’un monoacide fort

au cours de l’ajout d’une solution d’une monobase forte
Introduire dans un becher un volume VA égal à 10 mL d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration
-1
molaire CA = 0,01 mol.L et deux à trois gouttes de bleu de bromothymol. La solution prend une teinte
jaune. La mesure du pH de la solution, à l'aide d'un pH-mètre, donne pH1 = 2,0.
A l'aide d'une burette graduée ajouter , par fraction de 1 mL , une solution aqueuse d'hydroxyde de
sodium NaOH de concentration molaire CB = 0,01 mol.L-1. Mesurer à chaque fois le pH après avoir
homogénéisé la solution par agitation et noter la couleur de la solution (fig.2).
(a) (b) (c)

Figure 2. Couleur prise par le BBT:
(a) jaune pour VB < 9 mL ; (b) vert pour VB = 10 mL; (c) bleu pour VB > 10 mL.
Constater que :
a) La solution demeure jaune et que le pH augmente progressivement tout en restant inférieur à 7 tant
que le volume VB de la solution de la monobase ajouté est inférieur à 9 mL environ. Pour un volume
VB de la solution basique égal à 10 mL, le pH est égal à 7.
b) Pour un volume de la solution basique ajouté compris entre 9 mL et 11 mL environ, une variation
brusque du pH de 3,3 à 10,7 se produit et la couleur de la solution vire du jaune au bleu.
c) Pour un volume de base ajouté supérieur à 11 mL, le pH varie légèrement et la couleur de la solution
demeure bleue.
123
+ +
La quantité de matière n(H3O ) d’ions hydronium H3O initialement présents dans la solution d’acide est
telle que: n(H3O+ ) = CA.VA= 10-4 mol.
L'augmentation du pH, par addition de la solution d’hydroxyde de sodium, correspond à la diminution
+ -
de la molarité des ions hydronium H3O qui réagissent avec les ions hydroxyle OH apportés par la
solution basique selon la réaction acide base:
H3O+ + OH- J 2 H2O. (1)
Pour VB < 10mL

- - -
La quantité de matière n(OH ) d'ions hydroxyle OH ajoutés ( nOH = CB.VB ajouté) est inférieure à la
+ -4
quantité initiale d'ions hydronium H3O (10 mol).
-
Dans ces conditions les ions hydroxyle OH disparaissent complètement en transformant une quantité
+ +
égale d’ions H3O suivant la réaction (1). L’excès d’ions H3O explique le caractère acide du mélange
et la persistance de la coloration jaune du BBT.
Pour VB = 10 mL
-
Pour un volume de la solution basique ajouté égal à 10 mL, la quantité de matière d’ions hydroxyde OH
- -4
introduite est : n(OH ) = CB.VB = 10 mol. Cette quantité est égale à la quantité de matière d’ions hydronium
+ -
H3O initialement présents dans la solution d’acide. Cette quantité d’ions OH permet de transformer,
+
suivant la réaction (1), tous les ions H3O initialement présent.
+
En conséquence les ions hydronium H3O provenant de la dissociation de l'acide chlorhydrique ont
-
réagi complètement avec les ions hydroxyde OH apportés par la base et la solution obtenue est alors
neutre ce qui explique la coloration verte du BBT et la valeur pH=7 .
Pour VB > 10 mL
+
Lorsqu’on a versé 10mL de la solution basique, les ions H3O provenant de la dissociation de l’acide
-
chlorhydrique ont été entièrement transformés. La quantité de matière d'ions hydroxyde OH ajoutée, à
partir de cet état du mélange, reste sans réagir et donn au mélange sont caractère basique ce qui explique
l'apparition de la couleur bleu du BBT et la valeur du pH supérieure à 7.
I.3. L'EQUIVALENCE ACIDO BASIQUE
I.3.1. Définition de l’état d'équivalence
L’équivalence acido basique est l’état d’un système chimique obtenu, par mélange d’une solution
+
d’un acide et d’une solution d’une base, lorsque le nombre de mole des ions hydronium H3O
sousceptibles d’être fournis par la solution aqueuse d’acide est égal au nombre de mole des ions
-
hydroxyde OH susceptibles d’être fournis par la solution basique.
-
n(H3O+)acide = n(OH )base.
124
I.3.2. Relation entre les concentrations molaires à l'équivalence

Soit VA le volume de la solution d'un monoacide de concentration molaire CA et VB.E le volume d’une
solution d’une monobase de concentration molaire CB nécessaire pour obtenir l'équivalence acido
basique.
+ +
Le nombre de mole n(H3O )acide d'ions hydronium H3O apportés par la solution acide est:
+
n(H3O )acide = CA.VA (1)
- -
Le nombre de mole n(OH )base d'ions hydroxyde OH apportés par la solution basique est:
-
n(OH )base = CB.VB.E (2)
+ -
A l'équivalence acido-basique on a: n(H3O )acide = n(OH )base; soit:
CA.VA = CB.VB.E
I.3.3. Comment peut-on détecter l’état d'équivalence

a. Expérience, observation et commentaire
-2 -1
Mélanger 10 mL d'acide chlorhydrique de concentration molaire CA égale à10 mol.L avec deux à
trois gouttes de bleu de bromothymol (BBT). Noter la couleur de la solution.
Ajouter progressivement à la burette une solution d'hydroxyde de sodium NaOH de concentration molaire
-2
CB égale à 10 mol.L-1 et noter la couleur du mélange.
Si le volume VB de la solution de base ajouté est tel que VB < VB.E, le BBT a la teinte jaune: la solution
-
est encore acide car le nombre de mole d'ions OH apportés par la solution basique est inférieur au
+
nombre de mole d'ions H3O apportés par la solution acide.
Si le volume de la solution basique ajouté est tel que VB > VB.E,

a b c
le BBT a la teinte bleue. La solution est basique car tous les
+ -
ions H3O de l'acide ont disparu et les ions OH ont été introduits
en excès.
Le changement de couleur du BBT marque donc le passage
par un milieu neutre. Au moment exact du virage du BBT on a
l'équivalence acido basique. A ce moment précis la teinte du
BBT est verte.
figure 3: teinte de la B.B.T;

(a) dans un milieu acide, (b) dans un milieu neutre et
(c) dans un milieu basique
125
b. Conclusion
Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré qui permet de repérer l’état d’équivalence car
sa couleur en milieu acide (pH < 7) est différente de sa couleur en milieu basique (pH > 7).
I.4. APPLICATION: dosage d’un acide fort par une base forte et
réciproquement
I.4.1. Définition
Le dosage d'une solution aqueuse d'acide par une solution de base de concentration molaire CB
connue consiste à déterminer la concentration molaire inconnue CA de l'acide.
Réciproquement le dosage d'une solution aqueuse de base par une solution d'acide de concentration
molaire CA connue consiste à déterminer la concentration molaire inconnue CB de la base.
I.4.2. Réalisation pratique du dosage
Pour doser une solution d'acide chlorhydrique de concentration molaire CA inconnue par une solution
-1
d'hydroxyde de sodium de concentration molaire CB = 0,1 mol.L . suivre le protocole expérimental ci-
dessous décrit:
- Introduire dans un erlenmeyer (ou un bécher) propre un volume VA = 20 mL d'acide chlorhydrique
mesuré par une pipette munie d’une propipette.
- Ajouter deux ou trois gouttes de bleu de bromothymol (BBT) et noter la couleur jaune de la solution
(fig. 4a).
- Rincer la burette avec un faible volume de la solution d'hydroxyde de sodium.
- Remplir la burette jusqu'au trait zéro avec la solution d'hydroxyde de sodium de concentration
molaire CB connue.
- Ajouter par petites fractions la solution d'hydroxyde de sodium tout en agitant et surveiller la couleur
de la solution.
- Arrêter l'addition de la soude au moment même où la couleur de la solution passe du jaune au bleu
(fig. 4b). Noter le volume V de base ajouté à l'équivalence.
- Refaire l'expérience en ajoutant dàbord, en une seule fois un volume V`de soude légèrement
inférieur a V et continuer làjout de la base goutte à goutte jusquàu virage du BBT.
- Relever le volume VB.E ayant permis d'obtenir l’équivalence acido-basique indiqué par le virage de
l'indicateur coloré.
- Déterminer le volume moyen VB.E de base ajouté à l'équivalence après deux ou trois essais.
- Calculer la concentration molaire CA de l'acide.
126
(a) (b)
Figure 4 : Réalisation pratique du dosage d'un acide fort par une base forte.
(a) avant l’équivalence
(b) après l’équivalence
figure 5: mesure du volume ajouté VBE = 14,6 mL
CB x VBE 0,1 x 14,6

C A= application numérique : CA= = 7,3.10-2 mol.L-1
VA 20
Remarque
Pour réaliser le dosage de la soude par l'acide chlorhydrique introduire, dans un becher (ou dans un
erlenmeyer) propre,un volume VB donné de la solution de soude et deux ou trois gouttes de bleu de
bromothymol (BBT). Ajouter goutte à goutte à la prise d’essai d’une solution d'acide chlorhydrique titrée,
préalablement versée dans une burette, jusqu'au virage de l'indicateur coloré du bleu au jaune.
127
Enoncé
Etude d'un détergent ménager contenant de la soude
Les déboucheurs d'évier sont des produits ménagers qui contiennent de l'hydroxyde de sodium à l'état
solide ou en solution aqueuse concentrée.
Pour déterminer la concentration molaire de soude dans un déboucheur liquide nous le dosons par
l'acide chlorhydrique.
On mélange 10 mL de la solution commerciale du déboucheur avec suffisamment d'eau pour obtenir 50
mL de solution diluée (S1). On dose 20 mL de cette solution (S1) par une solution d'acide chlorhydrique
-1
de concentration molaire égale à 0,15 mol.L . L'équivalence est obtenue pour VA.E = 16 mL.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage.
2. Déterminer la concentration molaire CB de la solution (S1).
3. En déduire la concentration molaire CB init de la solution commerciale.
4. En déduire la masse m de soude dissoute dans un litre de déboucheur.
-1
Donnée: masse molaire de l'hydroxyde de sodium M(NaOH) = 40 g.mol .
Solution
1. L'équation chimique de la réaction de dosage est:
+ -
H3O + OH J 2 H2O.
+ -
2. A l'équivalence on a: n(H3O )acide = n(OH )base.
Soit: CA.VAE = CB.VB

-3
CA.VAE 0,15.16.10
D'où : CB = =
VB -3
20.10
-1
CB = 0,12 mol.L .
3. La solution commerciale du déboucheur ménagé a été diluée cinq fois.
-1
Sa concentration molaire CB init est : CB init = 5 x CB = 0,6 mol.L .
quantité d'hydroxyde de sodium dissoute nOH –
4. CB init = =
volume de la solution V
m m
Or nO = d'où CB init = soit m = CB init .V. MNaOH
MNaOH MNaOH .V
Application numérique : m = 0,6 x 1 x 40 = 24 g.
128
II REACTION D'OXYDOREDUCTION: réaction des ions
permanganate avec les ions fer (II) en milieu acide
II.1. ETUDE QUANTITATIVE
Introduire dans un erlenmeyer un volume VRed égal à 10 mL d'une solution (S) de sulfate de fer (II) FeSO4
-1
de concentration molaire égale à 0,1 mol.L et y ajouter 5 mL d'une solution d'acide sulfurique de
-1
concentration molaire égale à 1 mol.L mesuré à l'éprouvette. Le mélange contenu dans l'erlenmeyer
est légèrement verdâtre.
A l'aide d'une burette graduée, ajouter par fraction de un mL une solution aqueuse de permanganate de
-1
potassium KMnO4 de concentration molaire Cox = 0,02 mol.L tout en agitant. Noter à chaque fois la
coloration observée.
Constater que:
a) tant que le volume Vox de la solution de permenganate de potassium KMnO4 ajouté est inférieur à
10 mL environ, chaque goutte introduite dans le mélange perd sa couleur aussitôt (fig.4a).
b) Pour un volume de la solution de permenganate de potassium KMnO4 ajouté supérieur à
10 mL, une couleur rose persistante apparaît dans le mélange.
(a) (b)
Figure 6 : (a) Décoloration de la solution de KMnO4 par la solution de fer (II).
(b) Persistance de la coloration rose dans le mélange
La coloration violette de la solution de permanganate de potassium est due aux ions permanganate
- -
MnO4 . La disparition de cette coloration pour VOx < 10 mL prouve que les ions permanganate MnO4
2+ 2+ 2+
ont été réduit par les ions Fe en ions Mn incolore ; simultanément les ions Fe ont été oxydé par
- 3+ - 2+
MnO4 en ions Fe . La réaction d'oxydoréduction mettant en jeu les couples redox MnO4 / Mn et
3+ 2+
Fe /Fe est :
- 2+ + 2+ 3+
MnO4 + 5 Fe + 8 H3O J Mn + 5 Fe + 12 H2O (1)
129
La décoloration immédiate du milieu réactionnel, tant que le volume de la solution de permenganate de
-
potassium est inférieure à 10mL, indique que la réaction entre les ions permenganates MnO4 et les
ions fer Fe(II) est rapide et totale.
2+
La quantité d’ions Fe initialement présents dans la solution de sulfate de fer est:
2+ -3 -3
n(Fe ) = 0,1 x 10 x 10 = 10 mol
-
D'après l’équation de la réaction, chaque mole d’ions MnO4 introduite dans le mélange réagit avec 5
2+ 2+
moles d’ions Fe . Pour oxyder la totalité des ions Fe , il faut ajouter une quantité d’ions permenganate
- -3
égale au cinquième de la quantité d’ions fer (II) ; soit n(MnO4 ) = 0,2.10 mol.
a) Pour Vox = 10 mL
L’ajout de 10 mL de la solution aqueuse de permanganate de potassium KMnO4 de concentration molaire
-
COx = 0,02 mol.L-1 apporte dans le mélange une quantité d’ion MnO4 égale à:
- -3 -3
n(MnO4 ) = 0,02 x 10 x 10 = 0,2.10 mol; ce qui est juste nécessaire pour oxyder la totalité des ions
2 +
fer (II) Fe . Les réactifs sont alors mélangés dans les proportions stoechiometriques
b) Pour Vox < 10 mL

- -3 -
La quantité d'ions permanganate MnO4 introduite est inférieure à 0,2.10 mol, les ions MnO4 disparaissent
totalement à la fin de la réaction car ils sont en défaut par rapport aux ions fer (II) Fe2+ ce qui explique
la disparition de la coloration violette.
c) Pour Vox > 10 mL

- -3 -
La quantité d'ions permanganate MnO4 introduite est supérieure à 0,2.10 mol, les ions MnO4 sont en
excès par rapport aux ions fer (II) Fe2+. Les ions Fe2+ disparaissent entièrement à la fin de la réaction
-
et l'excès de MnO4 colore la solution en rose.
II.1.3. Conclusion
Le virage au rose de la teinte de la solution contenue dans l'erlenmeyer nous indique que la quantité
- 2+
des ions MnO4 ajouté et la quantité des ions Fe initialement présents sont dans les proportions
stochéometriques de l’équation.C’est l’état d’équivalence. A l’équivalence on a la relation:
- 1 1
n(MnO4 ) = n(Fe2+) ; soit : COX .VOX(E) = C Red.VRed (2)
5 5
II.2. APPLICATION : dosage manganimetrique
II.2.1. définition
Un dosage manganimétrique consiste à déterminer la concentration molaire d’une solution inconnue
en exploitant une réaction d’oxydoréduction mettant en jeu la propriété oxydante des l’ions permanganate
-
MnO4 en milieu acide.
130
II.2.2. Réalisation pratique du dosage
Pour doser une solution de sulfate de fer (II) par une solution de permanganate de potassium de
-1
concentration C = 0,02 mol.L .
on prélève 10 mL de la solution de sulfate de fer et on l’introduit dans un un erlenméyer

on ajoute 5 mL d’acide sulfurique 1 M.
on ajoute lentement la solution de KMnO4 par la burette tout en agitant l’erlenmeyer.
dès l’apparition d’une couleur rose persistante on ferme le robinet et on lit le volume de KMnO4 ajouté
à l’équivalence.
(a) (b)
figure 7 : déroulement du dosage
(a) avant l’équivalence; (b) à l’équivalence
la mesure du volume VOX(E) à l’équivalence permet de calculer la concentration de la

2+
solution en ions Fe en appliquant la relation (2):
COX .VOX(E)
CRed = 5
VRed
131
Premier exercice
Enoncé
On dose un volume VRed = 20 mL d'une solution de sulfate de fer (II) FeSO4 acidifiée par l'acide sulfurique,
-2 -1
par une solution de permanganate de potassium KMnO4 de concentration Cox = 1,38.10 mol.L .
L'équivalence est atteinte pour un volume versé de la solution de permanganate Vox.E = 14,5 mL.
3+ 2+
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage mettant en jeu les deux couples rédox Fe /Fe
- 2+
et MnO4 /Mn .
2. Déterminer la concentration CRed de la solution de sulfate de fer (II).
Solution
1. L'équation chimique de la réaction de dosage s'obtient en combinant les deux demi-équations des
deux couples mis en jeu de telle manière que les électrons s'éliminent.
- + 2+
MnO4 + 8 H3O + 5 e- J Mn + 12 H2O
2+ 3+
5 (Fe J Fe +e ) -
- 2+ + 2+ 3+
MnO4 + 5 Fe + 8 H3O J Mn + 5 Fe + 12 H2O
2+
2. A l'équivalence les ions Fe et MnO4- sont en proportions stœchiométriques. On a donc:
COX .VOX(E)
CRed = 5
VRed
C Red = 5 1,38.10 × 14,5.10

-2 −3
Application numérique: = 5.10 -2 mol.L−1
20.10 - 3
Deuxième exercice
Enoncé
on dose un volume VRed = 10 mL de solution d’eau oxygéné (H2O2) acidifiée par de l’acide sulfurique
-2 -1
en utilisant une solution de permanganate de potassium de concentration Cox = 2,5 .10 mol.L . à
l’équivalence le volume de solution oxydante ajouter est Vox= 8,7 mL.
1. Etablir l'équation de la réaction de dosage sachant que les deux couples rédox mis en jeu sont
- 2+
MnO4 / Mn ; O2 / H2O2
2. Montrer qu’à l'équivalence on à la relation: 5Cox.Vox(E) = 2CRed.VRed .
3. Déterminer la concentration de la solution d’eau oxygénée.
132
Solution
1. Ecrivons les deux demi-équations des deux couples est déterminant l’équation bilan après avoir réalisé
l’égalité du nombre d’électrons transférés .
-
sachant que les deux réactifs de la réaction sont MnO4 et H2O2 on a:
- + - 2+
2 x (MnO4 + 8 H3O + 5e J Mn + 12 H2O)
+ -
5 x (H2O2 + 2 H2O J O2 + 2 H3O + 2e )
- + 2+
2 MnO4 + 5 H2O2 + 6 H3O J 2 Mn + 5O2 + 14 H2O
2. D'après l'équation de la réaction les quantités d’oxydant et de réducteur qui réagissent vérifie la relation
nOx nRed
=
2 5
à l’équivalence :
COx .VOx(E) CRed .VRed

=
2 5
d’où la relation: 5 COx.VOx(E) = 2 CRed.VRed
5 COX .VOX
3. D'après le relation à l’équivalence CRed =
2 VRed
5 2,5. 10 -2× 8,7.10 -3

Application numérique: CRed = -2
= 54.10 -3 mol.L -1
2 10
133
Exercice résolu
Enoncé
Le fioul est un carburant utilisé pour le chauffage domestique et dans les centrales thermiques pour la
production de l'électricité etc. La teneur massique maximale légale en soufre dans le fioul est de 0,3%.
Pour déterminer la teneur en soufre d'un fioul, on brûle complètement une masse m = 100 g de fioul et
on fait barboter les gaz de combustion, uniquement constitués de dioxyde de carbone CO2, de dioxyde
de soufre SO2 et de vapeur d'eau, dans 500,0 mL d'eau. On obtient une solution (S) dans laquelle tout
le dioxyde de soufre formé est supposé dissous.
On prélève un volume V1 = 10,0 mL de la solution (S) que l'on dose avec une solution de permanganate
-1
de potassium de concentration C = 0,005 mol.L .
On admet que seul le dioxyde de soufre est alors dosé. L'équivalence est obtenue pour un volume versé
de la solution de permanganate de potassium égal à VE = 12,5 mL
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage sachant que les couples redox mis en jeu sont
- 2+ 2-
MnO4 /Mn et SO4 / SO2. Préciser le rôle joué par le dioxyde de soufre.
2. Déterminer la concentration C1 du dioxyde de soufre dans la solution (S).
3. Calculer la quantité de dioxyde de soufre dissoute dans la solution (S).
4. En déduire le pourcentage massique en soufre du fioul. Ce fioul est-il conforme à la législation?
Donnée : M(S) = 32 g.mol-1
134
- Pour obtenir l'équation de la 1. L'équation chimique de la réaction de dosage

réaction de dosage il faut s'obtient en combinant les deux demi-équations des
commencer par l’écriture des demi- deux couples redox mis en jeu.
équations des couples redox mis en
jeu . -
2 ( MnO4 + 8 H3O+ + 5e- J Mn2+ + 12 H2O )
5 ( SO2 + 6 H2O J SO42- + 4 H3O+ +2e- )
- 2+ 2-
2 MnO4 + 5 SO2 + 6 H2O J2 Mn + 5 SO4 + 4 H3O+
Le dioxyde de soufre cède des électrons: il joue le

rôle de réducteur.
2. A l'équivalence les réactifs sont en proportions

- Utiliser l'équation chimique de la stœchiométriques. soit :
réaction redox pour trouver la relation n(MnO4- ) n(SO2 )
entre les quantités de matière de =
2 5
- -
MnO4 et de SO2. avec: n(MnO4 ) = CVE et n(SO2) = C1.V1
On déduit que:
- Exprimer les quantités de matière −3 −4
5 C.VE 5x5.10 x125.10
C1 = = = 1,56.10 mol.L
-2 -1
des réactifs en fonction de la -2
concentration et du volume. 2 V1 2.10
3. Le dioxyde de soufre étant totalement dissous dans

l'eau, la quantité de dioxyde de soufre présente dans
la solution est:
n(SO2) = C1 .V1 =1,56.10-2 x 0,5 = 7,8.10-3 mol
- Le nombre de mole d'atome de 4. Tout le soufre présent dans le fioul a été transformé
chaque élément doit être conservé en dioxyde de soufre. On a donc:
dans une équation chimique. n(S) = n(SO2) = 7,8.10-3 mol
La masse de soufre est: mS = nS.MS
m(S) = 7,8.10-3 x 32 = 0,25 g
Le pourcentage massique en soufre du fioul est :
m(S)
%S = . 100 = 0,25 100 = 0,25 %
m 100
La teneur massique du fioul est de 0,25 %, elle est

inférieure à 0,30%: le fioul est donc conforme aux
normes en vigueur.
135
- Doser une entité chimique en solution, c'est déterminer sa quantité de matière ou sa concentration
au moyen d'une réaction chimique. Cette réaction est appelée réaction de dosage.
- La réaction de dosage doit être rapide et totale.
- L'équivalence correspond au mélange stœchiométrique des réactifs de la réaction de dosage.

http://www.ilemaths.net/phys_1s-determination-quantite-matiere.php
http://mdmaths.site.voila.fr/Chimie/site/lamole/quantite.htm
http://www.yazata.com/?do=Documents_view&id=3833
http://www.ac-grenoble.fr/phychim/prem/tp/prems/chaffard/rappels2.htm
136
FICHE EXPERIMENTALE
DOSAGE MANGANIMETRIQUE
D’UNE SOLUTION DE SEL DE FER (II)
I BUT
déterminer la quantité de matière dissoute dans une solution de sel de fer (II)
II MANIPULATION
matériel par montage: une burette, une pipette 10 mL, un becher, un erlenméyer, du papier filtre,
une solution titrée de permenganate de potassium KMnO4 et une de solution (S) sel de Mohr ( le sel
de Mohr est un sel qui contient l’ion fer II).
a) préparation de la burette
- placer un becher au dessous de la burette ouvrir le robinet de la burette et la rincer avec de l’eau
distillée.
- fermer le robinet de la burette et la remplir avec la solution titrée de permenganate de potassium en
dépassant légèrement le zéro. Régler ensuite le zéro en ouvrant délicatement le robinet.
- vider le contenu du bécher dans l’évier.
b) préparation de la l'échantillon à doser

- prélever avec une pipette 10 mL de la solution de sel de Mohr et l’introduire dans un erlenméyer
propre.
- A l’aide d’une éprouvette graduée prélever un volume égal à 5 mL environ d’une solution d’acide
sulfurique 1M et le verser dans l’erlenmeyer.
c) essai rapide
- faire couler la solution de permenganate de potassium dans l’échantillon à doser tout en agitant,
dès que vous observez l’apparition d’une couleur violette persistante dans le mélange fermer le
robinet et lire le volume V ajouté.
d) essai précis
- remplir à nouveau la burette et répéter l’étape (b)
- ajouter rapidement un volume de la solution dosante, légèrement inférieur à V, puis continuer l’ajout
goutte à goutte tout en agitant jusqu’a la persistance de la coloration rose.
- noter le volume VE versé.
e) rangement du matériel
- récupérer la solution titrante non utilisée.
- rincer toute la verrerie utilisée avant de la ranger.
III EXPLOITATION DES RESULTATS
1- Ecrire l’équation de la dissociation ionique du sel de Mohr sachant que la formule chimique du sel
de Mohr solide est ; Fe(NH4)2(SO4)2,6 H2O.
2- Ecrire l’équation de la réaction du dosage.
3- Calculer la concentration molaire de la solution (S).
4- déterminer la quantité de matière présente dans 1L de la solution (S).
137
Verifier ses acquis
1. Préciser le but d'un dosage.

2. Décrire un protocole expérimental permettant de réaliser un dosage.
3. Préciser les critères que doit remplir une réaction pour quelle soit utilisée comme réaction de dosage.
4. Définir l'équivalence.
5. Indiquer le principe d'un dosage manganimetrique.
1. Le dosage d'une solution d'acide chlorhydrique permet de déterminer la quantité d'ions hydronium
+
H3O dans cette solution .
2. Une réaction de dosage doit être lente et totale.
3. On dose une solution d'acide chlorhydrique par une solution d'hydroxyde de sodium . A l'équivalence
+ -
la quantité initiale d'ions H3O de la solution acide est égale à la quantité d'ions OH de la solution
basique ajoutée.
4. L'équation chimique de la réaction du dosage d'un acide par une base est :
+ -
H3O + OH ' 2 H2O
Choisir la (ou les) bonne(s) réponse(s).

1. Le dosage d'une entité chimique en solution consiste à déterminer:
a) la nature de cette entité;
b) la solubilité de cette entité;
c) la quantité de matière de cette entité.
2. Au cours du dosage d'un acide fort par une base forte:
a) on ajoute à la burette la solution de l'acide fort;
b) on ajoute à la burette la solution de base forte;
c) on mesure le volume de la base à la pipette.
3. On dose un volume VA d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration CA par une solution
d'hydroxyde de potassium de concentration CB. Si le volume de la solution basique nécessaire pour
atteindre l'équivalence est VB.E = 2 VA alors:
a) CA = CB ;
b) CA = 2 CB ;
c) CA = CB
2
138
-1
Le volume molaire des gaz est : VM = 24 L .mol
Exercice 1
On mélange 10 mL d'une solution d'acide chlorhydrique 0,2 M avec 25 mL d'hydroxyde de potassium
de concentration molaire égale à 0,03 mol.L-1 en présence de quelques gouttes de bleu de bromothymol.
+
1. Dans le mélange le nombre de mole d'ions hydronium H3O est-il inférieur ou supérieur au nombre
-
de mole d'ions hydroxyde OH ?
2. Préciser la couleur de l'indicateur dans le mélange.
Exercice 2
On ajoute de l'eau distillée à 5 mL d'une solution (S1) de soude pour obtenir 100 mL de solution diluée
(S2). A 10 mL de ( S2) contenant quelques gouttes de bleu de bromothymol on ajoute progressivement
à l'aide d'une burette graduée une solution d'acide nitrique HNO3 de concentration molaire égale à 0,01
mol.L-1. Le virage de l'indicateur a lieu pour un volume VAE égal à 15 mL.
1. Préciser la couleur de l'indicateur dans la solution ( S2).
2. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage.
3. Déterminer la concentration molaire CB de la solution ( S2).
4. En déduire la concentration molaire C'B de la solution ( S1).
Exercice 3
On dissout un volume V0 de chlorure d'hydrogène gaz dans assez d'eau pour obtenir 400 mL d'une
solution (S). On dose un volume VA= 10mL de la solution (S) par une solution d'hydroxyde de sodium
-1
de concentration CB = 0,1 mol.L en présence de BBT. Le virage de cet indicateur coloré a lieu pour un
volume de la solution basique ajouté égal à 20 mL.
1. Déterminer la concentration CA de la solution (S).
2. En déduire le volume V0 de chlorure d'hydrogène gaz dissous dans (S).
Exercice 4
On dissout une masse m de sel de Mohr de formule Fe(SO4)2(NH4)2 ,6H2O dans assez d'eau pour
obtenir 500 mL d’une solution (S). On dose un volume de 10 mL de la solution (S) par une solution de
permanganate de potassium KMnO4 de concentration molaire C0x = 0,012 mol.L-1. L'équivalence est
obtenue pour un volume V0x = 12,5 mL de la solution titrante.
3+ 2+
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage mettant en jeu les deux couples redox Fe /Fe
et MnO4-/Mn2+.
2. Calculer la concentration CRed de la solution (S).
3. En déduire la masse m.
-1
Donnée : La masse molaire du sel de Mohr est M = 392g.mol .
139
Exercice 5
On dose un volume VRed = 20 mL d'eau oxygénée par une solution acidifiée de permanganate de
potassium de concentration C0x = 0,104 mol.L-1. L'équivalence a lieu pour un volume de la solution titrante
V0x.E = 18,4 mL.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage sachant qu'elle met en jeu les couples redox
- 2+
O2/H2O2 et MnO4 /Mn .
2. Calculer la concentration CRed de la solution d'eau oxygénée.
Exercice 6
On fait réagir 40 mL d'une solution d'acide sulfurique H2SO4 avec du fer en poudre en excès. On filtre
le mélange et on obtient une solution (S) de couleur verdâtre.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction qui a lieu.
2. On dose un volume VRed = 20 mL de la solution (S) par une solution de permanganate de potassium
de concentration C0x = 0,015 mol.L-1. L'équivalence est atteinte pour un volume V0x.E = 17,6 mL.
a) Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage sachant qu'elle met en jeu les couples
MnO4-/Mn2+ et Fe3+/Fe2+.
b) Calculer la concentration CRed de la solution (S).
c) En déduire la masse de fer attaqué par la solution d'acide sulfurique et le volume de dihydrogène
dégagé.
-1
Donnée : masse molaire atomique du Fer Fe = 56g. mol .
Exercice 9
On se propose de doser un détartrant ménager à base d'acide sulfamique NH2SO3H. Pour cela on
dissout un sachet de masse m = 25,0 g de ce détartrant dans assez d'eau pour obtenir 1 L d'une solution
(S). On prélève de cette solution une prise d'essai de volume VA = 10,0 mL qu'on verse dans un becher
et on y ajoute de l'eau pour obtenir 100 mL de solution. On dose cette prise d'essais par une solution
-1
d'hydroxyde de sodium de concentration molaire CB égale à 0,5 mol.L .
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de dosage sachant que l'acide sulfamique est un acide fort.
+
2. Déterminer la quantité d'ions hydronium H3O contenue dans la prise d'essais sachant que l'équivalence
est obtenue pour un volume VBE = 4,6 mL.
3. Déterminer la masse d'acide sulfamique pur par sachet.
140
DOCUMENT
LA MESURE EN CHIMIE
Depuis l'analyse de l'air réalisée en 1777 par Lavoisier, des progrès considérables ont été réalisés dans
le domaine de la mesure en chimie. L'analyse chimique d'un mélange nécessite:
- une identification des entités chimiques présentes;
- une détermination de leurs concentrations.
Les techniques utilisées sont multiples. Elles sont basées sur des phénomènes physiques ou chimiques.
Elles évoluent sans cesse et permettent aujourd'hui de mesurer des quantités indécelables il y a quelques
années.
POURQUOI MESURER EN CHIMIE
a) Mesurer pour informer
Pour informer le consommateur, le fabriquant indique sur l'emballage la composition du produit proposé
en précisant la nature des entités chimiques présentes et leurs proportions
b) Mesurer pour surveiller et protéger
La surveillance et la protection de notre environnement, le contrôle de la qualité des produits agro-

alimentaire, de l'eau potable, etc. nécessitent des mesures nombreuses et diverses qui varient d'un
produit à un autre.
Par exemple pour vérifier la potabilité de l'eau, il faut contrôler soixante trois critères chimiques et
-
bactériologiques. A titre d'exemple, une eau potable doit avoir une teneur en ions nitrate NO3 inférieure
à 50 mg.L-1 et en pesticides inférieure à 0,5 mg.L-1. Ces taux sont régulièrement mesurés de façon à
surveiller la qualité de l'eau et à protéger le consommateur.
c) Mesurer pour agir
Les mesures (de pH, de concentration massique, de densité, etc) effectuées lors des analyses permettent
de mettre en oeuvre des traitements pour corriger les valeurs non conformes aux normes.
Ainsi le résultat d'une analyse de sang d'un patient permettra au médecin de prescrire un traitement
adapté en vue d'abaisser par exemple le taux de cholestérol ou d'urée.
Afin d'éviter la croissance d'algues et la prolifération de microbes, le pH d'une eau de piscine doit être
maintenue entre 7,2 et 7,6 et sa teneur en chlore doit être comprise entre 1 et 2 g.m-3. Si l'analyse donne
des valeurs différentes de celles qui sont imposées par la norme, le traitement de l'eau de piscine par
des produits chimiques appropriés devient nécessaire.
141
CH +
4 2O
Chapitre N° 8 2
DETERMINATION D'UNE QUANTITE

DE MATIERE PAR LA MESURE
D'UNE GRANDEUR PHYSIQUE
la quantité de matière dans un échantillon donné est exprimée en mole.

un échantillon de matière possède plusieurs grandeurs physiques
mesurables; masse; volume; ...
Comment peut-on déterminer la quantité de matière présente dans un
échantillon donné par la mesure de l’une de ses grandeurs physiques?
142
Plan
I RAPPEL DE DEFINITIONS
II DETERMINATION DE LA QUANTITE DE MATIERE A PARTIR DE LA MESURE DE LA
CONDUCTANCE
Objectifs
- Déterminer la quantité de matière d'un solide, d'un liquide ou d'un gaz par mesure
de sa masse ou de son volume ;
- Déterminer la quantité de matière d'une entité chimique en solution à partir de sa
concentration molaire ;
- Calculer la conductance (G) d'une solution électrolytique ;
- Tracer la courbe d'étalonnage représentant G = f (C) à partir de la mesure de la
conductance de solutions titrées ;
- Exploiter la courbe d'étalonnage G = f (C) pour déterminer la concentration molaire
inconnue d'une solution.

Les grandeurs molaires
1. La mole est la quantité de matière d'un ensemble contenant 6,02x1023 particules identiques.
2. Une quantité de matière s'exprime en mole.
3. La masse molaire moléculaire d'une entité chimique est la masse d'une molécule de cette
entité.
4. Le volume molaire d'un corps gazeux est égal à 24 L.mol-1 dans les conditions standards de
température et de pression ( T= 25 degrés ; p= 1 atm)
5. Le volume molaire d'un corps gazeux est égal à 24 L.mol-1 dans les conditions normales de
température et de pression.
Notion d'électrolyte
1. Un électrolyte est un corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux le courant électrique
que l'eau pure.
2. Une solution aqueuse d'électrolyte ne renferme pas d'ions.
3. Le chlorure de sodium NaCl n'est pas un électrolyte.
143
Concentration
1. La concentration molaire C d’un soluté pur introduit dans une solution est égale à la quantité de
matière de soluté dissoute par litre de solution.
2. Une concentration molaire s'exprime en g.L-1.
3. En diluant n fois une solution (S0) de concentration C0 on obtient une solution (S) de concentration
Co .
n
Loi d'Ohm.
1. La tension U appliquée aux bornes d'un conducteur ohmique, de résistance R, et l'intensité du
courant I qui le traverse sont liées par la relation : U = R.I
2. L'unité de la résistance électrique est l'Ohm
3. Loi d’Ohm relative à un récepteur actif (AB) de résistance r est :
UAB = r.IAB + E’ où E’ est la force électromotrice du dipôle AB.
144
PAR LA MESURE D’UNE GRANDEUR PHYSIQUE

I RAPPEL DE DEFINITIONS
I.1. RELATION ENTRE LA MASSE ET LA QUANTITE DE MATIERE
La masse molaire M A d'une entité chimique A est la masse d'une mole de cette entité.
-1
Elle s'exprime en g.mol .
D'après cette définition,la masse mA de l’espèce chimique A et la quantité de matière nA correspondante

sont reliées par :
mA
mA= nA.MA nA= (1)
soit; MA
-1
Dans cette relation mA s'exprime en g, nA en mol et MA en g.mol .
I.2. DETERMINATION D’UNE QUANTITE DE MATIERE PAR MESURE DE LA

MASSE
D'après la relation (1) la quantité de matière nA contenue dans un échantillon de masse mA d'une entité
chimique (A) peut être déterminée par pesée de l'échantillon. La pesée est très utilisée pour les
échantillons liquides et solides (fig. 1). Elle est plus délicate à réaliser pour les gaz.
Figure 1. Détermination de la masse de deux échantillons

d'eau et de zinc à l'aide d'une balance électronique.
145
La pesée de deux échantillons d’eau et de zinc à l’aide d’une balance électronique, donne les
résultats suivants : m(H2O) = 417,3 g et m(Zn) = 82,5 g . (fig 1)
m(H2O)
La quantité de matière d’eau est : n(H2O) =
M(H2O)
-1 417,3
La masse molaire molèculaire de l’eau étant M(H2O) = 18 g.mol soit ; n(H2O) = = 23,2 mol.
18
m(Zn)
La quantité de matière zinc est : n(Zn) =
M(Zn)
-1 82,5
La masse molaire molèculaire du zinc etant 65,4 g.mol soit ; n(Zn) = = 1,26 mol.
65,4
Enoncé
Un comprimé de vitamine C contient une masse m = 500 mg de vitamine de formule C6H8O6.
1. Calculer la masse molaire molèculaire M de la vitamine C.

2. Calculer la quantité de matière n de vitamine C contenue dans un comprimé.
-1
Donnée: les masses molaires atomiques en g.mol sont : MH = 1; MC = 12 et MO = 16.
Solution
1. La masse molaire molèculaire M de la vitamine C est telle que:-1

M = 6. MC + 8.MH + 6.MO = 6x12 + 8x1 + 6x16 = 176 g.mol .
2. La quantité de matière n de vitamine C est reliée à la masse m par la relation :
m 0,5 -3
n= = = 2,84.10 mol
M 176
I.3. RELATION ENTRE LE VOLUME ET LA QUANTITE DE MATIERE
Le volume molaire VM d'une entité chimique A est le volume occupé par une mole de cette entité. Il
s'exprime en L.mol-1.
D'après cette définition le volume VA d'un échantillon d’une entité chimique A et la quantité de
matière nA correspondante sont reliés par la relation:
VA (2)
VA = nA. VM D nA =
VM
-1
Dans cette relation VA s'exprime en L, nA en mol et VM en L.mol . Les volumes VA et VM sont mesurés
dans les mêmes conditions de température et de pression.
146
I.4. DETERMINATION D’UNE QUANTITE DE MATIERE PAR MESURE DU VOLUME
Pour mesurer le volume d'un solide ou d'un liquide on utilise une verrerie appropriée (picnomètre,
éprouvette graduée ; pipette, etc.).
(a) (b) (c)

Figure 2 : mesure des volumes
3
(a)18 cm d'éthanol pur (b) 1L de dibrome gazeux (c) 12 cm3 de cuivre
dans les conditions standards.
I.4.1. Exemples
a. Cas d’une espèce chimique à l’état gaz
On applique directement le relation (2).

Déterminons la quantité de matière de dibrome n(Br2) dans le cas de figure 2(b).
sachant que V(Br2)= 1L et que le volume molaire dans les conditions standards (c’est à dire à 25°C et sous
la pression atmosphèrique), conditions où le volume molaire des gaz est: VM = 24 L.mol-1, on obtient :
V(Br2) 1
n(Br2) = = = 42.10-3 mol = 42 mmol
VM 24
b. Cas d'une espèce chimique solide ou liquide
On applique la relation (1) après avoir déterminé la masse correspondante.

3
- Déterminons la quantité de matière du solide en cuivre dont le volume mesuré est V(Cu) = 12 cm
-3
sachant que la masse volumique du cuivre est ρ (Cu) = 8,94 g.cm .
- Calculons tout d'abord la masse m du solide: m = ρ.V = 8,94 x 12 = 107,28 g
appliquons la relation (1) :
m
n (Cu) =
MCu
dans le tableau périodique on trouve MCu= 63,5 g.mol-1 ; d'où la quantité de matière est :
n(Cu) = 107,28 = 1,69 mol

63,5
147
- Déterminons la quantité de matière d'éthanol pure (C2H6O) dont le volume mesuré est:
V(éthanol) = 18 cm3. figure 2(a)
Sachant que la masse volumique de l'éthanol est ρ (éthanol)= 0,789 g.cm-3, on calcule tout d'abord la
masse de la quantité d'éthanol ; m(éthanol)= ρ .V = 0,789 x 18 = 14,2 g
Calculons la masse molaire moléculaire de l'éthanol ; M(éthanol) = 2x12 + 6x1 + 16 = 46 g.mol-1
Appliquons la relation (1):
n(éthanol) = 14,2 = 0,31 mol

46
I.5. DETERMINATION DE LA QUANTITE DE MATIERE PAR MESURE DE LA

CONCENTRATION ET DU VOLUME D’UNE SOLUTION
La concentration molaire CA d’un corps pur A introduit dans une solution est égale au quotient de la
quantité de matière de A dissoute par le volume de la solution.
nA : quantité de matière dissoute exprimée en (mol);

nA V : Volume de la solution exprimé en (L);
CA = (3)
V CA : concentration molaire exprimée en (mol.L-1).
connaissant la concentration molaire et le volume d’une solution, on détermine la quantité de matière

du soluté dissout en exploitant la relation (3):
nA= CA.V
Exemple
-1
12 mL d’une solution de chlorure d’hydrogène de concentration molaire 0,02 mol.L contient une
quantité de matière
-3 -5
nHCl = 0,02 x 12.10 = 24. 10 mol
Enoncé
-1
La concentration molaire d'une solution aqueuse (S) d'éthanol est égale à 0,20 mol.L .
1. Calculer la quantité de matière d'éthanol contenue dans 100 mL de la solution (S).
2. Calculer la masse m d'éthanol dissoute dans 100 mL de la solution (S).
-1
On donne la masse molaire de l'éthanol M = 46 g.mol .
Solution
1. La quantité d'éthanol n contenue dans 100 mL de la solution (S) est :
-3
néthanol = Céthanol.Véthanol = 0,20. 0,1 = 0,020 mol= 20.10 mol.
2. La masse m d'éthanol dissoute dans 100 mL de la solution (S) est :

méthanol = néthanol. Méthanol = 0,020x46 = 0,92 g.
148
II DETERMNATION DE LA QUANTITE DE MATIERE PAR MESURE

DE LA CONDUCTANCE
Dans la suite on ne considérera que les solutions électrolytiques qui se comportent comme des
conducteurs ohmiques obéissant ainsi à la loi d'Ohm U = R.I où U est la tension appliquée aux bornes
du conducteur, R est sa résistance et I représente l'intensité du courant qui le traverse.
II.1. LA CONDUCTANCE D’UNE PORTION DE SOLUTION D’ELECTROLYTE
II.1.1. Définition
La conductance G d'une portion de solution électrolytique est égale à l'inverse de sa résistance
R : G= 1 . G s’exprime en siemens et R en Ohm.

R
U = R.I = I soit G= I
G U
II.1.2. Détermination de la conductance d’une solution
électrodes
solution
d’électrolyte
Figure 3a. Schéma du montage électrique permettant de mesurer

la conductance d'une solution électrolytique.
Le circuit des figures 3a et 3b , comporte un générateur de basse fréquence (GBF), une cellule
conductimétrique (constituée de deux électrodes planes identiques en platine maintenues parallèles et
à une distance fixe), un ampèremètre (A) tous les trois montés en série et un voltmètre (V) monté en
parallèle aux bornes de la cellule conductimétrique.
149
Verser dans le becher 100 mL d'une solution aqueuse (S) de chlorure de sodium NaCl. Utiliser
l'ampèremètre et le voltmètre sur le calibre alternatif. Régler le générateur de basse fréquence (GBF)
en tension sinusoïdale de fréquence 500 Hz et de valeur efficace U = 2 V. Rincer les électrodes à l'eau
distillée et éliminer l'eau de rinçage délicatement avec du papier filtre. Plonger les électrodes dans la
solution de chlorure de sodium.
Figure 3b. Dispositif expérimental permettant de mesurer

la conductance d'une solution électrolytique
Mesurer l'intensité I du courant qui traverse le circuit et calculer la conductance G de la portion de

solution entre les deux électrodes.
I: A
I U: V
G=
U G: siemens (S)
II.1.3. Influence de la concentration de la solution sur la conductance

a. Expérience
On dispose d'une solution de chlorure de sodium de concentration égale à 0,05 mol.L-1. A partir de cette
solution, préparer par dilution 100 mL de solutions de chlorure de sodium de différentes concentrations
molaires (Ci). Mesurer pour chaque solution la conductance en utilisant la même cellule conductimétrique
et en opérant à la même température.
-1 0,05 0,025 0,01 0,005 0,0025 0,001 0,0005
Concentration (mol.L )
Conductance (millisiemens)
b. Exploitation des résultats

Tracer la courbe d'étalonnage représentant la variation de la conductance en fonction de la concentration
molaire de l'électrolyte. Vérifier que la conductance G est proportionnelle à la concentration molaire C
pour les concentrations explorées.
150
C. Application à la détermination d'une concentration inconnue
Mesurer dans les mêmes conditions la conductance d'une solution de chlorure de sodium de concentration
inconnue. En déduire, à partir de la courbe d'étalonnage, la valeur de la concentration inconnue.
Remarque: une fois la concentration C de la solution est connue on peut calculer la quantité de matière
n dans n'importe quel volume V de cette solution: n = C.V
Enoncé
On prépare une solution (S1) en diluant 5 fois une solution (S) d'un sérum physiologique (qui est une
solution aqueuse de chlorure de sodium NaCl). La conductance (G1) de la solution obtenue est égale
à 2,6.10-3 siemens. Pour tracer la courbe d’étalonnage, on mesure dans les mêmes conditions la
conductance de quelques solutions de chlorure de sodium de différentes concentrations molaires. Les
résultats sont :
-1 10-2 2,5.10-2 5.10-2 10-1 1,5.10-1

Concentration (mol.L )
Conductance (millisiemens) 0,81 2,02 4,01 8,03 12,02
1. Tracer la courbe d’étalonnage représentant la variation de la conductance en fonction de la concentration

molaire de l'électrolyte.
2. En déduire la concentration molaire de la solution (S 1 ) et calculer la concentration massique
correspondante.
3 . Déterminer la concentration molaire de la solution (S)
4. Sur le flacon du sérum physiologique la concentration massique indiquée par le fabricant est égale
à 9 g.L-1. La valeur de la concentration trouvée est-elle en accord avec l'indication fournie.
-1
On donne: MNaCl = 58,5 mol.L .
Solution
1. D'après la courbe d'étalonnage G = f(C), la conductance G (mS)
-3
G1 = 2 ,6.10 siemens correspond à une concentration 12
G(mS)
-2 -1
C1 = 3,1.10 mol.L . 10
-2 -1 8
La concentration massique est : C1 = 3,1 10 x 58,5 =1,81g.L
6
2. Comme la solution (S1) est obtenue en diluant 5 fois
C 1= C
4
la solution (S) de concentration C, alors:

5 2
C(10
-3 -1
mol.L )
20 40 60 80 100 120 140 160 180
C (10ª³
mol L-1)
-2 -1 -1 -1
d'où C = 5.C1 = 5 x 3,1.10 = 1,55.10-1 mol.L = 1,55.10 x 58,5 = 9,07g.L .
2. La valeur trouvée pour la concentration est égale à celle qui est indiquée sur l'étiquette par le fabricant.
La valeur de la concentration est donc en accord avec l'indication fournie.
151
Exercice résolu
Enoncé
L'hypokalièmie désigne une carence de l'organisme en potassium. Pour compenser cette carence, on
peut utiliser une solution de chlorure de potassium KCl injectable par voie intraveineuse. Cette solution
est vendue en pharmacie dans des ampoules renfermant un volume V0 = 20 mL de solution contenant
chacune une masse m de chlorure de potassium. Pour déterminer cette masse m, on dispose d'une
-2 -1
solution étalon ( Se) de chlorure de potassium de concentration Ce = 1,2.10 mol.L et d'un montage
conductimétrique.
A partir de la solution étalon (Se) on prépare six solutions (Si) par dilution en introduisant à chaque fois
dans une fiole jaugée de capacité 50 mL un volume Vi de la solution étalon ( Se) et en complétant avec
de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. La mesure de la conductance de chaque solution préparée
donne les valeurs suivantes:
Vi (mL) 1,0 2,0 4,0 6,0 8,0 10,0

G(milliseimens) 0,28 0,56 1,16 1,70 2,28 2,78
1. Tracer la courbe d'étalonnage G = f(C).

2. La mesure de la conductance de la solution contenue dans l'ampoule donne G1 = 293 mS. Peut-on
déterminer directement la concentration C1 de la solution de chlorure de potassium contenue dans
l'ampoule grâce à cette courbe d'étalonnage?
3. Le contenu d'une ampoule a été dilué 200 fois. La mesure de la conductance de la solution diluée
donne Gd = 1,89 mS.
a) En déduire la valeur de la concentration molaire Cd de la solution diluée puis la concentration de la
solution contenue dans l'ampoule.
b) Calculer la masse m.
-1
Donnée : M(KCl) = 74,6 g.mol .
152
- Reporter la valeur de la conductance 1. La courbe d'étalonnage G = f(C) est la suivante :
mesurée sur la courbe d'étalonnage et en G (mS)
déduire la concentration inconnue. G(mS)

2.5
1.5
- Appliquer la relation entre la masse m d'un

1
corps, sa quantité de matière n et sa masse
-3 -1
molaire. 0.5
C (10 mol.L )
0.5 1 1.5 2
C (10ª³
mol.L-1)
- Appliquer la relation entre la masse m d'un 2. On ne peut pas déterminer directement la concentration
corps dissous en solution, la concentration C1 de la solution de chlorure de potassium contenue dans
molaire et le volume. l'ampoule car la valeur de la conductance G 1 n'est pas
comprise entre 0,28 mS et 2,78 mS.
- Appliquer la relation entre la masse m d'un 3. a) En reportant sur la courbe d'étalonnage la valeur de Gd
corps, sa quantité de matière n et sa masse on en déduit la valeur-3de la concentration
-1
Cd de la solution
molaire. diluée : C d = 1,59.10 mol.L .
-3
Or Cd = C1 d’où C1 = 200. Cd =200 x 1,59. 10
-Appliquer la relation entre la masse m d'un 200
-1
corps dissous en solution, la concentration 1 C = 0,318 mol.L .
molaire et le volume. 3.b) La masse m contenue dans une ampoule de volume v
égal à 20 mL est :
m = nKCl x MKCl ; or nKCl = C1. V d’où
-3
m = C1. V . MKCl = 0,318 x 20 x 10 x 74,6 = 0,47 g.
- La quantité de matière n contenue dans un échantillon de masse m contenant une entité chimique
pure de masse molaire M est donnée par la relation n = m .Dans cette relation m s'exprime en
-1 M
g, n en mol et M en g.mol .
- La quantité de matière n contenue dans un échantillon de volume V d'une entité chimique pure
prise à l'état gazeux est donnée par la relation : n = V . Dans cette relation V s'exprime en L, n
-1 VM
en mol et VM en L.mol .
- La quantité de espèce n d'une espèce dissoute dans une solution de concentration C et de volume
V se déduit de la relation : C = n soit n = C.V .
V
- La conductance G d'une portion de solution électrolytique est égale à l'inverse de sa résistance R.
avec G en simens (S) et R en Ohm .
- Le traçage de la courbe d'étalonnage G =f(C) nécessite une gamme de solutions de différentes
concentrations d'un même électrolyte (E). Cette courbe peut-être utilisée pour déterminer la
concentration inconnue d'une solution contenant cet électrolyte (E) à l'état dissous.

- http://mdmaths.site.voila.fr/Chimie/site/lamole/quantite.htm
- http://www.ilemaths.net/phys_1s-determination-quantite-matiere.php
- http://www.ac-grenoble.fr/phychim/prem/tp/prems/etalcond.htm
153
FICHE EXPERIMENTALE
DETERMINATION DE LA CONCENTRATION
D'UN SERUM PHYSIOLOGIQUE
I BUT
Il s'agit de déterminer la concentration d'un sérum physiologique par conductimétrie.
II MATÉRIEL
- Un générateur basse fréquence - Une pissette d'eau distillée
- Un ampèremètre.
- Une cellule conductimétrique (Un becher
de capacité 100mL équipé de deux - Un flacon de sérum physiologique injectable
électrodes d’espacement constant)
- Un voltmètre
- Deux burettes graduées - Une solution S0 de chlorure de sodium
-2 -1
- Une fiole jaugée de capacité 50 mL de concentration C0 = 1,0.10 mol.L
III PROTOCOLE EXPÉRIMENTAL

1. Préparation des solutions diluées
A partir de la solution (S0) prélever à chaque fois un volume Vi comme consigné dans le tableau ci-
dessous, préparer quatre solutions (Si) de volume V = 50,0 mL et de concentration molaire Ci chacune.
Compléter le tableau suivant :
solution (S1) (S2) (S3) (S4)
Vi (mL) 5 12,5 25 37,5

-1
Ci (mol.L )
2. Détermination de la conductance
Réaliser le montage électrique décrit par la figure 4
Figure 4. Montage électrique pour la détermination de la conductance.
154
- Régler la tension délivrée par le GBF en mode sinusoïdal sur une valeur efficace U = 1,0 V et une
fréquence égale à 500 Hz.
- Mesurer l'intensité efficace I du courant qui traverse chacune des solutions (Si), versées entièrement
dans la cellule conductimétrique , en commençant par la solution la plus diluée. On veillera à ce que
la tension efficace, au cours de chaque mesure soit égale à 1,0 V.
- prélever 50mL de (S0), l’introduire dans la cellule et mesurer l(intensité du courant qui la traverse.
- Compléter le tableau suivant :
solution (S0) (S1) (S2) (S3) (S4)
C (mol.L-1)
G (mS)
- Prélever 2,5 mL de sérum physiologique et compléter à l'eau distillée pour obtenir 50 mL d'une solution
(S'). Mesurer la conductance G de la solution (S').
3. Exploitation des résultats

a. Tracer la courbe d’étalonnage G = f(C).
b. En déduire la concentration C du sérum physiologique.
c. Déterminer la quantité de matière de chlorure de sodium présent dans 500 mL de sérum physiologique.
155
Verifier ses acquis

1. Déterminer la quantité de matière d'eau contenue dans un échantillon d'eau de masse égale à 36 g.
2. Définir la concentration molaire d'une entité chimique en solution.
3. Etablir la relation existant entre la quantité de matière d'une entité chimique dissoute en solution,
la masse de cette entité, sa concentration molaire dans la solution et la masse molaire de cette
entité.
4. Définir la conductance d'une portion de solution électrolytique.
1. La mesure de la masse d'un échantillon d'une entité chimique, de masse molaire connue, permet
de déterminer la quantité de matière contenue dans cet échantillon.
2. Deux flacons de même capacité, contenant respectivement du dihydrogène gaz et du dichlore
gaz pris dans les mêmes conditions de température et de pression, renferment la même quantité
de matière.
3. Une solution aqueuse de chlorure de potassium KCl, de concentration 0,1 mol.L-1 et de volume
100 mL, contient 10-2 mol de KCl.
4. L'unité de la conductance dans le système international (SI) est l'ohm (Ω).
5. La conductance d'une solution électrolytique ne dépend que de sa concentration

1. La quantité de matière n, contenue dans un échantillon de masse m, d'une entité chimique de

masse molaire M, est donnée par la relation :
a) n = m.M b) n = m c) n = M
M m
2. Deux échantillons de chlorure de potassium KCl (M1 = 74.5 g.mol-1) et de chlorure de sodium
-1
NaCl (58.5 g.mol ) de même masse renferment respectivement les quantités de matière n1 et
n2 tel que :
a) n1 = n2 ; b) n1 > n2 ; c) n1 < n2
3. Un échantillon de volume V d'une entité chimique de masse volumique ρ et de masse molaire

M, contient une quantité de matière n égale :
M ρ.V
a) n = ρ.V.M ; b) n = ; c) n =
ρ.V M
4. Dans les conditions normales de température et de pression, un échantillon de dioxyde de
3
carbone de volume égal 448 cm , contient une quantité de matière égale à :
a) 500 mol;
b) 0,01 mol;
c) 0,02 mol.
156
5. Dans un volume V = 0.020 L d'une solution d'hydroxyde de sodium NaOH de concentration

-2
C = 10 mol.L-1, la quantité de matière de soude NaOH dissoute est égale à :
a) 20.10-2 mol ;
b) 2.10-4 g ;
c) 2.10-4 mol.
6. Pour tracer la courbe d'étalonnage G = f(C) on utilise des solutions titrées:
a) d'électrolytes différents et de concentrations différentes ;
b) du même électrolyte et de concentrations différentes ;
c) d'électrolytes différents et de même concentration.

-1
A la température de 25° C le volume des gaz sera pris égal a 24 L mol .
Exercice 1
On considère un échantillon de chlorure de sodium (NaCl ) de masse m = 2 g.
1. Calculer la quantité de matière de chlorure de sodium contenu dans cet échantillon.
2. Déterminer la masse de sel qu'on doit ajouter pour que la quantité de chlorure de sodium
-2
devienne égale à 5.10 mol.
Exercice 2
Un bloc de fonte (alliage fer-carbone) de masse m = 10 kg est constitué de 2% en masse de
carbone et 98 % en masse de fer.
1. Calculer les masses de carbone et de fer contenues dans ce bloc.
2. En déduire les quantités de carbone et de fer.
Exercice 3
On considère la réaction de synthèse de l'ammoniac :
2 N2 (g) + 3 H2 (g) J2 NH3(g)
1. Calculer la quantité et le volume de diazote correspondant à la transformation d'une masse de
diazote égale à 4,2 g.
2. En déduire la quantité et la masse d'ammoniac qui serait obtenu si la réaction était totale.
Exercice 4
On dissout 25 g de glucose (C6H12O6) dans assez d'eau pour obtenir 500 mL de solution.
1. Déterminer la quantité de matière de glucose correspondante.
2. En déduire la concentration molaire de la solution de glucose.
157
Exercice 5
Un adolescent doit absorber 75 mg de vitamine C par jour.
1. Déterminer la quantité de matière de vitamine C correspondante sachant que la masse molaire M de
la vitamine C est égale à 176 g.mol-1.
2. Un jus de fruit contient de la vitamine C à la concentration molaire 2,3.10-3 mol.L-1.
Déterminer le volume de jus de fruit que cet adolescent doit boire dans la journée pour absorber sa
quantité quotidienne de vitamine C.
Exercice 6
On souhaite déterminer par conductimétrie la concentration inconnue d'une solution aqueuse (S) de
chlorure d'ammonium NH4Cl.
On trace la courbe d'étalonnage en déterminant la conductance G de plusieurs solutions titrées de
chlorure d'ammonium. Les résultats sont consignés dans le tableau suivant :
-1 1,00 2,00 4,00 6,00 8,00 10,00

C(mmol.L )
G (millisiemens) 0,31 0,62 1,23 1,87 2,50 3,09

2. En déduire la concentration de la solution S sachant que sa conductance est égale à 1,48 millisiemens.

Exercice 7
Une boite de comprimés effervescents d'aspirine (acide acétylsalicylique de formule C9H8O4) comporte
les informations suivantes :
Composition : - acide acétylsalicylique: 500 mg par comprimé,
- excipient : hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3 en quantité suffisante pour
un comprimé.
1.Calculer la quantité n d'acide acétylsalicylique présente dans un comprimé.

2.La masse mi de deux comprimés et d'un becher contenant de l'eau est égale à 164,87 g. Une fois les
comprimés introduits dans l'eau distillée du bêcher, la dissolution de l'excipient provoque une
effervescence due au dégagement du dioxyde de carbone CO2; la valeur de la masse mf trouvée en
fin de réaction est égale à 164,17 g.
a) Ecrire l'équation chimique qui a lieu entre l'hydrogénocarbonate de sodium et les ions hydronium
H3O+ dus à la présence de l'acide acétylsalicylique.
b) Déterminer la masse de dioxyde de carbone libéré par la dissolution des deux comprimés.
c) Calculer la quantité de dioxyde de carbone libérée au cours de l'effervescence.
d) Déterminer le volume de dioxyde de carbone libéré.
158
Exercice 8
On veut préparer un volume V = 1L d'une solution (S) de sulfate de cuivre CuSO4, de concentration
molaire C = 5.10-3 mol.L-1.
On dispose de trois solutions S1, S2 et S3 de sulfate de cuivre. Les volumes et les concentrations de
ces solutions sont consignés dans le tableau suivant :
Solution S1 S2 S3
Volume (L) 0,2 0,6 1,0

-1 3,19 1,60 0,075
Concentration massique (g.L )
1. Déterminer, parmi les solutions S1, S2 et S3, celle qu'il faut utiliser pour préparer la solution (S).
2. Indiquer le protocole opératoire à suivre pour préparer la solution (S).
Exercice 9
La mesure de l’intensité efficace I du courant qui traverse plusieurs solutions titrées de nitrate de potassium
KNO3, prises à 25 °C, conduit aux résultats suivants
-1 0,1 0,25 0,5 0,75 1

Concentration (g.L )
I (mA) 0,26 0,63 1,27 1,87 2,94
Conductance (..........)
La valeur efficace de la tension sinusoïdale appliquée à la cellule était maintenue constante et égale à
1,00 V.
1. Reproduire et compléter le tableau précédent en calculant la valeur de la conductance. On précisera
son unité dans le tableau.
3. Cette cellule, plongée dans une solution de KNO3 à 25 °C, est traversée par un courant d'intensité
efficace I = 0,88 mA lorsque la tension efficace est U = 1,00 V. En déduire la concentration molaire
de la solution.
159
EXERCICEDOCUMENTAIRE
DE LA BETTERAVE AU SUCRE
Le texte ci-dessous présente les différentes étapes nécessaires pour la production du sucre à partir
de la betterave.
1. Réception et lavage de la betterave

Dès l'arrachage, la betterave est rapidement transportée par camion jusqu'à la sucrerie la plus proche
où elle est acheminée par tapis roulant vers un lavoir.
2. Découpage et extraction
Une fois lavée, la betterave est découpée en fines lanières appelées "cossettes". Les cossettes circulent
alors dans un long cylindre rempli d'eau tiède où le sucre est extrait et se trouve mélangé à l'eau. Au
terme de cette étape, on obtient un liquide chargé de sucre.
3. Purification
Le jus sucré obtenu doit être nettoyé de ses impuretés. On emploie pour cela du lait de chaux et du
dioxyde de carbone qui forment des précipités retenant ces impuretés. Le mélange filtré produit un
jus sucré clair et propre, constitué de 13% de sucre et de 87% d'eau environ.
4. Evaporation et cristallisation
Porté à ébullition dans des chaudières successives, le jus sucré se transforme progressivement en
sirop contenant environ 65% de saccharose. Lorsque le sirop atteint une concentration favorable à la
formation de cristaux (la concentration est supérieure à la solubilité : solution sursaturée), on introduit
de très fins cristaux de sucre qui vont amorcer le processus de cristallisation. On obtient alors un sirop
coloré contenant plusieurs cristaux en suspension appelé "masse cuite".
5. Essorage et séchage
La masse cuite est acheminée dans des turbines tournant à grande vitesse. Le sirop coloré est évacué
tandis que le sucre blanc cristallisé est projeté contre les parois où il est déposé. Lavé par pulvérisation
d'eau et de vapeur, il sera ensuite recueilli et séché par de l'air chaud puis refroidi. Le sucre est enfin
prêt pour la consommation.
QUESTIONS
1. En admettant que le sucre de betterave est essentiellement constitué de saccharose, calculer la
concentration molaire du saccharose dans le jus sucré.
2. Calculer la concentration molaire de saccharose dans le sirop obtenu avant cristallisation.
3. En Tunisie on consomme 220 000 tonnes environ de sucre par an. Calculer la masse de jus sucré
qu'il faut obtenir chaque année pour couvrir la consommation tunisienne.
Données : Masse molaire du saccharose : M = 342 g.mol-1 ; masse volumique du jus sucré :
ρ jus= 1,2 g.cm-3 ; masse volumique du sirop ρsirop = 1,5 g.cm-3.
160
Thème N° 4
LA CHIMIE ORGANIQUE
Chapitre n° 9 Analyse des composés organiques.

Chapitre n° 10 Les alcools aliphatiques saturés.
Chapitre n° 11 Les acides carboxyliques.
Chapitre n° 12 Notion de fonction organique.
CH +
4 2O
Chapitre N° 9 2
ANALYSE DES COMPOSES ORGANIQUES
Le document ci-dessus représente des objets de natures diverses.

Quel est le constituant de base de ces objets ?
Pourquoi observe-t-on une fumée noire en brûlant un petit morceau
de ces objets ?
162
Plan
I ANALYSE ÉLÉMÉNTAIRE QUALITATIVE DES COMPOSÉS ORGANIQUES
II ANALYSE ÉLÉMENTAIRE QUANTITATIVE DES COMPOSÉS ORGANIQUES
III DÉTERMINATION DE LA FORMULE BRUTE.
Objectifs
- Réaliser des expériences simples d'analyse qualitative d'un composé organique;
- Calculer la masse et le pourcentage massique des éléments qui constituent un composé organique
à partir des résultats de l'analyse qualitative;
- Retrouver la formule brute d'un composé organique à partir de la masse molaire moléculaire et
des résultats de l'analyse quantitative;
- Reconnaître les différents isomères correspondant à une même formule brute.

- Composés organiques
1) Un composé organique contient toujours du carbone.
2) Une substance qui contient du carbone est une substance organique.
3) La combustion d'une substance organique est sa réaction avec le dioxygène.
- Formules brutes et formules semi-développées d'un composé organique

1) La formule brute d'un composé organique ne renseigne que sur la nature des
éléments qui le constituent.
2) A un composé organique correspond plusieurs formules semi-développées.
3) La formule brute du propane est CH3 - CH2 - CH3 et sa formule semi-développée est
C 3H 8.
- Isomérie
1) Les composés organiques de même formule brute et de formules semi-développées
différentes sont des isomères.
2)Le butane et le 2-méthylpropane sont deux composés isomères.
3) Le but-1-ène et le but-1-yne sont deux isomères car leurs molécules renferment le même
nombre d'atomes de carbone.
163

INTRODUCTION
Les composés organiques connus sont extrêmement nombreux et variés; ils contiennent du carbone
et d'autres éléments tels que l'hydrogène, l'oxygène, l'azote, le soufre, les halogènes ainsi que le
phosphore et quelques métaux. Afin de déterminer la formule brute de ces composés on réalisera des
expériences d'analyse élémentaire qualitative et quantitative.
I ANALYSE ELEMENTAIRE QUALITATIVE DES COMPOSES

ORGANIQUES
L'analyse élémentaire qualitative d'un composé organique a pour objet d'identifier tous les éléments
présents dans ce composé.
Comme la plupart des composés organiques contiennent les éléments carbone et hydrogène, nous
présenterons quelques réactions simples permettant de mettre en évidence ces deux éléments.
I.1. RECHERCHE DU CARBONE ET DE L’HYDROGENE
I.1.1. La pyrolyse du bois
La pyrolyse d'une substance est sa décomposition sous l'influence de la chaleur en l'absence d'air.
Introduire un peu de sciure de bois dans un tube à essai en
pyrex muni d'un tube à dégagement effilé. A l'aide d'une pince
en bois, tenir le tube à essai par le haut et le chauffer au moyen
d'une source de chaleur (bec Bunsen par exemple).
Au bout de quelques minutes la sciure brunit et un dégagement
de gaz se produit. Ce gaz produit une détonation si une
allumette enflammée est présentée à l'extrémité du tube à
dégagement.
En fin d'expérience on obtient un dépôt noir et des gouttelettes
d'eau se condensent sur les parois du tube (fig.1).
Figure 1. : Pyrolyse de la sciure de bois
b. Interprétation
Le dépôt noir est du charbon de bois constitué essentiellement de carbone. Les gaz de combustion
contiennent de la vapeur d'eau H2O et du dihydrogène H2. Cette expérience nous a permis de mettre
en évidence l'existence des éléments carbone et hydrogène.
164
I.1.2. La pyrolyse du sucre
Introduire dans un tube à essai en pyrex muni d'un tube à

dégagement effilé un peu de sucre alimentaire constitué
essentiellement de saccharose. A l'aide d'une pince en bois, tenir
le tube à essai par le haut et le chauffer au moyen d'une source de
chaleur (bec Bunsen par exemple).
Au bout de quelques minutes le sucre jaunit d'abord, brunit ensuite
et noircit enfin; en même temps on identifie un dégagement de gaz
inflammables. En fin d'expérience on récupère un dépôt noir léger
et poreux (fig.2).
b. Interprétation
Le dépôt noir est le charbon du sucre, il est formé essentiellement

de carbone. Cette expérience nous a permis de mettre en évidence Figure 2. Pyrolyse du sucre
l'existence de l'élément carbone.
I.1.3. La combustion du butane
Le butane est le constituant essentiel du gaz

contenu dans les bouteilles à gaz domestiques.
Allumer le bec Bunsen et régler la virole de
manière à obtenir une flamme bleue. Présenter
l'ouverture d'un verre à pied au dessus de la
flamme (fig.3a).
Au bout de quelques temps, des gouttelettes d'eau
se déposent sur les parois internes du verre à pied.
Retourner ensuite le verre à pied et y verser
lentement un peu d'eau de chaux. Celle-ci se
trouble immédiatement (fig.3b).
Figure 3a. Combustion Figure 3b. Test à l'eau

du butane de chaux
b. Interprétation
Le test à l'eau de chaux indique la présence du dioxyde de carbone CO2. Les gouttelettes d'eau résultent
de la condensation de la vapeur d'eau sur les parois du verre à pied. Cette combustion du butane
produit de la vapeur d'eau H2O, ce qui prouve que le butane contient l’élément hydrogène et du dioxyde
de carbone CO2 ce qui prouve que le butane contient l’élément carbone.
Cette expérience nous a permis de mettre en évidence l'existence des éléments carbone et hydrogène
dans le butane.
165
Remarque
Si on agit sur la virole de manière à dimunuer le débit du réactif dioxygène, la flamme observée devient
rouge et, sur les parois du verre à pied, on obtient un dépôt de fumée de carbone C et de la buée qui
n’est autre que l’eau condensée H2O. Cette combustion prouve elle aussi l’existence de l’élément carbone
et de l’élément hydrogène dans le butane.
Une oxydation, par le dioxygène, d'une substance organique qui conduit à la formation de gaz
carbonique CO2 et de vapeur d'eau H2O est une combustion complète.
Une oxydation, par le dioxygène, d'une substance organique qui conduit à la formation d'un dépôt de
carbone C et un dégagement de vapeur d'eau H2O est une combustion incomplète.
I.1.4. Oxydation de l'amidon par l'oxyde de cuivre (II)
L'amidon est une substance organique présente dans les graines de céréales (blé, farine, etc), les
tubercules de pomme de terre, etc.
Introduire dans un tube à essai en pyrex un mélange

d'amidon et d'oxyde de cuivre (II) CuO en poudre fine.
Adapter au tube à essai un tube à dégagement coudé
plongeant dans un verre à pied contenant de l'eau de
chaux. Chauffer le mélange. Un gaz se dégage et
trouble l'eau de chaux. En fin d'expérience, dans le
tube à essai, on obtient un dépôt noir contenant un
solide rouge (fig. 4).
b. Interprétation
Le gaz dégagé est le dioxyde de carbone CO2. Le Figure. 4 : Oxydation de l'amidon

solide rouge est le cuivre métallique Cu issu de la par l'oxyde de cuivre (II)
réduction de l'oxyde de cuivre par l'amidon. Cette
expérience nous a permis de mettre en évidence
également l'existence de l'élément carbone.
I.2. RECHERCHE DE L’ELEMENT AZOTE
Chauffer légèrement un mélange d'urée et de chaux

sodée (mélange de chaux Ca(OH) 2 et de soude
NaOH) introduit dans un tube à essai en verre pyrex.
Un gaz d'odeur caractéristique se dégage et fait virer
la couleur d’un papier pH humidifié présenté à
l'ouverture du tube à essai indiquant la formation d’une
base (fig. 5).
Figure 5. Réaction de l'urée avec la chaux sodée.
166
Le gaz qui fait virer le papier pH humidifié est de l'ammoniac NH3; il indique la présence de l'élément
azote dans la substance analysée.
Remarque
Les méthodes de mise en évidence des éléments chlore, soufre, phosphore, etc. sont plus ou moins
complexes et variées. Elles dépendent de l'élément recherché et de la substance à analyser. C'est
pour cela qu'on s'est contenté de décrire des expériences de mise en évidence des éléments carbone,
hydrogène et azote.
II ANALYSE ELEMENTAIRE QUANTITATIVE DES COMPOSES

ORGANIQUES
L'analyse élémentaire quantitative d'un composé organique a pour objet de déterminer les proportions
en masse des différents éléments constitutifs du composé en opérant sur un échantillon de masse
connue.
Les méthodes d'analyse sont variées. Nous développons simplement la méthode qui utilise la combustion
complète d'un échantillon du composé organique pour déterminer la masse de carbone, la masse
d'hydrogène et éventuellement la masse d'azote contenues dans l'échantillon.
Le carbone est transformé en dioxyde de carbone CO2 qui sera retenue par un flacon laveur contenant
de l'eau de chaux. L'augmentation de masse de ce flacon permet de connaître la masse de
dioxyde de carbone CO2 et de déduire celle du carbone.
L'hydrogène est transformé en vapeur d'eau qui sera retenue par un flacon laveur contenant de l'acide
sulfurique concentré. L'augmentation de masse de ce flacon permet de connaître la masse d'eau
H2O et de déduire celle de l'hydrogène.
L'azote est transformé en diazote gaz N2 dont le volume permet de connaître la quantité de matière
de diazote N2 et de déduire la masse d'azote.
II.1. DETERMINATION DES MASSES DE CARBONE, D’HYDROGENE, D’AZOTE ET

D’OXYGENE
Soit une substance organique ne contenant que du carbone, de l’hydrogène, de l’azote et de l'oxygène
et soit CxHyOzNt sa formule brute.
Désignons par:
- m la masse de l’échantillon à analyser ;

- m(CO ) et m(H O) les masses respectives de dioxyde de carbone et d’eau retenues par les flacons
2 2
laveurs ;
- V(N ) le volume de diazote dégagé ;
2
- M(C) , M(CO ) et M(H O) les masses molaires respectives du carbone, du dioxyde de carbone et de
2 2
l’eau ;
- VM le volume molaire des gaz dans les condition de l’expérience.
167
II.1.1. Détermination de la masse de carbone
La quantité de matière de gaz carbonique CO2 est égale à :
m(CO )
2
n(CO ) =
2
M(CO )
2
Or une mole de CO2 contient une mole de carbone C, donc la quantité de carbone n(C) est égale à la
quantité de gaz carbonique :
n(C) = n(CO ).
2
La masse de carbone contenu dans l'échantillon est :

m(CO )
2
m(C) = M(C) X n(C) = M(C) X n(CO ) = M(C) X
2 M(CO )
2
m(CO )
2
m(C) = 12 X
M(CO .
)
2
II.1.2. Détermination de la masse d'hydrogène

m(H O)
2
La quantité d'eau H2O est égale à : n(H O) = .
2
M(H O)
2
Or une mole d'eau H2O contient 2 moles d'atomes d'hydrogène donc la quantité d'hydrogène n(H) est
égale à la quantité d'eau multipliée par deux :
n(H) = 2 X n(H O).
2
La masse d'hydrogène contenu dans l'échantillon est:

m(H O)
2
m(H) = M(H) X n(H) = 2 X n(H O) X M(H) = 2 X X M(H)
2
M(H O)
2
m(H O)
2
m(H) =2 X .
M(H O)
2
II.1.3. Détermination de la masse d’azote

V(N )
2
La quantité de diazote N2 est égale à : n(N ) = .
2 VM
Or une mole de diazote N2 contient 2 moles d'atomes d'azote donc la quantité d'azote n(N) est égale
à la quantité de diazote multipliée par deux :
m(N) = 2 X n(N ).
2
La masse d’azote contenu dans l’échantillon est :
V(N )
2
m(N) = M(N) X n(N) = M(N) X 2 X n(N ) = M(N) X 2 X
2 VM
V(N )
2
m(N) = 28 X
VM
168
II.1.4. Détermination de la masse d'oxygène
Il n'existe pas de méthodes simples pour la détermination de la masse d'oxygène m(O) dans un composé
organique. Pour cela la masse d'oxygène sera obtenue simplement par différence entre la masse de
l'échantillon et les masses des éléments carbone, hydrogène, azote, etc.
m(O) = m - [m(C) + m(H) + m(N)].
II.2. DETERMINATION DES POURCENTAGES MASSIQUES DE CARBONE

D’HYDROGENE, D’AZOTE ET D’OXYGENE
Il s'agit de calculer les masses de carbone, d'hydrogène, d'azote et d'oxygène contenues dans 100 g
d'échantillon.
II.2.1. Détermination du pourcentage massique de carbone
Pour m g d'échantillon on a une masse de carbone égale à m(C).

m(c)
Pour 1 g d'échantillon on a une masse de carbone égale à:
m
m(c)
Pour 100 g d'échantillon on a une masse de carbone égale à: 100 X
m
m(c) m(CO )
2
Donc le pourcentage en carbone est : % C = 100 X = 100 X 12 X
m m . M(CO )
2
m(CO )
Soit : 2
% C = 1200 X (1)
m . M(CO )
2
II.2.2. Détermination du pourcentage massique d'hydrogène
En raisonnant de la même manière que précédemment on trouve :
200 m(H O)
2
%H= (2)
m . M(H O)
2
II.2.3. Détermination du pourcentage massique d'azote
D’une manière similaire on obtient :
2800 . V(N )
2
%N= (3)
m . V(M)
II.2.4. Détermination du pourcentage massique de l'oxygène
La somme des pourcentages de tous les éléments analysés doit être égale à 100. En conséquence
le pourcentage d'oxygène est :
%O = 100 - (% C + % H + % N) (4)
169
Premier exercice
Enoncé
La combustion complète d'un échantillon de 0,390 g d'un composé ne contenant que du carbone et
de l'hydrogène a donné une augmentation de masse du flacon laveur à l'eau de chaux de 1,20 g et
du flacon laveur à l'acide sulfurique concentré de 0,570 g.
Calculer la masse et le pourcentage de carbone et d'hydrogène dans l'échantillon.
Solution
Détermination de la masse de carbone et de la masse d'hydrogène
L'augmentation de masse du flacon est due à l'absorption de dioxyde de carbone CO2 ; par conséquent
la masse de CO2 est : m(CO ) = 1,20 g.
2
m(CO )
2
La quantité de matière de CO2 est donc égale à: n(CO ) = .
2 M(CO )
2
La masse de carbone contenu dans l'échantillon est:

m(CO )
2
n(C) = 12 x n(CO ) = 12 x = 0,327 g
2
44
D'autre part l'augmentation de masse du flacon laveur est due à l'absorption d'eau ; la masse de H2O
est donc égale à : m(H O) = 0,570 g.
2
m(H O)
2
La quantité de matière de H2O est donc égale à : n(H O) = .
2 M(H O)
2
La masse d'hydrogène contenu dans l'échantillon est :

m(H O) 2 X 0,570
2
m(H) = 2 x n(H O) =2x = = 0,0630g.
2 M(H 18
O)
2
Détermination des pourcentages de carbone et d'hydrogène
Il s'agit de calculer les masses de carbone et d'hydrogène contenues dans

100 g d'échantillon.
D'après la relation (1) on a :
1200 X m(CO ) 1200 X 1,20
2
%C = = = 83,9
m x M(CO ) 0,390 x 44
2
170
Donc le pourcentage en carbone est : % C = 83,9.
D'après la relation (2) on a :

200 X m(H O) 200 X 0,570
2
%H = = = 16,2
m x M(H O) 0,39 X 18
2
Donc le pourcentage en hydrogène est : % H = 16,2.
Remarque :
La somme des pourcentages de carbone et d'hydrogène calculés est égale à 100 (aux-erreurs
expérimentales près).
Deuxième exercice
Enoncé
L'analyse d'un échantillon de masse m = 1,80 g d'une substance ne contenant que du carbone, de
l'hydrogène de l'azote et de l'oxygène a donné 1,32 g de dioxyde de carbone, 1,09 g d'eau et 0,40 L
de diazote gaz. Calculer la masse et le pourcentage de chaque élément constitutif de l'échantillon. Dans
les conditions de l'expérience le volume molaire des gaz est égal à 24 L.mol-1.
Solution
Nous allons calculer d'abord comme précédemment la masse de carbone, d'hydrogène et d'azote dans
l'échantillon.
La masse de carbone dans l'échantillon est :
m(CO ) 12 X 1,32
2
m(C) = 12 x n(CO ) = 12 x = = 0,36 g
2 M(CO ) 44
2
m(C) = 0,36 g
La masse d'hydrogène dans l'échantillon est :

m(H O) 2 X 1,09
2
m(H) = 2 x n(H O) = 2 x = = 0,12 g
2
M(H O) 18
2
m(H) = 0,12 g
La masse d'azote dans l'échantillon est :

V(N ) 28 X 0,40
2
m(N) = 28 x n(N ) = 28 x = = 0,47 g
2 VM 24
m(N) = 0,47 g
La masse d'oxygène dans l'échantillon se déduit par différence:

m(O) = m - m(C) - m(H) - m(N) = 1,80 - 0,36 - 0,12 - 0,47 = 0,85 g.
m(O) = 0,85 g.
D’où les pourcentages massiques: %C = 20 ; %H = 7 ; %N = 26 ; %O = 47
171
III DETERMINATION DE LA FORMULE BRUTE
Pour une substance organique (A):

- l’analyse qualitative renseigne sur les élément qui la constituent. Ce qui permet d’écrire la formule
générale de (A) sous la forme CxHyOzNt...;
- l’analyse quantitative permet d’accéder aux pourcentages massiques de chacun des éléments.
Dans une mole, on encore dans (M)g de la substance (A) on a (12x)g de carbone, (y)g d’hydrogène
(16z)g d’oxygène, (14t)g d’azote, etc.
Donc:
12x y 16z 14t
%C = 100 ; %H = 100 ; % =100 ; %N 100 ; etc.
M M M M
Ce qui permet d’écrire les relations suivantes :
M . %C M . %H M . %O M . %N
x = y = z = t = , etc.
1200 100 1600 1400
où M est la masse molaire moléculaire de (A).
Prenons l’exemple d'une substance (A) dont l'analyse élémentaire a donné 20,0 % de carbone; 6,7
% d'hydrogène, 46,7% d'azote et 26,6 % d'oxygène. Déterminons sa formule brute sachant qu'une
mesure de sa masse molaire a donné M = 60 g.mol-1.
- Détermination de x
M . %C 60 x 20
x = = = 1,0
1200 1200
d’où : x=1
- Détermination de y
M . %H 60 x 6,7
y = = = 4,0
100 100
d'où: y = 4
- Détermination de z
M . %O 60 x 26,6
z = = = 1,0
1600 1600
d’où: z = 1
- Détermination de t
M . %N 60 x 46,7
t= = = 2,0
1400 1400
d’où: t = 2
La formule du composé (A) est: CH4N2O
172
Enoncé
L'analyse d'un hydrocarbure aliphatique (A) de masse molaire M = 56 g.mol-1 a donné un
pourcentage en masse de carbone égal à 85,71.
1) Déterminer la formule brute de (A).
2) Ecrire les formules semi-développées possibles de (A).
3) Identifier l'hydrocarbure (A) sachant qu'il est à chaîne carbonée ramifiée.
Solution
1) (A) est un hydrocarbure sa formule brute est de la forme CxHy.
%C . M 85,71 x 56
x= = =4
1200 1200
d'où : x = 4.
Or M = 12.x + y donc y = M - 12.x = 56 - 48 = 8
La formule brute de (A) est: C4H8

2) Les formules semi-développées possibles de (A) sont:
CH3
CH3 CH2 CH CH2 CH3 CH CH CH3 CH3 C CH2
butan-1-ène butan-2-ène 2-méthylpropène
3) Le composé (A) étant à chaîne carbonée ramifiée, il s'agit donc du 2-méthylpropène.
Exercice résolu
Enoncé
On veut déterminer la formule brute d'une substance liquide (A) composée uniquement des
éléments carbone, hydrogène et oxygène.
1. Citer une expérience simple permettant de mettre en évidence les éléments carbone et
hydrogène dans la substance (A).
2. On vaporise un échantillon de (A) de masse égale à 1,20 g. Le gaz obtenu occupe un volume
V de 0,48 L dans les conditions où le volume molaire des gaz est égal à 24 L.mol-1. Calculer :
a) la quantité de matière de gaz obtenu;
b) la masse molaire M de (A).
3. L'analyse élémentaire de la substance (A) a donné les pourcentages massiques suivants:
%C = 60,0; %H = 13,3 et %O = 26,7.
a) En déduire la formule brute de (A).
b) Ecrire toutes les formules semi-développées possibles de (A).
Données : les masses molaires atomiques en g.mol-1 sont: H = 1; C = 12 et O = 16.
173

La quantité de matière n d'une substance dans un 1. La combustion complète d'un échantillon de (A)
échantillon de masse m et de volume v est permet de mettre en évidence les éléments
carbone et hydrogène par production de dioxyde
donnée par les relations : de carbone et de vapeur d'eau.
m v 2. a) Soit nA la quantité de matière de (A) dans
n= =
M Vm l'échantillon.
v 0,48 -2
où M et Vm sont respectivement la masse molaire n = = = 2.10 mol
A Vm 24
et le volume molaire de la substance.
b) m m 1,2 -1
nA = M= = = 60 g.mol
M nA 0,02
3. a)
Soit CxHyOz la formule brute de la substance
organique (A).
M = 12 x + y + 16 z = 60.
- Détermination du nombre de moles d'atomes de
carbone :
- Exploiter les relations existant entre le nombre
%C×M 60,0×60
d'atomes de chaque élément, le pourcentage x= = = 3
1200 1200
massique correspondant et la masse molaire
x=3
moléculaire de la substance.
- Détermination du nombre de moles d'atomes
d'hydrogène :
%H×M 13,3×60
y= = = 7,98
100 100
- Le nombre d'atomes dans une molécule est un
nombre entier. Le nombre entier le plus proche est 8 d'où:
y=8
- Détermination du nombre de moles d'atomes

d'oxygène :
%O×M 26,7×60
z= = = 1
1600 1600
z=1
La formule brute du composé (A) est C3H8O.
174
Remarque
Après avoir déterminé x et y, on aurait pu
déterminer z à partir de la relation:
M = 12.x + y +16.z.
3. b)Les formules semi-développées possibles de

(A) sont :
CH3 CH CH3 CH3 CH2 CH2

OH OH
CH3 O CH2 CH3
- L'analyse élémentaire qualitative d'un composé organique a pour objet d'identifier tous les éléments
présents dans ce composé.
- L'analyse élémentaire quantitative d'un composé organique a pour objet de déterminer les masses
des différents éléments constitutifs du composé en opérant sur un échantillon de masse connue.
- L'analyse élémentaire quantitative permet de déterminer la formule brute d'une substance organique
quand on connaît la valeur de sa masse molaire.
http://www.discip.crdp.ac-caen.fr/phch/lyceepro/solutions.htm
175
FICHE EXPERIMENTALE
UTILISATION DES MODELES MOLECULAIRES

I OBJECTIF
Il s'agit d'étudier la structure de quelques composés organiques à l'aide de modèles moléculaires et de

différencier entre l’isomérie de chaîne, l’isomérie de fonction et l’isomérie de position essentiellement.
II MANIPULATION
A. Introduction au modèle
1. Repérer dans la boite de modèles moléculaires les sphères modélisant un atome de carbone avec
une structure tétraédrique, un atome de carbone avec une structure plane et un atome de carbone
avec une structure linéaire.
2. Modéliser à l'aide des bâtonnets fournis les liaisons entourant ces trois types d'atomes de carbone.
3. Dessiner les trois structures possibles et préciser pour chacune le type de géométrie et la valeur de
l'angle de liaison autour de chaque atome de carbone.
4. Repérer dans la boite de modèles moléculaires les sphères modélisant un atome d'oxygène et un
atome d'azote et préciser pour chacun le nombre de liaison qu'il peut établir avec des atomes voisins.
B. Notion d'isomérie
1. A l'aide des modèles moléculaires, retrouver les formules semi-développées de tous les composés
de même formule brute C5H12.
a) Représenter ces composés et préciser pour chacun la valeur des angles de liaison autour de
chaque atome de carbone.
b) Repérer deux de ces composés et dire s'ils sont isomères de chaîne ou de position.
de même formule brute C4H10O.
a) Représenter ces composés en mettant en évidence les liaisons établies par l'atome d'oxygène.
Ces liaisons sont-elles de même nature?
b) Parmi les composés trouvés proposer deux couples d'isomère de position, deux couples d'isomère
de fonction et deux couples d'isomère de chaîne.
aliphatiques de même formule brute C4H8O et ne comportant pas de double liaison carbone carbone
dans la chaîne hydrocarbonée.
a) Représenter ces composés en mettant en évidence les liaisons établies par l'atome d'oxygène.
b) Parmi les composés trouvés existe-il des isomères de position, des isomères de fonction. et des
isomères de chaîne? Dans l'affirmative préciser leur structure.
176
Verifier ses acquis

1. Préciser l'intérêt de l'analyse élémentaire qualitative.
2. Citer deux expériences simples permettant de mettre en évidence l'élément carbone dans un composé
organique.
3. Préciser le but de l'analyse élémentaire quantitative.
4. Etablir la relation qui permet de calculer la masse de carbone quand on connaît la masse de dioxyde
de carbone dégagé par la combustion complète d'une masse connue d'une substance organique.
5. Etablir la relation qui permet de calculer le pourcentage massique d'azote quand on connaît le volume
de diazote gaz dégagé par la combustion d'une masse connue d'une substance organique.
6. Les résultats de l'analyse élémentaire quantitative d'un composé organique sont-elles suffisantes pour
déterminer sa formule brute ?

1. L'analyse élémentaire quantitative d'un composé organique permet de déterminer la nature de tous
les éléments qui le constituent.
2. L'analyse élémentaire qualitative d'un composé organique a pour objet de déterminer les masses des
différents éléments constitutifs de la substance en opérant sur un échantillon de masse connue.
3. La masse d'oxygène contenue dans un échantillon est déterminée à partir de la masse d'eau dégagée
par la combustion d'une masse connue d'une substance organique.
4. Pour déterminer le nombre de mole d'atomes de chaque élément contenu dans une substance
organique on doit connaître seulement les résultats de l'analyse qualitative élémentaire.

1. L'analyse élémentaire quantitative d'une substance permet de déterminer:
a) la masse molaire de cette substance;
b) la nature des éléments qui constituent cette substance;
c) le nombre de mole d'atomes de chaque élément contenu dans cette substance.
2. La somme des masses des éléments constitutifs d’un échantillon d'une substance est:
a) supérieure à la masse de l'échantillon analysé;
b) inférieure à la masse de l'échantillon analysé;
c) égale à la masse de l'échantillon analysé aux erreurs d'expérience près.
3. Pour déterminer la formule brute d'une substance il suffit de connaître:
a) les résultats de l'analyse élémentaire qualitative de la substance;
b) les résultats de l'analyse élémentaire quantitative de la substance;
c) la masse molaire et les résultats de l'analyse élémentaires qualitative et quantitative de la
substance.
177
Exercice 1
La combustion d'un échantillon de 0,084 g d'un composé ne contenant que du carbone et de l'hydrogène
a donné une augmentation de masse d'un flacon laveur à l'eau de chaux de 0,265 g et du flacon laveur
à l'acide sulfurique concentré de 0,106 g.
1. Calculer la masse de carbone et la masse d'hydrogène contenues dans l'échantillon.
2. Calculer le pourcentage massique de chaque élément.
Exercice 2
On considère un composé organique (A) ne renfermant que du carbone, de l'hydrogène et de l'oxygène.
La combustion complète d'un échantillon de (A) de masse m égale à 0,373 g a donné 0,886 g d'un gaz
qui trouble l'eau de chaux et 0,453 g d'eau.
1. Calculer les masses de carbone, d'hydrogène et d'oxygène contenues dans l'échantillon.
2. Déterminer la formule brute de (A) sachant que sa masse molaire est égale à 74 g.mol-1.
Exercice 3
La composition en masse du camphre est : 78.9 % de carbone, 10.5 % d'hydrogène et 10.5 % d'oxygène.
Déterminer sa formule brute sachant que sa masse molaire est égale à 152 g.mol-1.
Exercice 4
La composition en masse d'un composé organique ne contenant que du carbone, de l'hydrogène, de
l'azote et de l'oxygène a donné les résultats suivants : 40,6 % de carbone ; 8,47 % d'hydrogène et
23,7 % d'azote.
Déterminer sa formule brute sachant que sa masse molaire est égale à 59 g.mol-1.

Exercice 5
1. Etablir la relation qui permet de calculer la masse molaire d'un composé gazeux à partir de sa densité.
On rappelle que la densité d d'un gaz par rapport à l'air est égale à :
masse d’un volume de ce gaz
d=
masse d’un même volume d’air
Les masses sont déterminées dans les mêmes conditions de température et de pression.
2. Calculer la masse molaire d’un composé gazeux dont la densité est égale à 2,83.
La masse volumique de l'air est égale à 1,29 g.L-1.
Exercice 6
La composition en masse d'un composé organique ne contenant que du carbone, de l'hydrogène et de
l'oxygène a donné les résultats suivants :
52,17 % de carbone ; 13,04 % d'hydrogène et 34,79 % d'oxygène.
La densité de la vapeur de ce composé par rapport à l'air est égale à 1,58.
1. Déterminer la masse molaire de ce composé.
2. En déduire sa formule brute.
178
Exercice 7
L'analyse quantitative d'un hydrocarbure CxHy montre qu'il contient 85,7% de carbone.
y
1. Calculer le rapport .
x
2. En déduire la formule brute de cet hydrocarbure sachant que sa densité de vapeur par rapport à l'air
est d = 1,93.
3. Ecrire toutes les formules semi-développées possibles de cet hydrocarbure.
Exercice 8
La combustion complète de 10 mL d'un hydrocarbure gazeux nécessite 50 mL d'oxygène et fournit de
l'eau et 30 mL de dioxyde de carbone. Les volumes sont mesurés dans les mêmes conditions de
température et de pression.
1. Déterminer la formule brute de cet hydrocarbure.
2. Ecrire sa formule semi-développée.
Exercice 9
La combustion complète de 0,01 mole d'un composé organique constitué de carbone, d'hydrogène et
d'oxygène nécessite 1,08 L de dioxygène et donne 1,32 g de dioxyde de carbone et 0,72 g d'eau. Le
volume molaire des gaz dans les conditions de l'expérience est égal à 24 L. mol-1.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de combustion.
2. Déterminer la formule brute de ce composé.
3. Ecrire les formules semi-développées des isomères correspondant à cette formule brute.
179
CH +
4 2O
Chapitre N° 10 2
LES ALCOOLS ALIPHATIQUES SATURES
Le carburant "vert" extrait de la canne à sucre est utilisé dans les

voitures en remplacement de l'essence préparée à partir de la
distillation du pétrole brut. Quelles sont ses propriétés chimiques ?
A quelle famille de composés organiques appartient-il ?
180
Plan
I PRESENTATION DES ALCOOLS
II NOMENCLATURE DES ALCOOLS
III CLASSES ET ISOMERIE DES ALCOOLS
IV REACTIVITE CHIMIQUE DES ALCOOLS
Objectifs
- Nommer un alcool;
- Réaliser des expériences simples communes aux alcools ;
- Réaliser des expériences simples distinctives des trois classes d'alcools ;
- Distinguer un isomère de chaîne d'un isomère de position.

- Isomérie
Les composés organiques de même formule brute et de formules semi-développées
différentes sont des isomères.
- Règles de nomenclature des alcanes

1) Pour trouver le nom d'un alcane, on numérote la chaîne carbonée la plus longue
de façon à attribuer aux différentes ramifications les indices les plus faibles.
2) Le nombre d'atomes de carbone de la chaîne principale détermine le nom de
l'alcane.
- Combustion
1) La combustion est une oxydation par le dioxygène.
2) La combustion complète d'un composé organique donne du dioxyde de carbone
CO2 et de l'eau.
- Oxydation et réduction
1) Une oxydation est une transformation qui correspond à un gain d'électron.
2) Une réduction est une transformation qui correspond à une perte d'électron.
181

I PRESENTATION DES ALCOOLS
I.1. DEFINITION
Un alcool est un composé organique oxygéné dont la molécule comporte le groupe hydroxyle -OH
lié à un atome de carbone ne formant que des liaisons simples avec des atomes de carbone ou
d'hydrogène.
La formule générale d'un alcool est de la forme: R - OH où R représente un groupe hydrocarboné.

Dans le cas où R est un groupe alkyle (- CnH2n+1), l'alcool est dit alcool aliphatique saturé. Sa formule
générale s'écrit alors : CnH2n+1 - OH.
Exemples
CH3 OH CH3 CH2 OH
ethanol
éthanol
méthanol
methanol
CH3
CH3 CH CH3 CH3 CH2 C CH2 CH3

OH
OH
propan-2-ol 3-méthylpentan-3-ol
3-methylpentan-3-ol
Remarques
• Une molécule organique peut présenter plusieurs groupes hydroxyles (- OH). On dit alors qu'il s'agit
d'un polyalcool.
Exemple : CH2OH-CHOH-CH2OH
Glycérol
• On se limitera, dans ce qui suit, à l'étude des propriétés des monoalcools aliphatiques saturés.
I.2. QUELQUES PROPRIETES PHYSIQUES DES ALCOOLS
A la température ordinaire et sous la pression atmosphérique, les alcools aliphatiques saturés sont
liquides quand la chaîne carbonée contient jusqu'à 12 atomes de carbone. Pour un nombre plus élevé
d'atomes de carbone ils sont solides.
La solubilité dans l'eau des alcools aliphatiques saturés diminue lorsque la masse molaire augmente.
Les alcools sont de bons solvants organiques. De ce fait, ils sont très utilisés pour la dissolution de
plusieurs substances organiques.
Certains alcools sont toxiques, en particulier le méthanol peut provoquer la cécité.
182
I.3. STRUCTURE DES ALCOOLS
La caractéristique structurale commune à tous les alcools est la présence du groupe hydroxyle (-OH)
sur un carbone tetraédrique.
Figure1. disposition des atomes entourant le carbone lié au groupe hydroxyle.
Le carbone lié au groupe hydroxyle établi quatre liaisons de covalence pointées vers les sommets d’un
tetraédre, il est tétragonal, il occupe le centre du tétraèdre et de ce fait les quatre atomes qui lui sont
directement liés ne sont pas dans un même plan .
La longueur de la liaison C-O est de 1,43 Å et celle de la liaison simple O-H est de 0,96 Å
(1 Angstrom symbolisé par Å est égal à 10-10 m).
II NOMENCLATURE DES ALCOOLS
Le nom d’un monoalcool aliphatique s'obtient en remplaçant le ''e'' final de l'alcane correspondant
par le suffixe "ol". Ce suffixe est précédé de l'indice de position du groupe hydroxyle sur la chaîne
principale.
Pour déterminer le nom d’un monoalcool on convient :

a) de choisir comme chaîne principale la chaîne carbonée linéaire la plus longue contenant le carbone
lié au groupe hydroxyle;
b) de numéroter la chaine principale de telle sorte que le numéro attribué au carbone lié au groupe
hydroxyle soit le plus faible possible;
c) d'indiquer s'il y a lieu la nature et la position des groupements greffés sur la chaîne principale.
183
Exemples : OH
CH3 CH2 CH2 OH CH3 CH CH3
3 2 1 1 2 3
propan-1-ol propan-2-ol
CH2 OH
1 CH3
CH3 CH2 CH CH2 CH3 CH3 C CH3
4 3 2 3 2
2-éthylbutan-1-ol
2-ethylbutan-1-ol CH2 OH
1
2,2-diméthylpropan-1-ol
2,2-dimethylpropan-1-ol
Nous pouvons remarquer que :
- le chiffre qui figure au début du nom de l'alcool indique le numéro du carbone auquel est greffée la
ramification ;
- le chiffre introduit dans le nom de l'alcool indique le numéro du carbone qui porte le groupe hydroxyle
(- OH).
Enoncé
1. Donner le nom des alcools suivants :
CH3 CH3
a) CH3 CH CH2 CH2 CH CH2 CH3 b) CH3 CH CH CH2 CH3
OH OH
2. Ecrire la formule semi-développée de chacun des alcools suivants :
a) 2,4,4-triméthylpentan-2-ol; b) 4-méthylhexan-3-ol.
Solution
1. En appliquant les règles de nomenclature on obtient les noms suivants :
CH3 OH CH3 OH
a) CH3 CH CH2 CH2 CH CH2 CH3 b) CH3 CH CH CH2 CH3

7 6 5 4 3 2 1 1 2 3 4 5
6-méthylheptan-3-ol
6-methylheptan-3-ol 2-méthylpentan-3-ol
2-methylpentan-3-ol
Pour le composé b il est incorrect de proposer comme nom le 4-méthylpentan-3-ol car le groupe
méthyle n'a pas l'indice le plus faible. Il est à signaler que dans les deux cas la fonction alcool est en
position 3.
2. Les formules semi-développées des alcools sont:
CH3 CH3 OH CH3

CH3 C CH2 C CH3 CH3 CH2 CH CH CH2 CH3
OH CH3
184
III CLASSES ET ISOMERIE DES ALCOOLS

III.1. LES TROIS CLASSES D’ALCOOLS
Les alcools peuvent être répartis en trois classes définies selon le nombre de groupes alkyle portés par
le carbone portant le groupe hydroxyle.
III.1.1. Les alcools primaires
Ce sont les alcools dont le carbone portant le groupe hydroxyle est lié à un seul groupe alkyle.
Leur formule générale est : R-CH2-OH où R est un groupe hydrocarboné (appelé groupe alkyle).
Remarque:
Le méthanol (CH3-OH) est un alcool primaire
Exemples: CH3 OH CH3 CH2 OH CH3 CH2 CH2 CH2 OH

methanol
méthanol éthanol
ethanol butan-1-ol
La figure 2 donne une représentation spatiale du butan-1-ol par un modèle éclaté.
Figure 2 : Modèle éclaté du butan-1-ol
III.1.2. Les alcools secondaires
Ce sont les alcools dont le carbone portant le groupe hydroxyle est lié à deux groupes alkyle
seulement.
H
La formule générale de ces alcools est : R C OH
R'
R et R’ sont des groupes alkyle qui peuvent être identiques ou différents.
Exemples : CH3 CH OH CH3 CH2 CH OH
CH2 CH3 CH2 CH3

butan-2-ol pentan-3-ol
185
La figure 3 donne une représentation spatiale du butan-2-ol par un modèle éclaté.
Figure 3. Modèle éclaté du butan-2-ol
III.1.3. Les alcools tertiaires
Ce sont les alcools dont le carbone portant le groupe hydroxyle est lié à trois groupes alkyle.
La formule générale de ces alcools est :

R
R' C OH
R''
R, R’et R’’ sont des groupes alkyle qui peuvent être identiques ou différents.
Exemples :
CH3 CH2 CH3
CH3 C OH CH3 CH2 C OH

CH3 CH3
2-méthylpropan-2-ol
2-methylpropan-2-ol 3-méthylpentan-3-ol
3-methylpentan-3-ol
La figure 4 donne une représentation spatiale du 2-méthylpropan-2-ol par un modèle éclaté.
Figure 4 : Modèle éclaté du 2-méthylpropan-2-ol
186
LES ALCOOLS ALIPAHATIQUES
LES ALCOOLS ALIPHATIQUES SATURESSATUR2S
III.2. ISOMERIE DES ALCOOLS
III.2.1. Les isomères de chaîne
Les isomères de chaîne sont des composés organiques de même formule brute qui présentent le
groupe hydroxyle greffé sur des chaînes carbonées différentes. L'indice de position du groupe hydroxyle
est le même pour ces dérivés isomères.
Exemples
CH3 CH2 CH2 CH2 OH CH3 CH2 CH CH3
OH
a) butan-1-ol b) butan-2-ol
CH3
CH3 CH CH2 OH CH3 C OH

CH3 CH3
c) 2-méthylpropan-1-ol
2-methylpropan-1-ol d) 2-méthylpropan-2-ol
2-methylpropan-2-ol
Les composés (a), (b), (c) et (d) sont des composés isomères car ils ont la même formule brute C4H10O.
Les composés (a) et (c) sont des isomères de chaîne car ils ont le même groupe hydroxyle à la même
position (il est porté par le carbone numéro 1) et des chaînes carbonées différentes (pour (a) la chaîne
carbonée est linéaire, pour (c) elle est ramifiée) (fig.5).
Les composés (b) et (d) (fig.6) sont aussi des isomères de chaîne car ils ont le même groupe hydroxyle
porté par le carbone numéro 2 et des chaînes carbonées différentes.
(a) butan-1-ol (c) 2-méthylpropan-1-ol

Figure 5 : Modèles éclatés
(b) butan-2-ol ; (d) 2-méthylpropan-2-ol

187
III.2.2. Les isomères de position
Les isomères de position sont des composés organiques ayant la même chaîne carbonée et des
indices de position différents pour le groupe hydroxyle.
Exemples
Les composés (a) et (b) sont
des isomères de position car ils
ont la même chaîne carbonée Figure 7 : Modèles éclatés
(a) butan-1-ol (b) butan-2-ol .
et sont différents l’un de l’autre
par la position du groupe
fonctionnel (-OH) (fig.7). Il en
est de même pour les
composés (c) et (d) (fig.8).

(c) 2-méthylpropan-1-ol (d) 2-méthylpropan-2-ol
Enoncé
On considère les alcools suivants :
a) H3C CH2 CH2 CH2 CH2 OH b) HCH
3C-CH-CH-CH
2 CH3 2-CH3
CH3-OH
c) H3C CH CH2 CH CH3 d) H3HO CH CH
C-CH-CH 2-CH
2 CH
3 3
CH3 OH CH
CH2-OH
2 CH3
Indiquer :
1. les composés isomères ;
2. les composés isomères de chaîne ;
3. les composés isomères de position.
Solution
1. Les composés (a) et (d) sont isomères car ils ont la même formule brute C5H12O. Il en est de même
pour les composés (b) et (c) dont la formule brute est C6H14O.
2. Les composés (a) et (d) sont des isomères de chaîne car l'indice de position de la fonction alcool
est le même pour les deux dérivés isomères et les chaînes carbonées sont différentes.
3. Les composés (b) et (c) sont des isomères de position car l'indice de position de la fonction alcool
est différent pour les deux dérivés isomères et les chaînes carbonées sont identiques.
188
IV REACTIVITE CHIMIQUE DES ALCOOLS

IV.1. REACTION DE COMBUSTION DES ALCOOLS
IV.1.1. Combustion de l'éthanol
Placer 1 à 2 mL d'éthanol C2H5OH dans une soucoupe en verre ou dans un becher en verre pyrex.
Enflammer l'alcool à l'aide d'une allumette et présenter un verre à pied au dessus de la flamme.
Noter la formation de gouttelettes d'eau sur les parois du verre à pied (fig.9a).
Quand la combustion est terminée, ajouter quelques millilitres d'eau de chaux dans le verre et agiter:
l'eau de chaux se trouble immédiatement (fig.9b)
Figure 9a. Réaction de combustion de l'éthanol Figure 9b. Test à l'eau de chaux
b. Interprétation
Le gaz qui trouble l'eau de chaux est le dioxyde de carbone CO2. Il trouble l'eau de chaux par suite de
la précipitation du carbonate de calcium CaCO3. La combustion de l'éthanol C2H5OH produit de la vapeur
d'eau et du dioxyde de carbone CO2. L'équation chimique de la réaction de combustion est :
CH3-CH2-OH (lq) + 3 O2 (g) 3 H2O (g) + 2 CO2 (g).
Il s'agit donc d'une réaction de destruction de la chaîne carbonée.
Remarques
a) Pour éviter tout accident il faut réaliser l'expérience sur une très faible quantité d'éthanol.
b) L'équation chimique de la réaction de combustion peut être écrite en utilisant la formule brute de
l'éthanol à la place de la formule semi-développée:
C2H6O (lq) + 3 O2 (g) 3 H2O (g) + 2 CO2 (g).
c) La combustion d'un alcool est une oxydation par le dioxygène. Il s'agit d'une réaction exothermique.
d) La réaction de combustion est complète si elle donne du dioxyde de carbone et de l'eau.
189
IV.1.2. Généralisation
Des expériences similaires montrent que la combustion complète des alcools conduit à la formation du
dioxyde du carbone et de l'eau selon :
CnH2n+2O (lq) + 3n O2 (g) (n+1) H2O (g) + n CO2 (g).
2
IV.2. OXYDATION MENAGEE DES ALCOOLS
IV.2.1. Cas des alcools primaires
a. Oxydation ménagée de l'éthanol par le dioxygène de l'air
a.1. Expérience et observations
Introduire dans un becher quelques millilitres d'éthanol. Chauffer modérément l'éthanol au moyen d'une
plaque chauffante. Au moment où l'ébullition du liquide commence à se produire, introduire une spirale
de cuivre décapée et chauffée à rouge et la maintenir au dessus du liquide (fig.10).
Figure 10. Réaction d'oxydation ménagée de l'éthanol par le dioxygène de l'air.
L'incandescence du fil de cuivre se poursuit et une odeur de pomme et de vinaigre se répand. Un papier
imbibé de réactif de Schiff, présenté au sommet de la cheminée, rosit et un papier indicateur de pH
humidifié rougit.
a.2. Interprétation
Le gaz entourant la spirale de cuivre contient du dioxygène O2 et des vapeurs d'éthanol C2H5OH.
L'incandescence du fil de cuivre, persiste car il se produit à son contact une réaction exothermique qui
élève la température.
L'odeur de pomme et la teinte rose du réactif de Schiff caractérisent la formation d'un produit nouveau
qui est l'éthanal dont la formule brute est C2H4O.
La formule développée de l'éthanal est :
H O
H C C
H H
190
L'éthanal appartient à la famille des aldèhydes de formule générale
O
R C
H
L'odeur de vinaigre et la teinte rouge du papier indicateur de pH caractérise la présence de l'acide

éthanoïque dont la formule brute est C2H4O2.
La formule développée de l'acide éthanoïque est :
H O
H C C
H O H
L'acide éthanoïque appartient à la famille des acides carboxyliques de formule générale
O
R C
O H
qu'on peut écrire sous la forme R-CO2H ou R-COOH.

Les équations chimiques à considérer sont :
2 CH3-CH2-OH (g) + O2(g) 2 H2O(g) + 2 CH3CHO (g) (1)

éthanol éthanal
2 CH3 -CHO(g) + O2(g) 2 CH3 -COOH (g) (2)

éthanal Acide éthanoïque
Remarques
En fait les réactions (1) et (2) ont lieu simultanément, en d'autres termes une partie de l'éthanal formé
par la réaction (1) est oxydée par le dioxygène en acide éthanoïque CH3COOH.
Donc l'oxydation de l'éthanol en acide éthanoïque peut être considérée comme se produisant en deux
étapes (1) et (2).
Par ailleurs l'éthanol C2H5OH, l'éthanal CH3CHO et l'acide éthanoïque CH3COOH présentent une chaîne
carbonée à deux atomes de carbone (fig.11) : en conséquence l'oxydation ménagée des alcools ne
détruit pas la chaîne carbonée contrairement aux réactions de combustion.
Figure 11 : Représentation de l'éthanol, de l'éthanal et de l'acide éthanoïque

par les modèles moléculaires
191
b. Oxydation du butan-1-ol par le permanganate de potassium en milieu acide
b.1. Premier cas: l’oxydant est en défaut
α . expérience et observations
Dans un tube à essai contenant 1 mL d'une solution

violette de permanganate de potassium KMnO4 de
concentration molaire égale à 0,05 mol.L-1 , ajouter
2 mL d'une solution d'acide sulfurique H 2SO4 de
concentration molaire égale à 6 mol.L-1 (fig.12 b).
Puis ajouter 1 mL de butan-1-ol C4H9OH (fig.12 a).
Boucher le tube et agiter .
Au bout de quelques temps la solution se décolore
(fig.12 c). a b c
Figure 12 : Action du permanganate de
potassium sur le butan-1-ol
a) butan-1-ol ; b) solution de KMnO4 acidifié
c) mélange
Partager le contenu
du tube à essai en Préparation de la Liqueur de Fehling
deux portions. La liqueur de Fehling est formée par le mélange
Ajouter à la première de volumes égaux des solutions (S 1 ) et (S 2 )
portion quelques suivantes. Le mélange doit être réalisé au
gouttes de liqueur moment de l'utilisation de la liqueur de Fehling.
de Fehling et chauffer Solution (S1) : Dissoudre 0,693 g de sulfate de
le mélange. Un cuivre hydraté CuSO4, 5H2O dans 10 mL d'eau
précipité rouge brique distillée.
apparaît (fig.13.a). Solution (S2) : Dissoudre 3,46 g de tartrate double
de sodium et de potassium
Figure 13.a Tests d'identification des
aldéhydes avec la liqueur de Fehling KNaC4H4O6, 4H2O et 1 g de soude dans 10 mL
d'eau distillée refroidie.
Préparation du réactif de Tollens

Ajouter à la deuxième Le réactif de Tollens est constitué du complexe
portion quelques gouttes diammine d'argent (I) Ag(NH3)2+. Il est formé par
du réactif de Tollens, un le mélange de 10 mL d'une solution aqueuse de
miroir d'argent apparaît nitrate d'argent AgNO3 0.1 M avec 15 mL d'une
(figure 13.b) solution aqueuse d'ammoniac 0.1 M. Le mélange
doit être réalisé au moment de l'utilisation
de ce réactif.
Figure 13.b Tests d'identification des

aldéhydes avec le réactif de Tollens
192
β . Interprétation
-
La décoloration de la solution prouve que les ions permanganate MnO4 (de coloration violette) ont réagi
avec le butan-1-ol et ont disparu totalement car ils sont en défaut par rapport à l'alcool.
Le test à la liqueur de Fehling et au réactif de Tollens caractérisent la présence d'un aldéhyde : c'est le
butanal C4H8O (fig.14).
O
CH3 CH2 CH2 C
H
Figure 14 : Formule semi-développée et modèle moléculaire du butanal.
Le butan-1-ol C4H9OH est donc oxydé en butanal C4H8O par l'ion permanganate MnO4- qui se réduit
en ion Mn2+ incolore. L'équation chimique de la réaction d'oxydoréduction est:
5 C4H9OH + 2 MnO4- + 6 H3O+ 2 Mn2+ + 5 C4H8O + 14 H2O (1).
Il est possible de retrouver l'équation chimique (1) en considérant les deux demi-équations redox
correspondant aux couples redox MnO4-/Mn2+ et C4H8O/C4H9OH :
-
MnO4- + 8 H3O+ + 5 e Mn2+ + 12 H2O (1a)
et
C4H9OH + 2 H2O C4H8O + 2 H3O+ + 2 e- (1b).
En multipliant (1a) par 2 et (1b) par 5 et en additionnant les deux demi-équations 2x (1a) et 5x (1b) on
obtient l'équation chimique (1) de la réaction d'oxydoréduction précédente.
Remarque
Pour l’identification des aldéhydes nous avons utilisé le réactif de Schiff dans le paragraphe (IV.2.1a) et
le réactif de Tollens et la liqueur de Fehling dans le paragraphe (IV.2.1 b).Tous ces réactifs sont équivalents
et servent à prouver expérimentalement la présence d'aldéhyde parmi les produits de la réaction.
193
b.2. Deuxième cas: l’oxydant est en excès
α . Expérience et observations
Dans un erlenmeyer contenant 1 mL de butan-1-ol C4H9OH,

ajouter dans l'ordre 10 mL d'une solution d'acide sulfurique
H2SO4 de concentration molaire égale à 6 mol.L-1 et 10 mL
d'une solution violette de permanganate de potassium KMnO4
de concentration molaire égale à 0,05 mol.L -1 . Boucher
l'erlenmeyer et agiter. Présenter un papier pH humidifié et un
papier imbibé de réactif de Schiff à l'ouverture de l'erlenmeyer
puis chauffer modérément le mélange pendant quelques
minutes.
Constater que la solution reste violette, que le papier imbibé
de réactif de Schiff reste inchangé et que le papier pH se colore
en rouge (fig.15).
Figure.15 : Action du permanganate de

potassium en excès sur le butan-1-ol en
milieu acide
Ajouter au contenu de l'erlenmeyer 10 mL de cyclohexane C6H12 . Agiter le mélange et laisser décanter.

Récupérer la phase supérieure qui contient le produit organique de l’oxydation et la partager en deux
portions.
Ajouter à la première portion quelques gouttes de liqueur de Fehling et chauffer le mélange. Aucun
précipité n'apparaît.
Ajouter à la deuxième portion quelques gouttes du réactif de Tollens. Aucune réaction ne se produit.
Dans cette expérience les ions permanganate sont en excès par rapport à l'alcool ; la réaction s'arrête
donc par épuisement du butan-1-ol ce qui explique la persistance de la coloration violette de la solution.
Les tests à la liqueur de Fehling et au réactif de Tollens sont négatifs les produits de la réaction ne
contiennent pas un aldéhyde. Le virage au rouge du papier indicateur de pH caractérise la formation de
vapeur d'acide : il s'agit de l'acide butanoïque de formule brute C4H8O2 et dont la formule peut être aussi
présentée sous la forme C3H7CO2H.
L'équation de la réaction d'oxydoréduction est:
5 C4H9OH + 4 MnO4- + 12 H3O+ 4 Mn2+ + 5 C3H7CO2H + 23 H2O (2)
194
Il est possible de retrouver l'équation chimique (2) en considérant les deux demi équation correspondantes
aux couples redox MnO4-/Mn2+ et C3H7CO2H /C4H9OH suivantes :
MnO4- + 8 H3O+ + 5 e- Mn2+ + 12 H2O (2a)

et
C4H9OH + 5 H2O C3H7CO2H + 4 H3O+ + 4 e- (2b)
En multipliant la demi équation (2a) par 4 et la demi équation (2b) par 5 et en additionnant les deux
demi-équation résultantes on obtient l'équation chimique (2) de la réaction d'oxydoréduction précédente.
Remarque
Pour l'écriture de l'équation chimique (2) nous avons envisagé l'oxydation du

butan-1-ol par les ions permanganate directement en acide butanoïque C 3 H 7 CO 2 H. En fait le
butan-1-ol est oxydé d'abord en butanal C4H8O [comme pour la réaction (1)] qui à son tour est oxydé
en acide butanoïque.
c. Généralisation
Les résultats des expériences précédentes peuvent être généralisés.
L'oxydation ménagée d'un alcool primaire R-CH2OH conduit dans une première étape à un aldéhyde
R-CHO qui peut être oxydé éventuellement en acide carboxylique RCOOH dans une seconde étape.
Lorsque l'oxydant est en excès l'alcool est entièrement oxydé en acide carboxylique.
Symboliquement on peut représenter ces transformations par :
première étape
H oxydation O
ménagée
R C OH R C
H H
alcool primaire aldéhyde
deuxième étape
O oxydation O
ménagée
R C R C
H OH
aldéhyde acide carboxylique
195
IV.2.2 Cas des alcools secondaires

a. Oxydation du butan-2-ol

Dans un erlenmeyer contenant 1 mL de butan-2-ol C4H9OH, ajouter
dans l'ordre 10 mL d'une solution d'acide sulfurique H 2SO 4 de
concentration molaire égale à 6 mol.L-1 et 10 mL d'une solution
violette de permanganate de potassium KMnO4 de concentration
molaire égale à 0,05 mol.L-1 . Boucher l'erlenmeyer et chauffer
modérément le mélange pendant quelques minutes.
Constater que la solution reste violette.
Ajouter au contenu de l'erlenmeyer 10 mL de cyclohexane C6H12.
Agiter le mélange et laisser décanter. Récupérer la phase supérieure
et la partager en deux portions.
Ajouter à la première portion quelques gouttes de liqueur de Fehling
et chauffer le mélange. Aucun précipité n'apparaît.
Ajouter quelques gouttes d'une solution de 2,4-dinitrophénylhydrazine (a) (b)
Figure. 16 : Test d’identification de
(D.N.P.H) à la deuxième portion. Un précipité jaune orangé apparaît produits de la réaction d’oxydation
(fig.16). ménagée du butan-2-ol
(a) test à la liqueur de Fehling
a.2. Interprétation (b) test à la 2,4-D.N.P.H
Le précipité jaune orangé obtenu avec la 2,4-dinitrophénylhydrazine caractérise la présence du

groupe carbonyle C=O qui peut être contenu soit dans un aldéhyde (composé de formule générale
R1-COH; où R1 est un groupe hydrocarboné) soit dans une cétone (composé de formule générale
R1-CO-R2; où R1 et R2 sont des groupes hydrocarbonés). Par contre la liqueur de Fehling permet de
caractériser seulement les aldéhydes.
Le test à la liqueur de Fehling est négatif : l'oxydation du butan-2-ol ne donne pas d'aldéhyde.
Le butan-2-ol est oxydé en cétone: c'est la butan-2-one CH3-CO-C2H5 (fig.17) qui donne le précipité
jaune avec la D.N.P.H. mais ne réagit pas avec la liqueur de Fehling.
O
CH3 C CH2 CH3
Figure 17 : Formule semi développée et modèle moléculaire de la butan-2-one.
L'équation de la réaction est:

5 C4H9OH + 2 MnO4- + 6 H3O+ 2 Mn2+ + 5 C4H8O + 14 H2O.
Butan-2-ol Butan-2-one
196
Des réactions d'oxydation réalisées avec les alcools secondaires autres que le butan-2-ol conduisent à
des résultats similaires à ceux de l'expérience précédente ce qui nous permet de proposer la généralisation
suivante.
b. Généralisation
L'oxydation ménagée d'un alcool secondaire R 1 -CHOH conduit à la cétone correspondante

R2
R1COR2 en une seule étape.
Symboliquement on peut représenter cette transformation par :
H oxydation
ménagée
R1 C OH R1 C O
R2 R2
alcool secondaire cétone
IV.2.3. Cas des alcools tertiaires
a. Essai d’oxydation du 2-méthylpropan-2ol

Dans un erlenmeyer contenant 1 mL de 2-méthylpropan-2-ol et 10 mL d'une solution d'acide sulfurique
H2SO4 de concentration molaire égale à 6 mol.L-1, ajouter à l'aide d'une pipette goutte à goutte une
solution de permanganate de potassium KMnO4 de concentration molaire égale à 0,05 mol.L-1.
Constater que la coloration violette persiste dès la première goutte de réactif ajoutée.
a.2. Interprétation
La persistance de la coloration violette prouve que les ions permanganate n'oxyde pas le
2-méthylpropan-2-ol.
b. Généralisation
Des expériences similaires réalisées avec d'autres alcools tertiaires permettent de confirmer que ces
derniers ne subissent pas d'oxydation ménagée.
IV.2.4. Conclusion
Les alcools primaires R-CH2OH sont oxydables en deux étapes: l'alcool est d'abord transformé en
aldéhyde R-CHO, puis l'aldéhyde est oxydé en acide carboxylique R-CO2H.
Les alcools secondaires R-CHOHR' sont oxydables en une seule étape en cétone R-CO-R'.
Les alcools tertiaires ne subissent pas d’oxydation ménagée.
La réaction d'oxydation ménagée des alcools peut donc être utilisée pour déterminer la classe d'un
alcool.
197
Remarque
L'oxydation ménagée des alcools peut être réalisée par le dioxygène de l'air ou par un autre oxydant
comme le bichromate de dipotassium K2Cr2O7 en milieu acide.
IV.2.5. Application: l'Ethylotest

L'éthylotest (ou alcootest) est un dispositif utilisé
pour détecter la présence éventuelle de vapeurs
d'éthanol dans l'air expiré par une personne ayant
consommé du vin ou un produit renfermant de
l'éthanol d'une manière générale.
L'éthylotest est formé par un sac de volume V et
un tube en verre contenant une solution acidifiée
de dichromate de potassium K2Cr2O7 imbibée
de gel de silice. la couleur jaune orangé est due
aux ions bichromate Cr2O72-. (figure 18 a)
Figure 18 a. Kit d’éthylotest
La personne qui subit le test réalise les opérations suivantes :

1- expire un volume V d’air dans le sac jusqu'à le remplir;
2- applique le tube en verre sur l'ouverture du sac (figure 18 b);
3- dégonfle le sac pour faire passer le volume d’air expiré à travers
le tube.
Figure 18 b. tube en verre appliquée sur

l’ouverture du sac.
Si l'air expiré est chargé de vapeur d'éthanol C2H5OH, celle -ci est
oxydée en acide éthanoïque CH3COOH et les ions bichromate Cr2O72-
sont réduits en ions chrome (III) Cr3+ ce qui provoque un changement
de couleur du jaune orangé due à la présence des ions bichromate
Cr2O72- au vert due à la présence des ions chrome (III) Cr3+
(figure.18 c).
Figure 18 c. Dans le tube, le réactif

initialement jaune orangé, vire au vert
en présence d'alcool.
198
ANALYSE
LES DESALIPHATIQUES
ALCOOLS COMPOSES ORGANIQUES
SATURES
Exercice résolu
Enoncé
On dispose de deux monoalcools saturés (A) et (B) de masse molaire moléculaire égale à
74 g.mol-1. Par oxydation ménagée avec du permanganate de potassium KMnO4 en milieu acide, l'alcool
(A) donne un produit (A1) et l'alcool (B) donne un produit (B1). Les composés (A1) et (B1) donnent un
précipité jaune orangé avec la 2,4-dinitrophénylhydrazine (D.N.P.H.). Seul le composé (A1) réagit avec
le réactif de Shciff.
1. Donner la formule brute des alcools (A) et (B).

2. Déterminer les classes des alcools (A) et (B).
3. Trouver les formules semi-développées possibles pour les alcools (A) et (B) et donner leur nom.
4. En déduire les formules semi-développées possibles des produits d'oxydation (A1) et (B1). Déterminer
le nom de chacun de ces composés.
5. Trouver la formule semi-développée de l'alcool (C) isomère de (A) et qui résiste à l'oxydation ménagée
par le permanganate de potassium KMnO4 en milieu acide.
Solution
- Exploiter la formule générale des alcanes pour 1. La formule brute d'un alcool aliphatique
déterminer la formule générale des alcools saturé dérive de celle de l'hydrocarbure saturé
aliphatiques saturés. correspondant par substitution d'un atome
d'hydrogène par un groupement hydroxyle OH.
La formule brute d'un hydrocarbure saturé est
de la forme CnH2n+2; en conséquence la formule
brute de l'alcool correspondant est CnH2n+2 O.
Si M désigne la masse molaire des alcools (A)
ou (B) on a: M-18
M = 12 n + 2n + 2 + 16 n= .
14
D'où n = 4.
Les deux alcools (A) et (B) ont pour formule
brute C4H9OH.
199
La 2,4-D.N.P.H réagit aussi bien avec les 2. Pour déterminer la classe des alcools (A) et
aldéhydes qu'avec les cétones. (B) on procède à leur oxydation ménagée et on
détermine à l'aide des tests à la 2,4-D.N.P.H et
- Le réactif de Schiff permet de mettre en au réactif de Schiff la nature de la fonction
évidence seulement les aldéhydes. organique présente dans les produits (A1) et
(B1) obtenus.
Le composé (A1) réagit avec la 2,4-D.N.P.H et
le réactif de Schiff : le composé (A1) est un
aldéhyde donc l'alcool (A) est un alcool
primaire.
Le composé (B1) réagit avec la 2,4-D.N.P.H et
ne réagit pas avec le réactif de Schiff: le
composé (B1) est une cétone donc l'alcool (B)
est un alcool secondaire.
3. Les formules semi développées possibles
- Appliquer les règles de nomenclature des pour l'alcool (A) sont :
alcools.
CH3–CH2–CH2–CH2–OH : butan-1-ol
CH3–CH–CH2–OH : 2- méthylpropan-1-ol
CH3
La seule formule semi développée possible
pour l'alcool (B) est:
CH3-CHOH-CH2-CH3 : butan-2-ol
4. Les formules semi développées possibles
- Pour trouver le nom d'un aldéhyde utiliser les pour l'aldéhyde (A1) sont:
règles de nomenclature présentées pour les
et CH3–CH2–CH2–CHO : butanal
alcools en remplacent le préfixe "ol" par "al". CH –CH–CHO : 2- méthylpropanal
3
CH3
- Pour trouver le nom d'une cétone utiliser les
règles de nomenclature présentées pour les La seule formule semi développée possible
alcools en remplaçant le préfixe "ol" par "one". pour l'acétone (B1) est:
CH3-CH2-CO-CH3 : butan-2-one.
5. A la même formule brute C 4 H 9 OH
correspond un seul alcool tertiaire non oxydable
par oxydation ménagée :
c'est le 2-méthylpropan-2-ol.
CH3
CH3–C–OH
CH3
200
FICHE EXPERIMENTALE
DETERMINATION DE LA CLASSE D'UN ALCOOL

I But
Déterminer la classe d'un alcool par recours à la réaction d'oxydation par le permanganate de potassium
en milieu acide.
II EXPERIENCE
Dans trois tubes à essai numérotés I, II et III sont introduits dans un ordre aléatoire environ 1 mL de
butan-1-ol , de butan-2-ol et de 2-méthylpropan-2-ol . Verser ensuite dans chaque tube environ 10 mL
d'une solution de permanganate de potassium KMnO 4 de concentration molaire égale à
0,1 mol.L-1 préalablement tiédie et 2 mL d'une solution d'acide sulfurique H2SO4 de concentration molaire
égale à 1 mol.L-1. Homogénéiser le mélange à l'aide d'un agitateur en verre. La coloration violette
disparaît dans deux tubes et persiste dans le troisième.
Ajouter au contenu de chaque tube 10 mL de cyclohexane et agiter vigoureusement chaque mélange.
Laisser décanter et récupérer les phases organiques supérieures numérotées I', II' et III'.
Fractionner chaque phase organique en trois portions et tester chacune de ces portions à la D.N.P.H,
au réactif de Schiff et au réactif de Tollens.
III EXPLOITATION DES RESULTATS
1. Compléter le tableau suivant en indiquant si le test réalisé est positif ou négatif.
Phase organique I' II' III'
Test à la D.N.P.H
Test au réactif de Schiff
Test au réactif de Tollens
Préciser pour chaque test la coloration observée.

2. Identifier la classe de chaque alcool et associer à chaque tube à essai l'alcool qu'il renferme.
3. Ecrire l'équation chimique de la réaction globale d'oxydoréduction observée.
201
- Un alcool est un composé dont la molécule comporte le groupe hydroxyle -OH lié à un atome de
carbone ne formant que des liaisons simples avec des atomes de carbone ou d'hydrogène.
- Pour nommer un alcool il faut numéroter la chaîne carbonée la plus longue contenant le groupe
hydroxyle de telle sorte que la ce dernier soit portée par le carbone de plus faible indice.
- Il existe trois classes d'alcools: les alcools primaires, les alcools secondaires et les alcools tertiaires.
- La combustion complète des alcools donne du dioxyde de carbone et de l’eau.
- L'oxydation ménagée des alcools primaires peut se faire en deux étapes. L'alcool est d'abord
transformé en aldéhyde qui à son tour est oxydé en acide carboxylique.
- L'oxydation ménagée des alcools secondaires se fait en une seule étape et conduit à une cétone.
- Les alcools tertiaires ne subissent pas d'oxydation ménagée.
- tests des aldéhydes et des cétones
tests liqueur de fehling réactif de schiff réactif de tollens 2,4-DNPH
précipité rouge miroir précipité jaune

Aldéhyde coloration rose
brique argenté orange
précipité jaune
cétone rien rien rien
orange
202
Verifier ses acquis

1. Donner la formule générale d'un alcool aliphatique saturé.

2. Préciser le groupe caractéristique des alcools.
3. Pour nommer un alcool doit-on numéroter la chaîne carbonée la plus longue ou la chaîne carbonée
la plus longue comportant le groupe hydroxyle ?
4. Pour caractériser la présence d'un aldéhyde doit-on utiliser la 2,4-D.N.P.H ou le réactif de Schiff ?
5. L'oxydation ménagée des alcools secondaires conduit-t-elle à un aldéhyde ?
1. Le groupe fonctionnel alcool est - CO2H.

2. La formule générale d'un alcool aliphatique secondaire est de la forme R-CH(OH)2.
3. La 2,4-D.N.P.H permet de caractériser seulement la présence des aldéhydes.
4. L'oxydation ménagée d'un alcool tertiaire conduit à une cétone.
5. Les alcools primaires sont oxydables directement en acide carboxylique.

1. La combustion complète d'un alcool donne:
a) un aldéhyde et de l'eau,
b) une cétone et de l'eau,
c) de l'eau et du gaz carbonique.
2. L'acide butyrique ou butanoïque peut être obtenu par oxydation ménagée du:
a) butan-1-ol;
b) 2-méthylbutan-1-ol;
c) 2-méthylpropanal;
3. L’agent oxydant utilisée dans l’alcotest est:

a) l’ion permanganate;
b) l’ion bichromate;
c) le dioxygène;
4. La formule brute d’un alcool aliphatique saturé est:

a) CnH2n+1O
b) CnH2n+2O
c) CnH2nO
203
Exercice 1
Donner la formule semi-développée et le nom des alcools aliphatiques isomères de formule brute
C5H12O.
Exercice 2
Donner le nom des alcools suivants et préciser leur classe.
CH3
1) CH3 CH CH2 CH2 CH3 2) CH3 CH CH CH2 OH
CH2 OH CH2 CH3
CH3 CH3
3) CH CH CH C CH3 4) CH3 CH2 C CH CH CH
3 2 2 2 3
OH CH3 OH
CH3
5) HO C CH3
CH3
Exercice 3
Ecrire la formule semi-développée des alcools suivants en précisant leur classe.
1. 3-méthylbutan-2-ol.
2. 3,4,4-triméthylpentan-2-ol.
3. 4-méthylhexan-3-ol.
4. hexan-1-ol.
Exercice 4
La masse molaire d'un monoalcool (A) aliphatique saturé est égale à 60 g.mol-1.
1. Déterminer la formule brute de (A).
2. L'oxydation ménagée de (A) donne d'abord un produit (B) qui rosit le réactif de Schiff puis un composé
(C) qui fait rougir un papier indicateur de pH. Ecrire la formule semi-développée de l'alcool (A) et
préciser sa classe.
3. Ecrire les formules semi-développées de (B) et de (C).
204

Exercice 5
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de combustion du pentan-3-ol.
2. Déterminer la masse de dioxyde de carbone CO2 et la masse d'eau produite par la combustion totale
de 1,76 g de cet alcool.
3. Déterminer le volume de dioxygène nécessaire à cette combustion. Le volume molaire des gaz dans
les conditions de l'expérience est égal à 24 L.mol-1.
Exercice 6
L'oxydation ménagée, par le permanganate de potassium KMnO4 en milieu acide, d'un alcool (A) de
formule brute C5H12O donne un composé (B) de formule brute C5H10O.
Le composé (B) donne un précipité jaune orangé avec la 2,4-D.N.P.H et ne réagit pas avec le réactif
de Schiff.
1. Préciser les groupes fonctionnels des composés (A) et (B).
2. Ecrire l'équation chimique de la réaction globale d'oxydoréduction en utilisant pour les composés (A)
et (B) les formules brutes.
3. Ecrire les formules semi-développées possibles pour (A) et pour (B).
Exercice 7
On fait réagir 0,5 mole d'un composé (A) liquide de formule brute C 4H 10O avec 0,05 mol d'ions
permanganate en milieu acide. Le composé (A) est transformé en un composé (B) qui forme un précipite
jaune avec la 2.4 DNPH et ne réagit ni avec la liqueur de Fehling ni avec le réactif de Tollens.
1. Préciser le groupe fonctionnel du composé (B).
2. Déterminer la formule semi-développée et le nom de (B).
3. En déduire la formule semi-développée et le nom de (A).
4. a) Ecrire la demi-équation associée au couple rédox (B)/(A).
b) Ecrire l'équation chimique de la réaction d'oxydation du composé (A) par les ions permanganate
en milieu acide.
c) Pourquoi faut-il travailler en milieu acide?
d) Déterminer la masse du composé (B) obtenue à la fin de la réaction.
Exercice 8
A 10 mL du sérum d'un automobiliste contenant de l'éthanol C2H5OH on ajoute un excès d'une solution
acidifiée de permanganate de potassium de concentration molaire égale à 0,05 mol.L-1.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction d'oxydoréduction qui a lieu.
2. Sachant qu'on a utilisé 10 mL de la solution de permanganate de potassium et qu'à la fin de la réaction
il reste 2,5.10-4 mol du réactif oxydant, chercher la masse d'éthanol par litre de sérum.
205
DOCUMENT
LES MEFAITS DE L'ETHANOL
Les méfaits de l'éthanol sont dus à l'alcool lui-même et à ses produits de dégradation l'éthanal CH3CHO
et l'acide éthanoïque CH3CO2H produits au sein de l'organisme. En effet au cours du métabolisme
l'éthanol est oxydé en éthanal par l'alcool déshydrogénase qui nécessite la présence du Nicotinamide
+
Adénine Dinucléotide (NAD ). Grace à l'aldéhyde déshydrogénase l'éthanal est oxydé en acide
éthanoïque qui est transformé au niveau du cycle de Krebs en acétylcoenzyme A une entité favorisant
les réactions d'acétylation.
Ces produits sont dangereux et très toxiques. En effet l'éthanol agit surtout sur le système nerveux
central en tant que dépresseur et peut entraîner des somnolences ou des comas par suite du blocage
du message nerveux.
L'éthanal provoque des maux de tête, des tachycardies et des hypotensions pouvant entraîner
l'évanouissement.
D'autre part l'association d'une prise de médicaments avec l'alcool est fortement déconseillée à cause
des interactions possibles entre l'éthanol ou l'un de ses produits de dégradation avec les principes
actifs de ces produits. En effet s'il y a présence simultanée des médicaments métabolisables par
l'alcool déshydrogénase et l'éthanol, l'enzyme transforme en priorité l'alcool ce qui provoque un
accroissement de la concentration du médicament pouvant avoir des effets néfastes sur la santé des
individus. D'autre part la présence de l'acétylcoenzyme A peut être à l'origine de la réaction d'acétylation
de certaines formes pharmaceutiques rendant ces dernières sans effet thérapeutique ou même très
toxiques comme c'est le cas par exemple de l'isoniazide utilisé pour le traitement de la tuberculose.
206
CH +
4 2O
1 2
Chapitre N° 11
LES ACIDES CARBOXYLIQUES
ALIPHATIQUES SATURES
Des fourmis
Les fourmis secrètent de l'acide formique. Quelle est la formule de cet

acide? Quelles sont les propriétés des composés de la même famille
que cet acide?
207
Plan
I PRESENTATION DES ACIDES CARBOXYLIQUES
II PROPRIETES CHIMIQUES DES ACIDES CARBOXYLIQUES
Objectifs
- Nommer un acide carboxylique;
- Reconnaître la fonction acide carboxylique;
- Citer les principales propriétés chimiques d'un acide carboxylique.

Corriger, s'il y a lieu, les affirmations incorrectes.
- Nomenclature des alcanes
1. Le nom d'un alcane se termine par le suffixe "ane".

2. La formule semi-développée du 2,2-diméthylbutane est :
CH3-CH-CH-CH3
CH3 CH3
3. La formule semi-développée du 4-méthylpentane est:
CH3-CH2-CH2-CH-CH3
CH3
4. Le 2,2-diméthylpropane et le 2-méthylbutane sont deux composés isomères.
- Solutions électrolytiques, solutions acides, acides forts et acides faibles
1. Un électrolyte est tout corps composé dont la solution aqueuse conduit mieux le
courant électrique que l'eau pure.
2. Une solution aqueuse électrolytique ne renferme pas d'ions.
3. Une solution acide contient davantage d'ions hydronium H3O+ que l'eau pure.
4. Un acide fort s'ionise partiellement dans l'eau.
5. Un acide faible s'ionise totalement dans l'eau.
208
LES ACIDES CARBOXYLIQUES ALIPHATIQUES SATURES
LES ACIDES CARBOXYLIQUES

ALIPHATIQUES SATURES
I PRESENTATION DES ACIDES CARBOXYLIQUES
I.1. STRUCTURES DES ACIDES CARBOXYLIQUES
Les monoacides carboxyliques sont des composés organiques oxygénés renfermant dans leurs molécules
du carbone et de l'hydrogène en nombre variable et seulement deux atomes d'oxygène.
Leur formule brute est CxHyO2. Ces composés contiennent tous le groupe:
OH
Ce groupe, appelé groupe carboxyle, peut être aussi écrit sous la forme: COOH ou CO2H.
La formule générale d'un acide carboxylique est:
R C
OH
Pour les acides carboxyliques aliphatiques saturés, le groupe R est soit un atome d'hydrogène soit un
groupe hydrocarboné (CnH2n+1).
La formule générale d'un acide carboxylique aliphatique saturé est: CnH2n+1COOH.

soit CnH2nO2
Exemple
Nous présentons ci-dessous quelques exemples d'acides carboxyliques aliphatiques saturés.
H-COOH CH3-COOH CH3-CH2-COOH
La figure 1 donne une représentation spatiale de l'acide de formule H-CO2H et de l'acide de formule
CH3-CH2-CO2H par les modèles éclatés et compacts.
209
(a) (c)
(b) (d)
Figure 1. Modèles de molécules d’acides
acide de formule H-CO2H acide de formule CH3-CH2-CO2H

(a) modèle éclaté (c) modèle éclaté
(b) modèle compact (d) modèle compact
Remarque
Une molécule organique peut présenter plusieurs groupes carboxyles -COOH : on dit qu'il s'agit d'un
polyacide.
Exemple
Le composé de formule semi développée HOOC-COOH (appelé couramment acide oxalique) est un
diacide.
On se limitera dans ce qui suit à l'étude des propriétés des monoacides carboxyliques aliphatiques
saturés.
I.2. QUELQUES PROPRIETES PHYSIQUES DES ACIDES CARBOXYLIQUES
A la température ordinaire les acides carboxyliques aliphatiques saturés dont la chaîne carbonée comporte
moins de neuf atomes de carbone sont des liquides incolores, d'odeur désagréable et piquante. En
revanche les acides, dont la chaîne carbonée comporte plus de neuf atomes de carbone, sont solides.
Les acides carboxyliques de faible masse molaires sont miscibles à l'eau en toutes proportions; c'est le
cas par exemple de l'acide éthanoïque CH3CO2H ou de l'acide propanoïque CH3-CH2-CO2H.
210
I.3. STRUCTURE DES ACIDES CARBOXYLIQUES

La caractéristique structurale commune à tous les acides carboxyliques est la présence du groupe
carboxyle -COOH. La figure 2 précise les caractéristiques géométriques du groupe carboxyle. Les centres
de l'atome de carbone du groupe carboxyle et des trois atomes qui lui sont liés sont dans un même plan.
Figure 2 .Structure du groupe carboxyle
La longueur de la liaison double carbone oxygène est de 120 pm et celle de la liaison simple carbone
oxygène est de 134 pm (1 pm = 10-12 m).
I.4. NOMENCLATURE DES ACIDES CARBOXYLIQUES

Le nom d'un acide carboxylique s'obtient en remplaçant le ''e'' final de l'alcane de même chaîne carbonée
par le suffixe ''oïque''.
Le début du nom est choisi selon le nombre d'atomes de carbone formant la chaîne carbonée principale.
Pour déterminer le nom de l'acide carboxylique on convient:
a) de choisir comme chaîne principale la chaîne linéaire la plus longue contenant le groupe
carboxyle -COOH ;
b) de la numéroter en attribuant l'indice 1 au carbone du groupe carboxyle;
c) d'indiquer, s'il y a lieu, le nom et la position des groupes alkyles greffés sur la chaîne principale.
Exemples
4 3 2 1 3 2 1
CH3–CH2–CH2–COOH CH3–CH–COOH
(a) (b)
acide butanoïque CH3
acide 2-méthylpropanoïque
5 4 3 2 1 4 3 2 1
CH3–CH2–CH2–CH2–COOH CH3–CH2 – CH–COOH
(c) (d) CH3
acide pentanoïque acide 2-méthylbutanoïque
4 3 2 1 CH3
3 2 1
CH3–CH–CH2–COOH
(e) (f) CH3–C–COOH
CH3
CH3
acide 3-méthylbutanoïque acide 2,2-diméthylpropanoïque
211
Nous pouvons remarquer que le chiffre introduit dans le nom de l'acide carboxylique correspond à la
position de la ramification sur la chaîne principale. Le nom de l'acide carboxylique est toujours précédé
du mot acide.
Remarques
- Les acides (a) et (b), de même formule brute C4H8O2, présentent des chaînes carbonées différentes : ce
sont des isomères de chaîne. Il en est de même pour les acides (c), (d) d’une part , (e) et (f) d’autre part.
- Les acides carboxyliques aliphatiques saturés ne présentent pas d'isomère de position car le groupe
fonctionnel carboxyle est toujours porté par le carbone numéro 1.
- On emploie souvent pour désigner certains acides des noms qui se rapportent soit à leur origine soit
à leur odeur : ce sont des noms usuels. Dans le tableau 1 ci-dessous sont mentionnés les noms usuels
et les origines de quelques acides.
Formule
Nom systématique Nom usuel Origine
semi-développée
HCOOH Acide méthanoïque Acide formique Fourmis
CH3-COOH Acide éthanoïque Acide acétique Vinaigre (latin: acetum)
CH3-CH2-COOH Acide propanoïque Acide propionique Premier gras (grec : protos pion)
CH3-(CH2)2-COOH Acide butanoïque Acide butyrique Beurre (latin : butyrum)
CH3-(CH2)3-COOH Acide pentanoïque Acide valérique Valériane
CH3-(CH2)10-COOH Acide dodécanoïque Acide laurique Laurier
CH3-(CH2)14-COOH Acide héxadécanoïque Acide palmitique Palmiste
CH3-(CH2)16-COOH Acide octadécanoïque Acide stéarique Graisse (grec :stear)
Tableau 1. Noms usuels de quelques acides carboxyliques.
Enoncé
1. Donner les noms des acides carboxyliques suivants:
CH3 O CH3 O
CH3 C C CH3 CH CH CH2 C
CH3 CH2 OH CH3 CH2 OH
2. Ecrire la formule semi-développée des acides carboxyliques suivants :

a) acide 2,2, 4- triméthylpentanoïque.
b) acide 3-éthyl 2-méthylpentanoïque.
212
Solution
1.
CH3 O CH3 CH2 CH3 O

6 5
CH3 C C CH3 CH CH CH2 C
2 1 4 3 2 1
CH3 CH2 OH OH
4 3
acide
acide 2,2-diméthylbutanoïque
2,2-diméthylbutanoïque acide acide 3,4-diméthylhexanoïque
3,4-diméthylhexanoïque
2. Les formules semi-développées des composés a) et b) sont respectivement:
CH3 CH3
5 4 3 2 1 5 4 3 2 1
H3 C - CH - CH2 - C- COOH H3 C - CH2 - CH - CH- COOH
CH3 CH3 CH2 CH3
II PROPRIETES CHIMIQUES DES ACIDES CARBOXYLIQUES

II.1. IONISATION DANS L’EAU
II.1.1. Mise en évidence de la réaction de dissociation ionique dans l'eau

Réaliser le montage ci-dessous comportant en série un générateur G de tension continue, un interrupteur

K, un milliampèremètre A et un électrolyseur à électrodes en graphite (fig.2).
verser dans l’électrolyseur de l’eau pure, fermer l’interrupteur et mesurer l’intensité I0 .
Vider l’électrolyseur et verser 100 mL d'une solution (S1) d'acide éthanoïque CH3COOH de concentration
molaire égale à 0,01 mol.L-1 .
L'intensité I1 du courant électrique mesurée par le milliampèremètre est supérieure à I0.
Remplacer la solution d'acide éthanoïque par 100 mL d'une solution (S2) d'acide chlorhydrique de même
concentration molaire.
L'intensité I2 du courant mesurée est nettement supérieure à I1.
solution d’acide
solution aqueuse
chlorhydrique
d’acide éthanoïque
0,01 M
0,01 M
A A
I1 E1 I2 E2
G G
K K
Figure 2. Mise en évidence de la conductibilité électrique des solutions

d'acide éthanoïque et d'acide chlorhydrique.
Remarque
Prendre soin de rincer les électrodes et de les sécher avant de les introduire dans la solution d'acide.
213
b. Interprétation
La solution aqueuse d'acide éthanoïque conduit le courant électrique mieux que l’eau pure, elle contient
donc des ions en quantité non négligeable. En effet au contact de l'eau l'acide éthanoïque s'ionise. Des
molécules d'acide cèdent chacune un ion hydrogène H+ à une molécule d'eau selon:
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-.
D'autre part à concentration molaire égale la conductibilité électrique de la solution (S 2) d'acide

chlorhydrique est nettement plus importante que celle de la solution (S1). On en déduit que la concentration
des ions est nettement plus importante pour l'acide chlorhydrique que pour l'acide éthanoïque. On sait
que l'acide chlorhydrique est un acide fort, totalement ionisé dans l'eau. On en déduit que l'acide
éthanoïque est un acide faible : son ionisation dans l'eau est très limitée. Dans la solution d'acide
éthanoïque il existe de l'eau, de l'acide éthanoïque sous forme moléculaire CH3COOH, des ions hydronium
H3O+, des ions hydroxydes OH- et des ions éthanoate CH3CO2-. Pour indiquer la coexistance des entités
citées, on écrit l’équation qui symbolyse la transformation de l’acide dans l’eau comme suit:
CH3COOH + H2O ' H3O+ + CH3COO-.

c. Généralisation
Des expériences similaires montrent que tous les acides carboxyliques sont des acides faibles en solution
aqueuse. L'équation chimique de la réaction d'ionisation de ces acides est:
R-COOH + H2O ' H3O+ + R-COO-.
II.2. PROPRIETE ACIDE

II.2.1. Action sur le bleu de bromothymol (B.B.T)
Ajouter quelques gouttes de BBT dans un tube

à essai contenant une solution aqueuse d'acide
éthanoïque de concentration 0,1 mol.L-1 environ.
a
Noter le changement de couleur de la solution
de B.B.Tdu vert au jaune (fig. 3).
Fig. 3. Mise en évidence de l'action des acides carboxyliques sur le BBT.

a) solution d’acide éthanoïque ; b) solution de BBT ; c) mélange
214
b. Interprétation
La solution d'acide éthanoïque contient en plus des molécules d'acide éthanoïque CH3COOH et de l'eau,
des ions hydronium H3O+ et des ions éthanoate CH3COO-.
Ce sont les ions hydronium H3O+ présents dans la solution qui provoquent le changement de couleur
du bleu de bromothymol du vert au jaune.
c. Généralisation
Toutes les solutions aqueuses d'acide carboxylique font virer le bleu de bromothymol du vert au jaune.
II.2.2. Action sur les métaux
a. Action sur le zinc
α . Expérience et observation
Introduire de la grenaille de zinc dans un tube à essai contenant une solution aqueuse diluée d'acide
éthanoïque.
Des bulles de gaz apparaissent sur les grains de la grenaille de zinc (fig.4a). Le gaz dégagé
provoque une détonation au contact d'une flamme (fig.4b).
(a) (b) (c)
Figure 4. a) Réaction entre une solution aqueuse d'acide éthanoïque et le zinc

b) Identification du dihydrogène gaz.
2+
c) Mise en évidence des ions Zn .
Après avoir laissé la réaction se poursuivre quelques temps, filtrer le contenu du tube et ajouter au filtrat
quelques gouttes d'une solution d'hydroxyde de sodium.
Noter la formation d'un précipité blanc gélatineux (fig.4c).
215
Le gaz dégagé est du dihydrogène H2. Il ne peut provenir que de la réduction des ions hydronium H3O+.
Le précipité blanc gélatineux est de l'hydroxyde de zinc Zn(OH)2 qui caractérise la présence d'ions Zn2+
qui ne peuvent provenir que du zinc métallique Zn. L'équation chimique de la réaction observée est :
Zn (sd) + 2 H3O+ Zn2+ + H2 (g) + 2 H2O.
b. Action sur le Fer

L'expérience précédente peut être réalisée en remplaçant la grenaille de zinc par de la limaille de fer.
On obtient un dégagement de dihydrogène H2 et il se forme des ions fer (II) Fe2+ qui peuvent être mis
en évidence par action d'une solution d'hydroxyde de sodium en donnant lieu à un précipité vert
d'hydroxyde de fer Fe(OH)2.
L'équation chimique de la réaction observée est :
Fe (sd) + 2 H3O+ Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O.
c. Généralisation
Les ions hydronium H3O+ présents dans les solutions aqueuses d'acides carboxyliques réagissent avec
les métaux plus réducteurs que le dihydrogène tels que le zinc Zn, le fer Fe, l'aluminium Al, etc. Il se
forme les ions métalliques correspondants Zn2+, Fe2+, Al3+, etc. et du dihydrogène gaz.
Enoncé
On fait réagir une solution aqueuse d'acide méthanoïque avec de l'aluminium métallique Al. Il se dégage
un gaz.
1. Identifier le gaz dégagé.
2. Ecrire l'équation chimique de la réaction qui se produit
3. Calculer la masse d'aluminium disparue sachant que le volume de gaz dégagé est égal à 1,2 L.
4. Calculer la masse du méthanoate d'aluminium Al(HCO2)3 obtenu.
Données : le volume molaire des gaz dans les conditions de l'expérience est égal à 24 L.mol-1.
MAl = 27 g.mol-1, MC = 12 g.mol-1, MO = 16 g.mol-1 et MH = 1 g.mol-1 .
Solution
1. L'aluminium métallique Al est plus réducteur que le dihydrogène H2. L'action d'une solution d'acide
méthanoïque sur ce métal donne du dihydrogène gaz.
2. L'équation de la réaction chimique est :
2 Al(sd) + 6 HCO2H 3 H2 (g) + 2 Al3+ + 6 HCO2-
216
3) d'aprés l'équation de la réaction
n(Al) disparu n(H2)formé (mAl)disparu V(H2)formé
= d'où ; =
2 3 2×MAl 3× VM
2×M(Al) × V(H2)formé
m(Al)disparu =
3× VM
A.N:
m(Al)disparu = 2×27×1,2 = 0,9 g
3× 24
4) d'aprés l'équation de la réaction
nAl(HCOO) n(H2)formé mAl(HCOO) V(H2)formé
3
= d'où ; 3
=
2 3 2×MAl(HCOO) 3× VM
3
2×MAl(HCOO) × V(H2)formé
mAl(HCOO) = 3
3 3× VM
mAl(HCOO) = 2×162×1,2 = 5,4 g
3 3× 24
II.3. REACTION AVEC LES ALCOOLS: REACTION D’ESTERIFICATION
II.3.1. Réaction de l'acide éthanoïque avec le butan-1-ol

Introduire, dans un erlenmeyer, 75 mL environ d'acide éthanoïque CH3COOH et 12 mL de butan-1-ol, puis
verser avec précaution 1 mL environ d'acide sulfurique de concentration molaire égale à 2,5 mol.L-1.
Boucher l'erlenmeyer à l'aide d'un bouchon muni d'un réfrigérant à air pour éviter l’évaporation des réactifs
et placer l'ensemble dans un bain-marie chaud pendant une dizaine de minutes. Agiter le mélange de
temps en temps. Verser ensuite le mélange dans un verre à pied contenant de l'eau salée froide puis
agiter. Laisser décanter pour séparer les deux phases incolores. Prélever quelques millilitres de la phase
supérieure et noter que la solution contenue dans cette phase a une odeur caractéristique de la banane
Figure 5. Réaction de l'acide éthanoïque avec le butan-1-ol.
217
b. Interprétation
Le composé liquide, insoluble dans l'eau salée et ayant l'odeur de la banane, est l'éthanoate de butyle
CH3-COO-(CH2)3-CH3 qui se forme en même temps que l'eau. L'équation chimique de la réaction observée
est :
O O
CH3 C + H O CH2 CH3 CH3 C + H2O (1)
OH 3 O CH2 CH3
3
acide éthanoïque butan-1-ol éthanoate de butyle eau
La réaction (1) est une réaction d'estérification. Elle est appelée ainsi car elle conduit à la formation d’un
composé renfermant le groupe:
O R'
Tout composé renfermant ce groue est un ester. La formule générale d'un ester est :
R C
O R'
où R' est un groupe hydrocarboné. R peut être un atome d'hydrogène ou un groupe hydrocarboné.
II.3.2. Généralisation
Des expériences similaires à la précédente montrent qu'un acide carboxylique R-COOH réagit avec un
alcool R'OH pour donner de l'eau et un ester de formule R-COOR'.
R-COOH + HO-R' R-COOR' + H2O.
Remarque
Les esters possèdent une odeur agréable. Il sont couramment employés comme des arômes dans
l'industrie agro-alimentaire. On donne ci dessous quelques esters courants ainsi que les acides et les
alcools qui permettent de les obtenir (tableau 2).
218
Acide Alcool Ester Odeur
CH3-COOH CH3-(CH2)3-OH CH3-COO-(CH2)3- CH3 Banane
CH3-(CH2)2-COOH CH3-CH2-OH CH3- (CH2)2-COOCH2CH3 Ananas
CH3-COOH CH3-(CH2)4-OH CH3-COO-(CH2)4-CH3 Poire
CH3-COOH CH3-(CH2)7-OH CH3-COO-(CH2)7-CH3 Orange
Tableau 2. Exemple d'esters courants
II.3.3. Caractères de la reaction d’esterification

a. L’estérification est une réaction lente
Dans l’expérience précédente, en présence de l’acide sulfurique et en chauffant le mélange réactionnel,

il a fallu attendre environ 10 minutes pour commencer à sentir l’ odeur agréable caractéristique de l’ester.
En l’absence de l’acide sulfurique et à froid, la réaction peut prendre des heures voir des jours pour arriver
à sa fin. Cette observation montre que la réaction d’estérification est lente.
b. L’estérification n’est pas totale
Un suivi quantitatif de cette réaction,en partant d’un mélange initial comportant 1 moL d’acide éthanoïque
et 1 mol de butan-1-ol, donne les résultats suivants:
éthanoate
acide éthanoïque butan-1-ol eau
d’éthyle
mélange initial 1 mol 1 mol 0 0
mélange final 0,33 mol 0,33 mol 0,66 mol 0,66 mol
Ces résultats montrent que la réaction n’est pas totale; elle ne transforme pas totalement les réactifs en
produits.
Remarque : L’hydrolyse d’un ester
phase phase
organique organique
(a) système chimique constitué d’un mélange (b) le même système après une certaine durée
d’ester et d’eau
219
La diminution de l’épaisseur de la couche organique montre que l’ester s’est transformé lentement. Un
papier pH introduit dans la phase aqueuse indique que cette dernière est devenue acide. Le mélange
d’ester (éthanoate d’éthyle) et d’eau conduit à la formation d’un acide carboxylique (acide éthanoïque)
et d’un alcool (éthanol).La réaction d’estérification (1) est limitée par la réaction d’hydrolyse (2) de l’ester,
qui se fait spontanément dès l’apparition de l’ester et l’eau dans le mélange.
CH3-COO-(CH2)3-CH3 + H2O CH3-COOH + HO-(CH2)3-CH3 (2)
pour rendre compte du caractère limité de la réaction d'estérification on la note avec une double
flèche qui signifie que la réaction d’estérification est limité par la réaction d’hydrolyse.
CH3-COOH + HO-(CH2)3-CH3 ' CH3-COO-(CH2)3-CH3 + H2O
c. Généralisation
D'une manière générale les acides carboxyliques réagissent sur les alcools pour donner des esters et
de l'eau selon une réaction lente et limitée. La réaction d'estérification aboutit à un système en équilibre
dynamique où coexistent l'acide, l'alcool, l'eau et l'ester correspondant en proportions constantes.
L'équation chimique de la réaction d'estérification est :
RCOOH + R'OH ' H2O + RCOOR'.
Les groupes hydrocarbonés R et R' peuvent être identiques ou différents.
Exercice résolu
Enoncé
L'acide butyrique est un acide carboxylique aliphatique saturé à chaîne carbonée non ramifiée et dont la
masse molaire est égale à 88 g.mol-1.
1. Déterminer sa formule brute.
2. Donner la formule semi-développée et le nom des acides isomères correspondant à cette formule brute.
3. Identifier l'acide butyrique.
4. Une solution aqueuse (S) est obtenue en faisant dissoudre de l'acide butyrique dans de l'eau. Ecrire
l'équation chimique de la réaction d'ionisation de cet acide dans l'eau.
5. On fait réagir un excès de la solution (S) avec 2,8 g de fer métallique.
a) Ecrire l'équation chimique de la réaction.
b) Calculer le volume de gaz dégagé à la fin de cette réaction.
6. On fait réagir l'acide butyrique avec l'éthanol à 60°C et en présence de quelques gouttes d'acide
sulfurique de concentration 2 mol.l-1.
a) Ecrire l'équation chimique de la réaction qui se produit.
b) Donner les caractéristiques de cette réaction.
c) Préciser le rôle joué par l'acide sulfurique.
Données : Les masses molaires atomiques en g. mol-1 sont : H = 1; C = 12; O = 16 et Fe = 56.
Le volume molaire des gaz dans les conditions de l'expérience est VM = 24 L. mol-1.
220
- Exploiter la formule brute des acides 1. L'acide butyrique est un acide carboxylique
carboxyliques aliphatiques saturés. Cette aliphatique saturé, sa formule brute est
formule est: CnH2nO2. CnH2nO2. Si M désigne sa masse molaire on
a:
M = (12 x n) + (2 x n) + 32 = 14.n + 32 = 88.
D'où n = 4.
La formule brute de l'acide butyrique est:
C4H8O2 .
2. Les formules semi-développées des acides
correspondant à C4H8O2 sont:
acide 2-méthylpropanoïque.
-Appliquer les règles de nomenclature des
acides carboxyliques. CH3
H3 C - CH - COOH
CH3-CH2- CH2-COOH: acide butanoïque;
3. Comme l'acide butyrique est à chaîne

carbonée non ramifiée, il s'agit donc de
- Une équation chimique correctement écrite l'acide butanoïque.
doit être électriquement neutre et doit
conserver le nombre de mole d'atomes de 4. L'équation chimique de la réaction
chaque élément. d'ionisation de l'acide butyrique dans l'eau
est:
-
C4H7CO2H + H2O ' H3O+ + C4H7CO2 .
5.
a) Fe(sd) + 2 H3O+ Fe2+ + H2 (g) + 2 H2O.
b) D'après l'équation de la réaction:
n(Fe) = n( H2) soit:
mFe VH2 V .m
= d'ou VH = M Fe
MFe VM 2 MFe
A.N
- L'équation chimique de la réaction 24×2,8
VH = = 1,2 L
d'estérification est écrite avec une double 2 56
flèche car la réaction d'estérification est
limitée. 6. a) L'équation chimique de la réaction
d'estérification est:
C4H7CO2H + C2H5OH ' C4H7CO2 C2H5 +H2O.
b)La réaction entre l'acide butyrique et
l'éthanol est une réaction d'estérification. Elle
est lente et limitée.
c)L'acide sulfurique joue le rôle de catalyseur.
221
- Un monoacide carboxylique est un composé organique dont la molécule comporte le groupe carboxyle
-COOH;
- Un acide carboxylique aliphatique saturé a pour formule générale R-COOH où R est un groupe
alkyle.
- Le nom systématique d'un acide carboxylique s'obtient en remplaçant le "e" final de l'alcane de
même chaîne carbonée par le suffixe ''oïque''et en faisant précéder l'ensemble du mot acide .
- Les acides carboxyliques sont des acides faibles en solution aqueuse.
- Une solution aqueuse d'acide carboxylique fait virer au jaune le B.B.T et réagit avec les métaux plus
réducteurs que le dihydrogène en donnant un dégagement de dihydrogène.
- Un acide carboxylique réagit avec un alcool pour donner un ester et de l'eau. La réaction d'estérification
est lente et limitée.
- http://fr.wikipedia.org/wiki/Acide_carboxylique
- http://e-qcm.net/quizz/2704660120/
222
Verifier ses acquis

1. Préciser le groupe qui caractérise les acides carboxyliques.
2. Donner la formule brute d'un acide carboxylique aliphatique saturé.
3. Pour nommer un acide carboxylique la chaîne principale choisie doit- elle contenir toujours le groupe
carboxyle?
4. Préciser la valeur de l'indice qu'on doit attribuer au carbone du groupe carboxyle lors de la numérotation
de la chaîne principale.
5. En solution aqueuse, les acides carboxyliques sont ils des acides forts ou des acides faibles?
6. Citer une expérience simple qui permet de mettre en évidence le caractère acide d'un acide
carboxylique.
7. Donner les caractères d'une réaction d'estérification.

1. La formule brute d'un acide carboxylique aliphatique saturé est R-CO2H où R est un groupe alkyle.
2. La formule brute de l'acide butanoïque est C4H6O2.
CH3
3. La formule semi-développée CH3 –C–CH2–COOH est celle de l'acide 2,2-diméthylbutanoïque.
CH3
4. Une solution aqueuse d'acide chlorhydrique conduit mieux le courant électrique qu'une solution
aqueuse d'acide méthanoïque.
5. Un clou en fer est attaqué par l'acide éthanoïque.
6. La réaction entre le méthanol et l'acide éthanoïque est lente et totale.
1. L'acide 2-méthylpentanoïque a pour formule brute:

a) C5H10O2;
b) C6H12O2;
c) C6H14O. CH3
2. La formule semi-développée suivante: CH3 –CH–CH2–CH–COOH
est celle de: CH2–CH3
a) acide 4-éthyl,2-méthylpentanoïque;
b) acide 3,5-diméthylhéxanoïque;
c) acide 2,4-diméthylhéxanoïque.
3. Au cours de la réaction avec l'eau un acide carboxylique:
a) s'ionise totalement;
b) ne s'ionise pas du tout;
c) s'ionise partiellement.
4. La réaction entre un alcool et un acide carboxylique est:

a) lente et totale;
b) instantanée et limitée;
c) lente et limitée.
223

Le volume molaire des gaz sera pris égal à 22,4 L.mol-1.

Exercice 1
Donner le nom des acides carboxyliques suivants.
2. CH3 –CH–CH–COOH
1. CH3 –CH2–COOH
CH3 CH3
CH3
CH2–CH3
3. CH3 –C–COOH
4. CH3 –C–CH2–CH2–CH3
CH2–CH2– CH3
COOH
Exercice 2
Ecrire la formule semi-développée des acides carboxyliques suivants.
1. Acide 2-méthylpropanoïque.
2. Acide 2-éthylbutanoïque.
3. Acide 2,2-diméthylhexanoïque.
Exercice 3
On fait réagir 50 cm3 d'une solution aqueuse d'acide méthanoïque de concentration molaire égale à
0,02 mol.L-1 avec du zinc en excès.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction observée.
2. Calculer la masse de zinc transformé.
3. Calculer le volume de dihydrogène dégagé.
Exercice 4
La valérique est une plante herbacée à fleurs roses ou blanches. Elle contient de l'acide valérique qui
est un monoacide carboxylique aliphatique saturé de masse molaire M = 102 g.mol-1.
1. Déterminer la formule brute de l'acide valérique.
2. Donner le nom systématique et la formule semi-développée des acides correspondant à cette
formule brute.
3. Identifier l'acide valérique sachant qu'il est à chaîne carbonée non ramifiée.
4. On fait réagir une mole d'acide valérique avec une mole de propan-2-ol à la température de 60°c et
en présence d'acide sulfurique de concentration molaire égale à 2,5 mol.L-1.
a) Ecrire l'équation chimique de la réaction.
b) A la fin de la réaction, la quantité d'ester formé est-elle égale ou inférieure à une mole?
Exercice 5
On fait réagir un monoacide carboxylique aliphatique saturé (A) avec le méthanol. On obtient de l'eau
et un ester de masse molaire M = 88 g.mol-1.
1. Déterminer la masse molaire de l'acide carboxylique (A).
2. En déduire sa formule semi-développée et son nom systématique.
3. Ecrire l'équation chimique de la réaction d'estérification.
224

Exercice 6
Soit un monoacide carboxylique aliphatique saturé à trois atomes de carbone.
1. Donner le nom et la formule semi-développée de cet acide.
2. On fait réagir cet acide carboxylique sur un alcool (A) saturé dont la molécule renferme n atomes
de carbone. On obtient un ester (E) et de l'eau.
a) Ecrire la formule brute de l'ester (E).

b) Calculer la masse molaire de l'ester (E) sachant qu'il contient 27,6% en masse d'oxygène.
c) En déduire la formule brute de l'alcool (A).
3. L'oxydation ménagée de l'alcool (A) fournit un produit qui donne un précipité jaune avec la D.N.P.H
et ne rosit pas le réactif de Schiff. En déduire la formule semi-développée et le nom de l'alcool (A).
Exercice 7
La combustion complète d'un échantillon d'acide butyrique de masse m égale à 1,35 g, fournit 2,70 g de
dioxyde de carbone CO2 et 1,10 g d'eau.
1. Calculer la masse de carbone, d'hydrogène et d'oxygène contenue dans cet échantillon.
2. En déduire la composition massique centésimale et la formule brute de cet acide.
3. Donner la formule semi-développée et le nom systématique des acides répondant à cette formule
brute.
4. Donner le nom systématique de l'acide butyrique sachant qu'il est à chaîne carbonée non ramifiée.
225
EXERCICE
EXERCICEDOCUMENTAIRE
DOCUMENTAIRE PREPARATION DE
L'ACIDE ACETIQUE
L'acide éthanoïque (CH3CO2H), appelé couramment acide acétique, est préparé industriellement
en grande quantité. Suivant les besoins on fabrique des solutions diluées d'acide acétique ou de
l'acide acétique pur.
On présente, ci-dessous quelques procédés utilisés pour la fabrication industrielle de l'acide acétique.
I. Oxydation ménagée de l'éthanal

L'acide acétique peut être obtenu par oxydation ménagée de l'éthanal (CH3CHO). Cette oxydation
est réalisée industriellement en faisant passer les vapeurs d'éthanal mélangées à de l'air sur un
catalyseur à base d'ions manganèse (II) Mn2+ maintenu à une température voisine de 80°C.
2 CH3CHO + O2 J 2 CH3COOH
Cette méthode permet d'obtenir directement de l'acide acétique presque pur.
II. Oxydation des hydrocarbures
Dans l'industrie on prépare de plus en plus de l'acide acétique par oxydation d'un mélange
d'hydrocarbures contenus dans l'essence légère.
Les réactions sont complexes et conduisent à un mélange de plusieurs produits dont l'acide acétique.
L'acide acétique pur est récupéré de ce mélange par une méthode de séparation appropriée.
III. Pyrolyse du bois
La pyrolyse du bois est sa décomposition sous l'effet de la chaleur et en absence d'air. Il se forme
des gaz combustibles, du charbon de bois, des goudrons et une phase qui contient 10% d'acide
acétique environ.
Question
Donner la signification de l’expression soulignée dans le texte.
226
DOCUMENT
LES ACIDES GRAS

I PRESENTATION
Les acides gras,principaux constituants des lipides, sont des acides carboxyliques à chaîne carbonée
plus ou moins longue (de 4 à 18 atomes de carbone pour les plus courants). Ils diffèrent également entre
eux par le type de liaisons qui réunissent leurs atomes de carbone: on dit qu'ils sont saturés lorsqu'ils
ne contiennent que de simples liaisons carbone-carbone et insaturés lorsqu'ils comptent au moins une
double liaison entre deux atomes de carbone. On connaît une quarantaine d'acides gras naturels, dont
les plus importants sont l'acide butyrique (ou butanoïque), que l'on trouve dans le beurre, l'acide palmitique
(huile de palme), l'acide stéarique (suif), l'acide linoléique (huile d'arachide) duquel est dérivé l'acide
arachidonique et l'acide linolénique (huile de bourrache). L'huile de tallol, un sous-produit du bois de pin
utilisé pour la pate à papier est une source importante d'acides gras. Les acides linolénique et linoléique
sont des acides gras dits essentiels: les animaux sont incapables de les synthétiser et doivent donc
obligatoirement les trouver dans leur alimentation.
II PROPRIETES PHYSICO-CHIMIQUES
Les acides gras ont généralement un goût aigre et une odeur prononcée. Ils sont insolubles dans l'eau,
mais solubles entre eux et dans les solvants organiques comme l'éther. A température ordinaire, les
acides gras insaturés sont liquides (huiles) et les acides gras saturés sont solides (graisses), à l'exception
des acides butyrique (C4H8O2) et caproïque (C6H12O2). Il est possible de transformer des huiles en
graisses par hydrogénation ce qui correspond à leur saturation. Cette opération est utilisée pour obtenir
les margarines à partir d'huiles végétales.
III PROPRIETES BIOLOGIQUES

Les acides gras jouent deux rôles physiologiques majeurs:
a) ce sont des constituants majeurs des membranes des cellules -avec le cholestérol-, car ils entrent
dans la composition des phospholipides et des glycolipides;
b) mis en réserve sous forme de triglycérides, ils constituent une importante réserve énergétique.
L'oxydation d'un acide gras produit environ 38 kilojoules par gramme, contre seulement environ 17kilojoules
par gramme pour les glucides. Chez les mammifères, les principaux sites de stockage des triglycérides
sont les cellules adipeuses (ou adipocytes).
IV UTILISATION
Les acides gras sont extrêmement importants en cosmétologie où ils entrent dans la composition de
très nombreuses matières premières: tensioactifs, esters gras, huiles et cires végétales ou animales,
etc. Par ailleurs,ils interviennent comme substances actives dans les formulations de détergents
biodégradables, de lubrifiants et d'épaississants pour peinture. Les acides gras connaissent également
de nouvelles utilisations: flottation des minerais (procédé qui utilise la différence de tension superficielle
entre éléments immergés dans l'eau afin de les séparer les uns des autres), fabrication de désinfectants,
de dessiccateurs pour vernis et de stabilisants à la chaleur pour les résines vinyliques. Enfin, ils sont
utilisés dans les plastiques revêtant le bois ou le métal de certaines pièces de voiture, telles que l'habillage
des épurateurs d'air et des garnitures intérieures.
D'après Encarta 2005
227
DOCUMENT
DU RAISIN AU VINAIGRE
Les principaux constituants du raisin sont les sucres qui peuvent constituer jusqu'au quart de la masse
du jus de raisin. Le glucose et le fructose (C6H12O6) sont les deux principaux sucres présents. La
fermentation alcoolique transforme les sucres du vin en éthanol C2H5OH sous l'action de certaines
levures telles que les saccharomyces cerevisiae.
C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2.
La teneur moyenne du vin en éthanol C2H5OH (qui est un alcool) est de 10% en volume environ alors
que dans le vinaigre cette proportion est nulle.
L'acide acétique n'est présent qu'à l'état de traces dans le vin, alors qu'il est le principal composé
organique du vinaigre puisqu'on peut trouver entre 80 et 110 g d'acide acétique par litre de vinaigre.
La teneur en acide acétique du vinaigre commercial est exprimée en degré acétique. Le degré acétique
exprime la masse d'acide dans 100 mL de solution de vinaigre. Un vinaigre à 5% contient donc 5 g
d'acide acétique dans 100 mL de solution.
228
CH +
4 2O
Chapitre N° 12 2
NOTION DE FONCTION ORGANIQUE
De nombreux produits organiques sont préparés à partir d'aldéhydes,

de cétones, d'acides carboxyliques et d'esters. Comment peut-on obtenir
ces réactifs de base à partir des alcools ?
229
Plan
I RAPPEL SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES ET INSATURES.
II LE GROUPE FONCTIONNEL.
III L’ISOMERIE DE FONCTION.
IV LES PRINCIPALES REACTIONS CHIMIQUES PERMETTANT DE PASSER D’UNE
FONCTION ORGANIQUE A UNE AUTRE.
Objectifs
- Reconnaître une fonction organique ;
- Distinguer quelques fonctions organiques ;
- Reconnaître des isomères de fonction ;
- Retrouver quelques transformations chimiques permettant de passer d'une fonction
organique à une autre.

Les hydrocarbures aliphatiques saturés et insaturés

1) Les alcanes sont des hydrocarbures aliphatiques saturés dont la chaîne carbonée ne
renferme que des liaisons simples carbone carbone et carbone hydrogène.
2) Les éthènes sont des hydrocarbures aliphatiques insaturés dont la chaîne carbonée
contient au moins une liaison triple carbone carbone.
3) Les éthynes sont des hydrocarbures aliphatiques insaturés dont la chaîne carbonée
renferme au moins une liaison double carbone carbone.
4) L'hydratation d'un éthène conduit à un alcool.
5) L'hydratation d'un éthyne conduit toujours à une cétone.
Les alcools
1) Les alcools aliphatiques saturés ont pour formule générale R-OH où R est un groupe
alkyle.
2) L'oxydation ménagée d'un alcool primaire, avec un excès d'oxydant, conduit à un acide
carboxylique.
Les aldéhydes et les cétones

1) Les aldéhydes et les cétones ont la même formule brute CnH2nO.
2) Les aldéhydes ont pour formule générale RCOH où R est un groupe alkyle.
3) Tout composé dont la chaîne carbonnée comporte le groupe C=O est une cétone.
4) Un aldéhyde et une cétone donnent un précipité jaune avec la 2,4-D.N.P.H.
5) Un aldéhyde rosit le réactif de Schiff.
Les acides carboxyliques

1) La formule générale d'un monoacide carboxylique est RCOOH où R est un groupe alkyle.
2) Un acide carboxylique peut être obtenu par oxydation ménagée d'une cétone.
230

I RAPPEL SUR LES HYDROCARBURES ALIPHATIQUES SATURES
ET INSATURES
Les hydrocarbures aliphatiques saturés et insaturés sont constitués par trois classes de composés.
I.1. LES ALCANES
I.1.1. définition
Ce sont les composés de formule brute CnH2n+2. Ces composés sont des hydrocarbures saturés :
ils ne comportent que des liaisons simples carbone carbone et carbone hydrogène.
Exemples :
CH3-CH-CH3
– le propane CH3-CH2-CH3 – le 2-méthylpropane CH3
Figure. 1: modèles moléculaires éclatés

(a) modèle du propane ; (b) modèle du 2-méthylpropane.
I.1.2. Réactivité chimique

Les principales réactions observées pour les alcanes sont de deux types:
a. Les réactions de combustion

Ce sont des réactions qui détruisent la chaîne carbonée en produisant de la vapeur d'eau et du dioxyde
carbone pour la combustion complète et du carbone et de l'eau pour la combustion incomplète.
Exemples :
– combustion complète du butane
2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) J 8 CO2 (g) + 10 H2O.
– combustion incomplète du butane
2 C4H10 (g) + 5 O2 (g) J 8 C (sd) + 10 H2O.
231
b. Les réactions de substitution
Ce sont des réactions au cours desquelles un ou plusieurs atomes d'hydrogène de la molécule de l'alcane
est remplacé par un ou plusieurs atomes monovalents (Cl, Br, etc.). Ces réactions ne modifient pas la
chaîne carbonée de la molécule de départ.
Exemple : réaction du méthane avec le dichlore
L'action du dichlore sur le méthane produit, dans certaines conditions, du chlorure d'hydrogène HCl et
un mélange de dérivés chlorés. Les équations chimiques de substitution à considérer sont :
CH4 (g) + Cl2 (g) J CH3Cl (g) + HCl (g)
CH3Cl (g) + Cl2 (g) J CH2Cl2 (g) + HCl (g)
CH2Cl2 (g) + Cl2 (g) J CHCl3 + HCl (g)
CHCl3 + Cl2 (g) JCCl4 (g) + HCl (g).
I.2. LES ETHENES ET LES ETHYNES

I.2.1. Définitions
Les éthènes (appelés aussi alcènes) sont des hydrocarbures aliphatiques insaturés présentant au
moins une liaison double carbone carbone et des liaisons simples carbone hydrogène. La formule
brute des éthènes ne contenant qu'une seule liaison double carbone carbone est CnH2n.
Exemples :
- le prop-1-ène CH3-CH= CH2
CH3
- le 2-méthylprop-1-ène CH3-C=CH2
Figure 2. modèles moléculaires éclatés

(a) modèle du propène (b) modèle du 2-méthylprop-1-ène .
232
Les éthynes (appelés aussi alcynes) sont des hydrocarbures aliphatiques insaturés présentant au
moins une liaison triple carbone carbone et des liaisons simples carbone hydrogène. La formule
brute des éthynes ne contenant qu'une seule liaison triple carbone carbone est CnH2n - 2.
Exemples :
- le propyne
HC C CH3
CH3
- le 3-méthylbut-1-yne HC C C H
CH3
Figure 3. modèles moléculaires éclatés

(a) modèle du propyne (b) modèle du 3-méthylbut-1-yne
I.2.2. Réactivité chimique

Les principales réactions observées pour les éthènes et les éthynes sont essentiellement des réactions
d'addition. Au cours de ces réactions des entités chimiques se fixent sur les atomes de carbone formant
la double liaison ou la triple liaison de l'éthène ou de l'éthyne.
Exemples :
La réaction d'addition de l'eau sur le prop-1-ène produit un mélange de deux alcools: le propan-2-ol
(composé majoritaire) et le propan-1-ol. L'équation chimique de la réaction qui conduit à l'alcool majoritaire
est :
OH
CH3-CH=CH2 + H2O J CH3-CH-CH3
Prop-1-ène Propan-2-ol
La réaction d'addition de l'eau sur le prop-1-yne produit de la propan-2-one. L'équation chimique de la

réaction est : O
H3 C C CH + H2 O CH3 C CH3
prop-1-yne propan-2-one
233
II LE GROUPE FONCTIONNEL
D'après les rappels cités ci-dessus et en considérant les chapitres 6, 7 et 8 développés précédemment
on peut noter que les composés organiques peuvent être classés en familles organiques possédant
chacune des propriétés chimiques particulières.
Ainsi les éthènes et les éthynes donnent essentiellement des réactions d'addition grâce à la présence
dans leurs molécules d'une double liaison ou d'une triple liaison carbone carbone.
Les alcools peuvent être oxydés en aldéhydes ou en cétone grâce à la présence du groupe hydroxyle
-OH.
Les propriétés acides des acides carboxyliques sont dues à la présence du groupe carboxyle -CO2H.
La double liaison ou la triple liaison carbone carbone, le groupe hydroxyle -OH ou le groupe carboxyle
-CO2H constituent des exemples de groupes caractéristiques appelés groupes fonctionnels.
Un groupe fonctionnel est constitué d'un ensemble d'atomes pouvant conférer à des molécules
de structure différentes des propriétés chimiques identiques.
Le tableau ci-dessous résume les principales fonctions organiques carbonées et oxygénées.

GROUPE
FAMILLE EXEMPLE
FONCTIONNEL
H3C CH CH2
ALCENES
suffixe caractéristique”ène” prop-1-ène
prop-1-ene
ALCYNES H3C C CH
suffixe caractéristique”yne” prop-1-yne
ALCOOLS CH3 CH2 CH2 OH

suffixe caractéristique "ol" propan-1-ol
H
ALDEHYDES propanal
suffixe caractéristique "al" CH3 CH2 C
O
O
CÉTONES
suffixe caractéristique "one" CH3 C CH3 propan-2-one
O
acide
ACIDES CARBOXYLIQUES CH3 CH2 C propanoïque
propanoic acid
suffixe caractéristique "oïque"
OH
O
ESTERS CH3 C O CH3
éthanoate de méthyle
234
Remarque
Les hydrocarbures aliphatiques saturés font partie de la famille organique des alcanes mais ne possèdent
pas de groupe fonctionnel. C'est pour cela qu'ils ne figurent pas dans le tableau précédent.
III L’ISOMERIE DE FONCTION

Les isomères de fonction sont des composés organiques qui présentent des groupes
fonctionnels différents greffés sur des chaînes carbonées de même nature.
Remarque
Deux chaînes carbonées sont dites de même nature si elles comportent le même nombre d'atomes de
carbone et d'hydrogène avec le même type d'enchaînement (linéaire ou ramifié).
Exemple
a) CH3-CH2-CH2-CHO
b) CH3-CH2-CO-CH3
Le butanal (a) et la butan-2-one (b) sont des isomères de fonction car ils ont la même formule brute
C4H8O et des groupes fonctionnels différents greffés sur la même chaîne linéaire à quatre atomes de
carbone. Le composé (a) est un aldéhyde, le composé (b) est une cétone.
Remarque
Un acide carboxylique et un ester de même formule brute sont des isomères de fonction s'ils présentent
le même type de chaîne hydrocarbonée (chaîne ramifiée ou linéaire).
Enoncé
On considère les composés suivants:
a) CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-OH; b) CH3-CH2-CO-CH2-CH3
c) CH3-CH2-CH2-CH2-CHO; d) CH3-CH2-CH-CH2-CH3
OH
Indiquer les composés isomères de fonction.
235
Solution
Les composés (b) et (c) de même formule brute C5H10O à chaîne linéaire sont aussi des isomères de
fonction. Le composé (b) est une cétone et le composé (c) est un aldéhyde.
L'étude des propriétés chimiques de quelques dérivés hydrocarbonés et oxygénés nous a permis de
montrer qu'il est possible de passer d'une fonction organique à une autre. Nous rappelons dans ce qui
suit les principales réactions rencontrées sans détailler les conditions opératoires.
IV LES PRINCIPALES REACTIONS CHIMIQUES QUI PERMETTENT DE PASSER

D’UNE FONCTION ORGANIQUE A UNE AUTRE
IV.1. TRANSFORMATION DES ETHENES EN ALCOOLS
Les éthènes donnent par addition de l'eau des alcools selon la réaction d'équation chimique :
CnH2n + H2O J CnH2n+1OH.
Ethène Alcool
Exemple
L'addition de l'eau sur le but-1-ène donne un mélange de deux alcools : le butan-2-ol (composé majoritaire)
et le butan-1-ol. L'équation chimique de la réaction qui conduit à l'alcool majoritaire est :
CH3- CH2 -CH=CH2 + H2 O J CH3-CH2-CH-CH3

OH
but-1-ène butan-2-ol
IV.2. TRANSFORMATION DES ETYNES EN DERIVES CARBONYLES
Les dérivés carbonylés sont des composés organiques monooxygénés dont la molécule contient le
groupe carbonyle C = O. On distingue deux familles de composés carbonylés: les aldéhydes et les
cétones. Quand le groupe carbonyle est lié à, au moins, un atome d'hydrogène le composé carbonylé
est un aldéhyde; quand il est lié à deux atomes de carbone le composé carbonylé est une cétone.
Les éthynes donnent par addition de l'eau des cétones à l'exception de l'éthyne (couramment appelé
acétylène) qui donne l'aldéhyde correspondant. L'équation chimique de la réaction est :
CnH2n-2 + H2O J CnH2n O.
Ethyne Cétone
236
Exemples
L'hydratation du but-1-yne conduit au butan-2-one selon la réaction d'équation chimique:
O
CH3 CH2 C CH + H2 O CH3 CH2 C CH3
but-1-yne butan-2-one
L'hydratation de l'éthyne conduit à l'éthanal selon la réaction d'équation chimique :

O
H C C H + H2 O CH3 C
éthyne
ethyne éthanal
H
IV.3. TRANSFORMATION DES ALCOOLS EN DERIVES CARBONYLES
Les alcools primaires donnent, par oxydation ménagée,lorsque l’oxydant est en défaut par rapport à
l’alcool, des aldéhydes. L'équation chimique de la réaction simplifiée est:
H O
oxydation ménagée
R C O H R C + H2 O
H H
Exemples
Exemple:
H O
oxydation ménagée
CH3 CH2 C O H CH3 CH2 C + H2 O
H H
propan-1-ol propanal
Les alcools secondaires donnent par oxydation ménagée une cétone selon l'équation chimique:
R2 R2
oxydation ménagée
R1 C O H R1 C O + H2 O
H
Exemples
Exemple:
CH3 CH3
oxydation ménagée
CH3 CH2 C O H CH3 CH2 C + H2 O
H O
butan-2-ol butan-2-one
IV.4. TRANSFORMATION DES ALCOOLS EN ACIDES CARBOXYLIQUES

Les alcools primaires donnent, par oxydation ménagée, des acides carboxyliques dans le cas où l'oxydant
est en excès par rapport à l'alcool. L'équation chimique de la réaction est:
237
H OH
oxydation ménagée
H C OH H C + H2 O
O
H
Exemples
Exemple:
H OH
oxydation ménagée
CH3 CH2 C OH CH3 CH2 C + H2 O
H O
propan-1-ol accide propanoïque
IV.5. TRANSFORMATION DES ALCOOLS EN ESTERS
Les acides carboxyliques réagissent avec les alcools pour donner des esters et de l'eau. L'équation
chimique de la réaction est:
OH
R1 C + H O R2 R1 C O R2 + H2 O
O
O
acide carboxylique alcool ester eau
Exemple
CH3-CH2-COOH + CH3-CH2-OH ' CH3-CH2-COO-CH2-CH3 + H2O

acide propanoïque éthanol propanoate d’éthyle eau
Exercice résolu
Premier exercice
Enoncé
La masse molaire d'un composé organique saturé (A) ne contenant rien d'autre que du carbone, de
l'hydrogène et de l'oxygène est égale à 74 g.mol-1.
1. Déterminer sa formule brute sachant qu'il contient une mole d'atomes d'oxygène par mole de molécule.
2. Ecrire les formules semi-développées correspondantes
3. Identifier les molécules qui présentent la fonction alcool et donner leurs noms.
4. Préciser les composés isomères de fonction.
238
Solution
- Les alcools aliphatiques et les éthers 1. Soit Cn H2n + 2O la formule brute de (A).
oxydes sont des composés monooxygénés. La masse molaire de (A) est M :
M = 12.n + 2n + 2 + 16 = 74. D'où: n = 4.
La formule brute de (A) est C4H10O.
2. Les formules semi-développées sont:
- Pour retrouver les formules semi CH3-CH2CH2-CH2-OH (a)
développées il faut se rappeler que le CH3-CH-CH2-OH (b)
carbone établit quatre liaisons et que CH3
l'oxygène établit deux liaisons.
CH3
CH3-C-OH (c)
CH3
CH3-O-CH2-CH2-CH3 (d)
- La formule générale d'un alcool est de la CH3-CH2-O-CH2-CH3 (e)
forme ROH CH -O-CH-CH (f)
3 3
CH3
3. les composés (a); (b) et (c) présentent la
fonction alcool.
(a) butan-1-ol
(b) 2-méthylpropan-1-ol
(c) 2-méthylpropan-2-ol
Deuxième exercice
Enoncé 2
L'oxydation ménagée d'un composé (A) à chaîne linéaire ne contenant que du carbone, de l'hydrogène
et de l'oxygène donne un composé intermédiaire (B) oxydable à son tour en un dérivé (C). L'action de
(C) avec le méthanol fournit un composé (D) de masse molaire moléculaire égale à 116 g.mol-1.
1. Identifier par leur fonction organique les composés (A), (B), (C) et (D).
2. Ecrire pour chacun de ces composés:
a) la formule brute générale en mettant en relief le groupe fonctionnel.
b) la formule semi-développée.
239
Solution
Méthode et conseils de résolution Solutions

- Seuls les alcools primaires sont oxydables en 1. Le composé (A) étant oxydable en deux
deux étapes successives. étapes successives: il s'agit d'un alcool primaire.
- Les aldéhydes sont oxydables en acide Le composé (B) étant oxydable en (C) ne peut
carboxylique. être qu'un aldéhyde.
Le composé (C) issu de l'oxydation de (B) est
un acide carboxylique.
L'action du méthanol sur (C) donne un ester.
2. a)
- Les groupes fonctionnels alcool, aldéhyde, La formule brute générale de (A) est:
acide carboxylique et ester sont successive- CnH2n + 1OH.
ment : R-OH, R-CHO, R-COOH et RCOOR'. -OH est le groupe fonctionnel alcool.
La formule brute générale de (B) est:
Cn-1H2n-1CHO.
-CHO est le groupe fonctionnel aldéhyde.
La formule brute générale de (C) est:
Cn-1H2n-1COOH.
-COOH est le groupe fonctionnel acide
carboxylique.
La formule brute générale de (D) est:
Cn-1H2n-1COOR
où R est un groupe méthyl. Soit donc:
Cn-1H2n-1COOCH3.
- La masse molaire est égale la somme des b) La masse molaire de (D) est :
M = 12 (n - 1) + (2n - 1) + 12 + 32 + 15 = 116.
masses molaires atomiques.
D'où: n = 5.
Les formules semi-développées des dérivés
(A), (B), (C) et (D) sont:
(A): CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-OH.
(B): CH3-CH2-CH2-CH2-CHO.
(C): CH3-CH2-CH2-CH2-COOH.
(D): CH3-CH2-CH2-CH2-COOCH3.
240
FICHE EXPERIMENTALE
UTILISATION DES MODELES MOLECULAIRES

I OBJECTIFS
Réaliser à l'aide de modèles moléculaires les principales fonctions organiques.
Reconnaître les isomères de chaîne, les isomères de fonction et les isomères de position.
II MANIPULATION
A. Introduction au modèle
1. Repérer dans la boite de modèles moléculaires les sphères modélisant un atome de carbone avec
une structure tétraédrique, un atome de carbone avec une structure plane et un atome de carbone
avec une structure linéaire.
2. Modéliser à l'aide des bâtonnets fournis les liaisons entourant ces trois types d'atomes de carbone.
3. Dessiner les trois structures possibles et préciser pour chacune le type de géométrie la valeur de
l'angle de liaison autour de chaque atome de carbone.
4. Repérer dans la boite de modèles moléculaires les sphères modélisant un atome d'oxygène et un
atome d'azote et préciser pour chacun le nombre de liaison qu'il peut établir avec les atomes voisins.
B. Notion d'isomérie
1. a) A l'aide des modèles moléculaires retrouver les formules semi-développées de tous les composés
de même formule brute C5H12.
b) Représenter ces composés et préciser pour chacun la valeur des angles de liaison autour de chaque
atome de carbone.
c) Repérer deux de ces composés et dire s'ils sont isomères de chaîne ou de position.
de même formule brute C4H10O.
b) Représenter ces composés en mettant en évidence les liaisons établies par l'atome d'oxygène.
c) Parmi les composés trouvés proposer deux couples d'isomères de position, deux couples d'isomères
de fonction, et deux couples d'isomères de chaîne.
aliphatiques de même formule brute C4H8O ne comportant pas de double liaison carbone carbone
dans la chaîne hydrocarbonée.
b) Représenter ces composés en mettant en évidence les liaisons établies par l'atome d'oxygène.
c) Parmi les composés trouvés existe-il des isomères de position, des isomères de fonction et des
isomères de chaîne? Dans l'affirmative préciser leur structure.
241
- Une famille organique est constituée de composés organiques ayant le même groupe fonctionnel.
Ce dernier confère à ces composés des propriétés chimiques similaires.
- Les isomères de fonction sont des composés qui différent par la nature du groupe fonctionnel
présent dans leur molécule.
- Il est possible de passer d'un groupe fonctionnel à un autre par une simple réaction chimique :
Alcool
Hydratation
Oxydation ménagée Oxydation ménagée
Alcool primaire Alcool secondaire
ALCENE
ALDEHYDE CETONE
Oxydation ménagée
ALCYNE
Hydratation
(à l’exception de l’éthyne)
ACIDE
CARBOXYLIQUE
Estérification
ESTER

http://chimie.organique.free.fr/index2.htm
242
Verifier ses acquis
1. Citer deux exemples de familles organiques.
2. préciser la différence existant entre le groupe fonctionnel aldéhyde et le groupe fonctionnel cétone.
3. présiser la différence existant entre le groupe fonctionnel acide carboxylique et le groupe
fonctionnel ester.
4. Ecrire le formule semi-développée de l’acide carboxylique à deux atomes de carbone
5. Ecrire la formule semi-développée de l’alcool tertiaire comportant le minimum-1
de carbone.
6. Ecrire la formule semi-développée de l’ester de masse molaire à 60 g.mol .

1. Les isomères de fonction sont des composées organiques qui ont la même formule brute et des
groupes fonctionnels différents.
2. La formule brute d’un ester aliphatique saturé est R-CO2H où R est un groupe hydrocarboné.
3. La formule brute d’une cétone à qutre atomes de carbone est C4H7O.
4. La formule brute d’un hydrocarbure insaturé de la famille des éthènes est CnH2n.

1. Le groupe fonctionnel des acides carboxyliques est:
a) b) c)
2. Le composé de formule C2H4O appartient à la famille:

a) des aldéhydes;
b) des cétones ;
c) des alcools;
3. Le propanal et la propanone sont deux isomères de:
a) chaine
b) position
c) de fonction
4. L'éther le plus simple à une masse molaire moléculaire égale à:
-1
a) 32 g.mol ;
-1
b) 46 g.mol ;
-1
c) 44 g.mol .
5. La formule semi-développée de l'aldéhyde de faible masse molaire moléculaire comporte au moins:
a) deux atomes de carbone;
b) un atome de carbone;
c) trois atomes de carbone.
6. A partir d'un hydrocarbure de la famille des éthynes on peut préparer:
a) une cétone;
b) un ester;
c) un alcool.
243
Exercice 1
1. Donner la formule semi-développée des composés de formule brute C3H8O.
2. Parmi ces composés quel est celui qui peut être transformé en cétone ?
Exercice 2
Identifier le(s) groupe(s) fonctionnel(s) présent(s) dans les composés suivants:
1. CH3-(CH2)2-CO-CH=CH-CH3.
2. HOC-CH2-COOCH3.
3. CH2=CH-CH2-OCOCH2-CH3.
4. CH3-CH2-CO-CH3.
Exercice 3
Trois composés carbonylés isomères à chaîne carbonée aliphatique saturée contiennent 22,2 % en
masse d'oxygène.
1. Déterminer leur masse molaire et leur formule brute.
2. Ecrire la formule semi-développée de chacun de ces composés.
3. Préciser la formule semi-développée et la classe de l'alcool permettant d'obtenir chacun de ces
composés carbonylés.

Exercice 4
La composition massique centésimale d'un ester (A) à chaîne carbonée aliphatique saturée est de
36,36 % en masse d'oxygène.
1. Ecrire la formule brute de l'ester (A) en désignant par n le nombre d'atome de carbone par molécule
de composé.
2. En déduire la masse molaire de l'ester (A) et la valeur de n.
3. Donner les formules semi-développées possibles de l'ester (A).
4. Trouver les formules semi-développées des acides carboxyliques et des alcools permettant d'obtenir
tous les esters (A) isomères.
Exercice 5
La combustion complète de 0,228 g d'un échantillon d'un composé organique (A) de formule brute CxHyO
fournit 0,583 g de dioxyde de carbone CO2 et 0,239 g d’eau.
1. Ecrire l'équation chimique de la réaction de combustion.
-1
2. Déterminer la formule brute de (A) sachant que sa masse molaire moléculaire est égale à 86 g.mol .
3. Ecrire les formules semi-développées possibles des cétones répondant à cette formule brute et dont
la chaîne carbonée la plus longue contient cinq atomes de carbone.
4. Ecrire les formules semi-développées des alcools dont l'oxydation ménagée conduit à ces cétones.
244
LE LANGAGE DES MOLECULES
Les fourmis coupeuses ( Atta hexana) sont des insectes qui vivent en
société, leur extraordinaire efficacité et leur intelligence de groupe sont
rendues possibles grâce à un système de communication efficient. Ces
fourmis échangent des informations par l'intermédiaire de phéromones.
fourmi coupeuse
Celles-ci sont des molécules organiques, volatiles d'où leur intérêt comme
moyen de communication.
Les phéromones diffusées par ces fourmis sont codées de sorte que
chacune à une signification précise. Ainsi, par exemple, la phéromone
de la figure (1) permet de donner l’alerte en cas d’agression. Secrétées
par la première fourmi qui perçoit le danger ces molécules sont captées
par les autres par l’intermédiaire de leurs antennes. Chaque fourmis qui
reçoit le message, diffuse la même phéromone a son tour. Ainsi,
rapidement, toute la colonie se trouve alertée.
Questions
1- Relver a partir du texte une phrase qui indique le rôle d’une
phéromone.
2- Donner le nom de la fonction chimique de la phéromone d’alerte
pour les fourmis coupeuses ?
Représenter son groupement fonctionnel.
3- Déterminer la formule semi développée et la fonction chimique
de la molécule qui permet d’obtenir la phéromone d’alerte par
oxydation ménagée. figure (1)
245
REPONSES AUX EXERCICES
CHAPITRE 1
Exercice 1
2+ - 2+ -
1. Il s’agit d’un dépôt de cuivre. 2. Zn JZn + 2 e et Cu + 2 e J Cu.
2+ 2+ 2+
3. Zn + Cu J Zn + Cu. 4. Cu est l’oxydant et Zn est le réducteur.
Exercice 2
2+ - 3+ - - - 2- - 2-
Zn + 2 e 'Zn (sd) ; Al + 3 e 'Al (sd) ; Br2 + 2 e ' 2 Br ; S4O6 + 2 e ' 2 S2O3 ;
- - + - - + +
2 ClO + 2 e + 4 H3O 'Cl2 + 6 H2O et NO3 + 8 e + 10 H3O 'NH4 + 13 H2O.
Exercice 3
2+ 2+ 3+ +
1. (Cu , Cu ); (Fe , Fe ) et (H2, H3O ).
2+ 2+ 3+ 2+ 3+
2. Cu /Cu : Cu
est la forme oxydée et Cu est la forme réduite ; Fe / Fe : Fe est la forme oxydée et
2+ + +
Fe est la forme réduite ; H3O /H2 : H3O est la forme oxydée et H2 est la forme réduite.
2+ - 3+ - 2+ + -
3. Cu + 2 e ' Cu ; Fe + e ' Fe et 2 H3O + 2 e ' H2 + 2 H2O.
Exercice 4
Les réactions (2) et (4) sont des réactions d’oxydoréduction.
Exercice 5
2+ 3+ - 2+ -
1. Zn est l’oxydant et Al est le réducteur. 2. Al J Al + 3 e et Zn + 2 e JZn.
3+ 3+ - 2+ -
Au est l’oxydant et Zn est le réducteur. Au JAu + 3 e et Zn + 2 e J Zn.
2+ 2+ - 2+ -
Cu est l’oxydant et Pb est le réducteur. Pb JPb + 2 e et Cu + 2 e J Cu.
Exercice 6
+ 2+
1. Fe (sd) + 2 H3O J Fe + H2 (g) + 2 H2O.
2. V1 = 0,044 L.
3. V2 = 2,14 L.
Exercice 7
2+ -
1. Cu (sd) + 2 AgCl (sd) JCu + 2 Cl + 2 Ag (sd).
2+ - - 2+ -
2. AgCl (sd)/Ag (sd) et Cu /Cu (sd). AgCl (sd) + e ' Ag (sd) + Cl et Cu + 2 e ' Cu.
Exercice 8
-3 -3
1. m1 = 7,97.10 g. 2. m2 = 2,8.10 g.
Exercice 9
+
1. Il se produit une réaction entre les ions hydronium H3O et le fer qui constitue l’alliage d’acier.
+ 2+
2. Fe (sd) + 2 H3O J Fe + H2 (g) + 2 H2O.
Exercice 10
-
1. C’est le couple I2/I .
- - + - - -
2. ClO + 2 e + 2 H3O ' Cl + 3 H2O I2 + 2 e ' 2 I .
- - + -
3. ClO + 2 I + 2 H3O J I2 + Cl + 3 H2O. La réaction redox doit se faire en milieu acide c’est pour cela
qu’on a ajouté de l’acide.
-2
4. n (I2) = 4.10 mol.
CHAPITRE 2
Exercice 1
2+ 2+ 2+ 2+
1. Sn (sd) + Pb J Sn + Pb(sd) . 2 Al (sd) + 3 Sn J 3 Sn + 3 Sn(sd)
2.
Al Sn Pb
3. Il ne se passe rien car le plomb est un réducteur plus faible que l’aluminium.
246
Exercice 2
2+ 2+
1. Fe (sd) + Ni J Fe + Ni (sd).
2. Le fer est plus réducteur que le Nickel Ni et le Le plomb est moins réducteur que le Nickel : dans la
classification proposée on placera le Nickel avant le plomb Pb et après le fer Fe.
Exercice 3
+/ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ +
1. Ag Ag (sd) et Cu /Cu (sd) . Hg /Hg et Pd /Pd (sd) . Hg /Hg et Cu /Cu (sd) . Hg /Hg et Ag /Ag (sd).
2.
Cu Ag Hg Pd
Exercice 4
2+ 2+ 2+ 2+
1. 2 Al(sd) + 3 Fe J2 Al + 3 Fe(sd) . Fe (sd) + Pb J Fe + Pb (sd) .
2.
Al Fe Pb H2 Ag
Exercice 5
1. Il ne se passe rien car le cuivre est un réducteur plus faible que l’aluminium.
2+ 3+
2. 2 Al (sd) + 3 Zn J 2 Al + 3 Zn (sd).
+ 2+
3. Fe(sd) + 2 H3O J H2 (g) + Fe + 2 H2O.
Exercice 6
3+ 2+ 3+ 2+ 3+ 2+
1. Al /Al et Zn /Zn. Al /Al et Fe /Fe. Al /Al et Cu /Cu.
3+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+
Al /Al et Zn /Zn. Zn /Zn et Fe /Fe. Zn /Zn et Cu /Cu.
2+ 3+ 2+ 2+ 2++ 2+
Fe /Fe et Al /Al. Zn /Zn et Fe /Fe. Fe /Fe et Cu /Cu.
3+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+
Al /Al et Cu /Cu. Zn /Zn et Cu /Cu. Fe /Fe et Cu /Cu.
2+ 3+ 2+ 2+ 2+ 2+
2. 2 Al(sd) + 3 Zn J 2 Al + 3 Zn(sd) . Zn (sd) + Fe J Zn + Fe(sd) . Fe(sd) + Cu JFe + Cu (sd) .
3.
Al Zn Fe Cu
Exercice 7
2+
1. La précipitation des ions fer (II) Fe par l’hydroxyde de sodium donne un précipité de couleur verte d’hydroxyde
de fer (II) :
2+ - 2+
Fe + 2 OH J Fe(OH)2(sd) . La précipitation des ions cuivre (II) Cu par l’hydroxyde de sodium donne un précipité
2+ -
de couleur bleue d’hydroxyde de cuivre (II) : Cu + 2 OH J Cu(OH)2(sd)
2. Non le test ne sera pas concluant car les deux cations réagissent avec les ions hydroxyde.
2+
3. a) Le fer étant plus réducteur que le cuivre, il réduira les ions cuivre (II) Cu selon la réaction
2+ 2+
Fe (sd) + Cu J Fe + Cu(sd) . En plongeant un fil de fer dans la solution (S) on obtiendra une solution qui contiendra
2+
que des ions fer Fe (II) .
b) Il suffit de refaire le test à l’hydroxyde de sodium.
Exercice 8
+ 2+ 2+ +
1. Fe(sd) + 2 Ag J Fe + 2 Ag (sd) . 2. Fe /Fe et Ag /Ag.
3. m = 1,08 g. 4. m = 0,28 g.
Exercice 9
2+ 2+ +
1. Pb /Pb ; Sn /Sn et H3O /H2.
+ 2+ + 2+
2. Pb (sd) + 2 H3O J Pb + H2 (g) + 2 H2O ; Sn (sd) + 2 H3O J Sn + H2 (g) + 2 H2O.
3. m = 8,74 g. 4. V = 1,12 L.
CHAPITRE 3
Exercice 1
Le nombre d’oxydation de l’élément oxygène dans O2 est égal à 0. Le nombre d’oxydation de l’élément azote dans
N2 est égal à 0.
247
Exercice 2
Pour le composé Cl2O on trouve : n.o. (Cl) = + I et n.o. (O) = - II.
Pour le composé PCl3 on trouve : n.o. (P ) = + III et n.o. (Cl) = - I.
Pour le composé HBr on trouve : n.o. (H) = + I et n.o. (Br) = - I.
Exercice 3
-
1. Pour les entités H3PO4, P2O5 et H2PO4 : n.o. (P) = + V. Pour l’entité P4 : n.o. (P) = 0.
2. H3PO4/P4 est un couple redox.
Exercice 4
1.
+ NH3 N2O5, - HNO3 N2
Entité NH4 NO3 NO
n.o. de l’azote -III - III +V +V +V 0 +II
2. Les couples HNO3/N2 et HNO3/NO sont des couples redox car le nombre d’oxydation de l’azote dans la forme
oxydée et dans la forme réduite n’est pas le même.
+
3. HNO3/N2 : 2 HNO3 + 10 H3O + 10 e- ' N2 + 16 H2O.
+ -
HNO3/NO : HNO3 + 3 H3O + 3 e ' NO + 5 H2O.
Exercice 5
1. Les équations (2), (4), (5) et (7) sont des réactions redox.
2. Les réactions (4) et (5) se font par voie sèche.
Exercice 6
4 HCl (g) + O2 (g) J 2 Cl2(g) + 2 H2O: HCl est le réducteur, O2 est l’oxydant.
2 NO (g) + O2 (g) J 2 NO2(g): NO est le réducteur, O2 est l’oxydant.
C (sd) + 2 H2SO4 J CO2J + 2 SO2 J + 2 H2O C est le réducteur, H2SO4 est l’oxydant.
- 2- 2+ + -
5 SO2(g) + 2 MnO4 + 6 H2O J5 SO4 + 2 Mn + 4 H3O SO2 est le réducteur, MnO4 est l’oxydant.
Exercice 7
1. - - I2
Entité IO3 I
n.o ; de l’iode +V -I 0
- -
2. a) Les couples redox mis en jeu sont IO3 / I2 et I2/ I .
- - + - - - -
b) IO3 / I2 : 2 IO3 + 12 H3O + 10 e ' I2 + 18 H2O. I2/ I : I2 + 2 e ' 2 I .
- + -
c) 2 IO3 + 12 H3O + 10 I J 6 I2+ 18 H2O.
-
d) Il s’agit d’une réaction de dismutation car l’iode est le réducteur du couple IO3 / I2 et l’oxydant du couple I2/ I.
Exercice 8
1. Cr2O3 + 2 Al J Al2O3 + 2 Cr.
2. Au cours de cette réaction le n.o du chrome passe de l’état + III à l’état 0 et le n.o de l’aluminium passe de l’état
0 à l’état III : il s’agit d’une réaction redox.
3. Cr2O3 est l’oxydant et Al est le réducteur.
4. m (Cr) = 3,42 g.
Exercice 9
1. Au cours de cette réaction le n.o du chlore passe de l’état 0 à l’état +II et à l’état -I : il s’agit d’une réaction redox.
2. Préciser :
- - -
a) l’entité Cl2 a été oxydé en ClO et Cl2 a été réduit en Cl . b) Les couples redox mis en jeu sont ClO /Cl2 et Cl2/Cl.
Exercice 10
1. a) TiO2 + 2 Cl2 + 2 C J 2 CO + TiCl4.
b) Au cours de cette réaction le carbone a été oxydé et le chlore a été réduit : il s’agit d’une réaction redox.
2. a) TiCl4 + 2 Mg J Ti + 2 MgCl2.
b) Au cours de cette réaction le n.o. du magnésium est passé de 0 à +II : le magnésium a été oxydé ; le magnésium
agit donc en tant que réducteur.
3. m(Cl2) = 593 tonnes, mC = 100 tonnes et mMg = 203 tonnes.
248
CHAPITRE 4
Exercice 1
1. une coloration rouille apparait sur la paille de fer avec une montée d'eau dans l'éprouvette .
2. Il y a eu corrosion du fer par son contact avec l'air : le système est donc le siège d'une réaction chimique.
3. Les réactifs sont (Fe + O2 + eau ) et le produit est l'oxyde de fer hydraté.
4. Une réaction d'oxydoréduction.
Exercice 2
La corrosion du fer dans l'acier se poursuit en profondeur jusqu'à sa destruction c'est pourquoi il doit être peint. Par
contre la corrosion de l'aluminium est superficielle et il se forme une couche protectrice d'oxyde d'aluminium.
Exercice 3
1. L'aluminium résiste mieux à la corrosion.
2. La couche d'oxyde d'aluminium formée protège le métal aluminium donc inutile de le peindre.
Exercice 4
1. Pour le protéger contre la corrosion.
2. Quand on revête le fer par une couche fine de zinc on dit qu'il est galvanisé.
3. Les deux métaux aluminium et zinc subissent une corrosion.
4. La corrosion d'aluminium et de zinc est superficielle alors que celle du fer est profonde.
Exercice 5
Le zinc Zn est plus réducteur que le fer : Malgré que le fer ne soit pas totalement recouvert, il ne sera pas corrodé.
L'étain Sn est moins réducteur que le fer : Le fer subit une corrosion selon l'équation de la réaction suivante :
3+ -
4 Fe + 3 O2 + 6 H2O 4 Fe + 12 OH
Exercice 6
1. Non, car la corrosion de l'aluminium n'est pas profonde et il se forme une couche d'oxyde qui le protège de l'air
atmosphérique.
2. 4Al + 3 O2 2 Al2O3
3. Au cours de cette réaction le n.o. de Al passe de 0 à +3 donc il ya eu transfert d'électrons du métal d'aluminium
vers l'élément oxygène, il s'agit bien d'une réaction d'oxydoréduction.
Exercice 7
2+ -
1. Les deux couples redox sont Zn /Zn et O2/OH .
2. Le métal oxydé est le zinc Zn.
3. L'espèce chimique réduite est O2.
2+ -
4. Zn Zn + 2 e .
5. Le métal protégé est le fer Fe.
Exercice 8
1. Oui, l'aluminium au contact de l'air libre subit une corrosion et il se forme une couche d'alumine.
2. C'est une réaction d'oxydoréduction.
3. La couche d'alumine joue le rôle de protection.
4. Le nickel Ni est moins réducteur que le fer il est donc incapable de protéger le métal fer, ce dernier subit une
corrosion.
L'aluminium qui est le plus réducteur protège le fer contre la corrosion, dans ce cas rien ne se produit.
Exercice 9
1. Au cours de cette réaction le n.o. du métal Fe passe de 0 à +3 donc il ya eu transfert d'électrons du fer Fe vers
l'élément oxygène, il s'agit bien d'une réaction d'oxydoréduction.
Le fer est le réducteur alors qu'O2 est l'oxydant.
2. Cette réaction se poursuit jusqu'à détérioration totale du fer elle est donc totale.
3+ -
3. Le réducteur Fe subit une oxydation : Fe Fe + 3e
- -
L'oxydant O2 subit une réduction : O2 + 2e 2 OH
4. Protection par revêtement (passif ou métallique).
Exercice 10
1. m (fer oxydé ) = 5g et m (oxyde de fer (III) formé) = 7,14g
2. m (H2O dans la rouille) = 4g
3. m (rouille formé) = 11,14g
4. m (morceau de fer rouillé avant son nettoyage) = 21,64g
249
CHAPITRE 5
Exercice 1
1. Acides de Bronsted HNO3 , H2S et H2SO4
Bases de Bronsted - 2- -
CH3COO , CO3 et OH
+ - + - + -
2. HNO3 J H + NO3 ; H2S J H + HS ; H2SO4 J H + HSO4 .
- + 2- + - +
CH3COO + H J CH3COOH, CO3 + H JHCO3- , OH + H J H2O.
Exercice 2
Les réactions (b), (c) et (e) sont des réactions acide bases.
Exercice 3
- + +
Acides de Bronsted HSO4 , HF, NH4 , H3O et CH3CO2H
Bases de Bronsted - 3-
H2O, NH3, OH et PO4
Exercice 4
+ + - +
1. a) C6H5NH3 J H + C6H5NH2 2. a) C6H5O + H J C6H5OH
+ - - -
b) C6H5NH3 + OH J H2O + C6H5NH2 b) C6H5O + CH3CO2H JC6H5OH + CH3COO
Exercice 5
+ -
1. HCl + H2OJ H3O + Cl
2. Il s’agit d’une réaction acide base. HCl est l’acide de Bronsted, H2O est la base de Bronsted.
3. Sur l’étiquette d’une solution commerciale d’acide chlorhydrique on peut lire les indications suivantes :
-1
d = 1,12 ; pourcentage en masse de HCl = 25% et M(HCl) = 36,5 g.mol .
a) d est la densité et M(HCl) est la masse molaire de HCl. b) n(HCl) = 7,67 mol. c) V(HCl) = 184,08 L.
CHAPITRE 6
Exercice 1
- -
1. Les entités qui peuvent former un couple acide-base sont : (CH3CO2H et CH3CO2 ); (H2PO4 et H3PO4);
-
(NH3 et NH2 ).
2.
Couple acide/base Forme acide Forme basique
- CH3CO2H -
CH3CO2H/CH3CO2 CH3CO2
- H3PO4 -
H3PO4 /H2PO4 H2PO4 ,
- NH3, -
NH3,/NH2 NH2
- - +
3. CH3CO2H/CH3CO2 CH3CO2H ' CH3CO2 + H
- - +
H3PO4 /H2PO4 H3PO4 'H2PO4 + H
- - +
NH3/NH2 NH3 'NH2 + H .
Exercice 2
+
1. H2CO3; HNO3; HS-; H2S; H2SO4 ; H2O et CH3NH3 .
+ - - +
2. a) CH3NH2 + H2O J CH3NH3 + OH . b) H2SO4 + H2O J HSO4 + H3O .
3. L’eau est un amphotère acide base.
Exercice 3
- - 2- - -
1. I ; Br ; S ; CH3O ; C6H5CO2 et CH3NH2.
- + - -
2. a) HI + H2O JI + H3O . b) C6H5CO2 + H2O JC6H5CO2H + OH .
+ -
3. Les couples acide base de l’eau mis en jeu sont : H3O /H2O et H2O/OH .
Exercice 4
- - + - - +
1. H2S/HS : H2S 'HS + H . HBO2/BO2 : HBO2 ' BO2 + H .
- - - -
2. a) HF + HS ' F + H2S. b) HF + BO2 ' F + HBO2.
250
Exercice 5
3-
1. Au cours de cette réaction il s’est produit un transfert de proton de l’entité H2SO3 à l’entité PO4 : il s’agit donc
d’une réaction acide base.
- - + 2- 3- 2- 3- +
2. H2SO3/HSO3 : H2SO3 ' HSO3 + H . HPO4 /PO4 : HPO4 'PO4 + H .
Exercice 6
- - +
1. H2O/OH : H2O ' OH + H .
- - +
2. HNO3/NO3 : HNO3 ' NO3 + H .
+ - - -1 - -1
3. a) KOH + HNO3 J K + NO3 + H2O. b) [OH ] = 0,1 mol.L , [NO3 ] = 0.8 mol.L .
Exercice 7
- - + - +
1. HCl/Cl : HCl 'Cl + H . 3. HCl + H2O J Cl + H3O .
+ + + + - -1
2. H3O /H2O : H3O 'H2O + H . 4. [H3O ] = [Cl ] = 0.08 mol.L .
Exercice 8
1. m = 0.504 g.
2. On dissout le solide dans le minimum de solvant, on complète ensuite par l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.
2- - - 2- -3 -1 - -2 -1
3. a) SO3 + H2SO3 JHSO3 + HSO3 . b) [SO3 ] = 1.67.10 mol.L , [ HSO3 ] = 10 mol.L .
CHAPITRE 7
Exercice 1
+ -
1. n( H3O ) > n ( OH ) 2. Le bromothymol est jaune dans le mélange
Exercice 2
+ - + - + -
1. Le bromothymol est bleu dans la solution (S2). 2. H3O + NO3 + Na + OH J 2 H2O + Na + NO3 .
-1 -1
3. CB = 0,015 mol.L . 4. C’B = 0,3 mol.L .
Exercice 3
-1
1. CA = 0,2 mol.L . 2. V0 = 1,92 L.
Exercice 4
2+ - + 3+ 2+ -1
1. 5 Fe + MnO4 + 8 H3O J 5 Fe + Mn + 12 H2O. 2. CRed = 0,075 mol.L . 3. m = 14,7 g.
Exercice 5
- + 2+ -1
1. 5 H2O2 + 2 MnO4 + 6 H3O J5 O2 + 2 Mn + 14 H2O 2. CRed= 0,24 mol.L .
Exercice 6
1. H2SO4 + Fe (sd) J FeSO4 + H2 (g).
2+ - + 3+ 2+
2. a) 5 Fe + MnO4 + 8 H3O J 5 Fe + Mn + 12 H2O.
-1
b) CRed = 0,066 mol.L .
-2
c) mFe = 0,148 g. et VH = 6,34.10 L.
2
Exercice 7
- + 2- 2- -
1. C6H8O6 + I2 + 2 H2 O JC6H6O6 + 2 I + 2 H3O . 2. 2 S2 O3 + I2 J S4O6 + 2 I .
-5 -5 -3 -1
3. n(I2 )restant = 1,25.10 mol. 4. n(I2 )réagi = 3,75.10 mol. 5. c = 3,75.10 mol.L .
Exercice 8
- - + - - -1
1. ClO + 2 I + 2 H3O J Cl + I2 + 3 H2O. 2. c (ClO ) = 2,1 mol.L .
Exercice 9
+ - -3
1. H3O + OH J2 H2 O 2. nH O+= CBVBE = 2,30.10 mol 3. mNH SO H = 22,31g
3 2 3
CHAPITRE 8
Exercice 1
1. nNaCl = 0,034 mol. 2. mNaCl = 0,925 g.
Exercice 2
1. mC = 200 g, mFe = 9800 g. 2. nC = 16,67 mol, nFe = 175 mol.
Exercice 3
1. n(N2) = 0,15 mol, V(N2) = 3,6 L. 2. n(NH3) = 0,30 mol, m(NH3) = 5,1 g.
251
Exercice 4
-1
1. n = 0,139 mol. 2. c = 0,278 mol.L .
Exercice 5
-4
1. n = 4,26.10 mol. 2. V = 185 mL.
Exercice 6
-3 -1
2. c =4,97.10 mol.L .
Exercice 7
-3
1. c n = 2,77.10 mol.
- + -2
2. a) HCO3 + H3O J CO2 (g) + 2 H2O. b) m = 0,7 g. c) n = 1,59.10 mol. d) V = 0,382 L.
Exercice 8
1. S2 2. Prendre 0,5 L de S2 dans une fiolle de 1 L et compléter avec de l’eau jusqu’au trait de jauge
Exercice 9
1.
-1 0,1 0,25 0,5 0,75 1
Concentration en (mol.L )
G( Millisiemens ) 0,26 0,63 1,27 1,87 2,49
-1
2. c = 0,35 mol.L
CHAPITRE 9
Exercice 1
1. mC = 0,072 g , mH = 0,012 g. 2.%C = 85,7 %H = 14,3.
Exercice 2
1. mC = 0,242 g , mH = 0,050 g et mo = 0,081 g. 2. C4H10O.
Exercice 3
C10H16O.
Exercice 4
C2H5NO.
Exercice 5
-1
1. M = 29.d 2. M = 82 g.mol .
Exercice 6
-1
1. M= 46 g.mol . 2. C2H6O.
Exercice 7
y
1. = 2. 2. C4H8. 3. a) CH2=CH-CH2-CH3 b) CH3-CH=CH-CH3 c) CH3-C=CH2
x
CH3
Exercice 8
1. C3H8. 2. CH3-CH2-CH3.
Exercice 9
y z y
1. CxHyOz + (x + - ) O2 J x CO2 (g) + H2O (lq). 2. C3 H8O.
4 2 2
3. a) CH3 -CH2-O-CH3 , b) CH3-CH-CH3 , c) CH3-CH2-CH2OH.
OH
CHAPITRE 10
Exercice 1
a) CH3 - CH2-CH2 - CH2-CH2 OH b) CH3-CH2-CH2-CH-CH3 c) CH3-CH2-CH-CH2-CH3
OH OH
CH3 CH3
d) CH3-CH2-C-CH3 e) CH3-CH-CH-CH3.
OH OH
252
Exercice 2
1. 2-méthylpentan-1-ol (alcool primaire), 2. 2-éthyl-3-méthylbutan-1-ol (alcool primaire),
3. 2,2-diméthylpentan-3-ol (alcool secondaire), 4. 3-méthylhexan-3-ol (alcool tertiare),
5. 2-méthylpropan-2-ol (alcool tertiare).
Exercice 3
Exercice 4
1. C3H8O. 2. (A) est un alcool primaire CH3-CH2-CH2OH.
3. (B) est un aldéhyde CH3-CH2-CHO. (C) est un acide carboxylique CH3-CH2-COOH .
Exercice 5
15
1. C5H12O + ( 2 ) O2 J 5 CO2 (g) + 6 H2O (lq). 2. m(CO2) = 4,4 g , m(H2O) = 2,16 g. 3. V(O2) = 3,6 L.
Exercice 6
1. (A) est un alcool secondaire, (B) est une cétone.
- + 2+
2. 5 C5H12O + 2 MnO4 + 6 H3O J 5 C5H10O + 2 Mn 14 H2O.
3. Les formules semi développées de (A) sont :
CH3
a) CH3-CH2-CH2-CH-CH3 b) CH3-CH2-CH-CH2-CH3 c) CH3-CH-CH-CH3
OH OH OH
Les formules semi développées de (B) sont :
CH3
a) CH3-CH2-CH2-C-CH3 b) CH3-CH2-C-CH2-CH3 c) CH3-C-CH-CH3
O O O
4. L’alcool (A) est le pentan-3-ol, le composé B est la pentan-3-one et le composé (C) est le pent-2-ène.
Exercice 7
1. (B) est un acide carboxylique.
2. CH3-CH2-CH2-COOH : Acide butanoïque.
3. CH3-CH2-CH2-CH2OH: Butan-1-ol.
+ -
4. a) C4H10O + 5 H2O JC4H8O2 + 4 H3O + 4 e .
- + 2+
b) 5 C4H10O + 4 MnO4 + 12 H3O J 5 C4H8O2 + 4 Mn + 23 H2O.
c) La réaction redox nécessite la présence d’ions hydronium en quantité importante.
d) m(B) = 5,5 g.
Exercice 8
- + 2+ -1
1. 5 C2 H5OH + 4 MnO4 + 12 H3O J 5 C2H4O2 + 4 Mn + 23 H2O. 2. méthanol = 1,437 g.L .
CHAPITRE 11
Exercice 1
1. Acide propanoïque, 2. Acide 2,2-diméthylbutanoïque,
3. Acide 2,2-diméthylpentanoïque 4. Acide 2-ethyl-2-méthylpentanoïque.
253
Exercice 2 CH3
1. CH3-CH-COOH ; 2. CH3-CH2-CH-COOH ; 3. CH3-CH2-CH2-CH2-C-COOH.
CH3 CH2-CH3 CH3
Exercice 3
+ 2+
1. Zn (sd) + 2 H3O J Zn + H2 (g) + 2 H2O. 2. mZn = 0,03 3 g. 3. V(H2) = 0,011 L.
Exercice 4
1. C4H9-COOH.
2. a) CH3-CH2-CH2-CH2-COOH: acide pentanoïque, b) CH3-CH2-CH-COOH: acide 2-méthyl butanoïque,
CH3
CH3
c) CH3-CH-CH2-COOH: acide 3-méthylbutanoïque, d) CH3-C-COOH: acide 2,2-diméthyl propanoïque,
CH3 CH3
3. Il s’agit de l’acide pentanoïque.
4. a) C4H9-COOH + C3H7OH J C4H9-COOC3H7 + H2O.
b) La quantité d’ester formé est inférieure à une mole car la réaction d’estérification est limitée.
Exercice 5
-1
1. M = 74 g.mol . 2. CH3-CH2-COOH: acide propanoïque.
3. CH3-CH2-COOH + CH3OH JCH3-CH2-COOCH3 + H2O.
Exercice 6
1. CH3-CH2-COOH: acide propanoïque.
2. On fait réagir cet acide carboxylique sur un alcool (A) saturé dont la molécule renferme n atomes de carbone.
On obtient un ester (E) et de l’eau.
-1
a) CH3-CH2-COOCnH2n +1 , C(n + 3)H(2n + 6)O2. b) M = 116 g.mol . c) C3H7OH.
3. (A) est un alcool secondaire : acide 2-méthylpropanoïque CH3-CH-CH3.
OH
Exercice 7
1. mC = 0,736 g , mH = 0,122 g et mO = 0,492 g.
2. %C = 54,52, %H = 9,04 et %O = 36,44. C4H8O2.
3. a) CH3-CH2-CH2-COOH: acide butanoïque, b) CH3-CH-COOH: acide 2-méthyl propanoïque.
CH3
4. Il s’agit de l’acide butanoïque.
CHAPITRE 12
Exercice 1
1. CH3-CH2-CH2-OH (a) CH3-CH-CH3 (b) CH3-O-CH2-CH3 (c).
OH
2. Le composé b est un alcool secondaire il donne une cétone par oxydation ménagée.
Exercice 2
1. Il y a une double liaison et une fonction cétone.
2. Il y a une fonction ester et une fonction aldéhyde.
3. Il y a une double liaison et la fonction ester.
4. Il y a une fonction éther et une fonction cétone.
Exercice 3
-1
1. M = 72 g. mol . C4H8O.
2. CH3-CH2-CH2-CHO (a), CH3-CH2-CO-CH3 (b), CH3-CH-CHO (c).
CH3
3. (a) peut être obtenu par oxydation de l’alcool primaire CH3-CH2-CH2-CH2-OH.
(b) peut être obtenu par oxydation de l’alcool secondaire CH3-CH2-CH-CH3.
OH
254
(c) peut être obtenu par oxydation de l’alcool primaire CH3-CH-CH2OH.
CH3
Exercice 4
1. CnH2nO2.
-1
2. M = 88 g. mol . n = 4
3. CH3-CH2-COOCH3 (a), CH3-COOCH2-CH3-(b),
HCOOCH2-CH2-CH3 (c), HCOOCH-CH3 (d),
CH3
4.
Ester Acide correspondant Alcool correspondant
(a) CH3-CH2-COOH CH3OH
(b) CH3- COOH CH3-CH2-OH
(c) HCOOH CH3-CH2-CH2OH
CH3-CH-CH3
(d) HCOOH
OH
Exercice 5
y 1 y
1. CxHy O+ ( x + - ) O2 J x CO2 + H2O
4 2 2
2. C5H10O.
3. CH3-CH2-CH2-CO-CH3 (a), CH3-CH2-CO-CH2-CH3 (b).
4. CH3-CH2-CH2-CH-CH3 (a), CH3-CH2-CH-CH2-CH3 (b).
OH OH
255
TABLEAU PERIODIQUE DES ELEMENTS
256

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REPUBLIQUE TUNISIENNE

Fadhel Daha Hamadi Hamadi Mongi Kerrou

Edition mise à jour et adaptée par

Centre National Pédagogique

La démarche utilisée pour le développement des chapitres de ce manuel est celle de

Chaque chapitre de ce manuel comporte:

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Classification électrochimique des métaux

Chapitre n° 3 Etude de quelques réactions d’oxydoreduction 43

Chapitre n° 4 Corrosion des metaux 67

Thème N° 2 : LES ACIDES ET LES BASES

Thème N° 3 : MESURE D’UNE QUANTITÉ

Thème N° 4 : LA CHIMIE ORGANIQUE

Chapitre n° 10 Les alcools aliphatiques saturés. 180

Chapitre n° 11 Les acides carboxyliques. 207

Chapitre n° 12 Notion de fonction organique. 229

Un mélange pyrotechnique de nitrate de potassium de soufre et de carbone est à l'origine

Tester ses prérequis

Nom et symbole du métal symbole du cation correspondant

Tableau 1 Symboles de quelques métaux et des ions correspondants.

Figure.2a : Réaction entre l'acide chlorhydrique et le fer

Figure.2b : Identification du dihydrogéne gaz Figure.3 : Mise en évidence des ions Fe .

L'action de l'acide chlorhydrique sur le fer donne un dégagement gazeux de dihydrogène

II.2. REACTION ENTRE UNE SOLUTION AQUEUSE D’ACIDE SULFURIQUE

II.2.3. Interprétation au point de vue de l'oxydoréduction

III ACTION D'UN CATION METALLIQUE SUR UN METAL

Verser quelques millilitres du filtrat dans un tube à essai et ajouter quelques

Figure 7 : Identification des ions fer (II).

III.2. REACTION ENTRE UNE SOLUTION AQUEUSE CONTENANT L'ION ARGENT

Figure 5 : Réaction du cuivre métallique avec les ions argent.

IV.1.4. Autres exemples de couples oxydant réducteur simples

Equation formelle Forme oxydée Forme réduite Couple Ox/Red

IV.2. EXEMPLES DE COUPLES OXYDANT-REDUCTEUR COMPLEXES

IV.3. DEFINITION D'UN COUPLE OXYDANT REDUCTEUR OU COUPLE REDOX

V ECRITURE D’UNE EQUATION D’OXYDOREDUCTION

Etapes Recommandations Application

Respecter la conservation des atomes - + 2+

Respecter la conservation des charges

Méthodes et Conseils de résolution Solution

2. L'équation de la réaction d'oxydoréduction est

Au cours de cette réaction le nickel Ni joue le rôle de

n Ni représente la quantité de nickel disparue et n H

m’ = V (H2 ) V (H2 ) x M(Ni)

Adresse de sites internet conseillés

Verifier ses acquis

1. Citer le nom de trois métaux courants et donner leur symbole.

B. Répondre par vrai ou faux

C. Questions avec choix de réponses multiples

Utiliser ses acquis dans des situations simples

Figure 12. Négatif Figure 14. Photographie finale

Des objets en cuivre

Tester ses prérequis

- Définition des termes: réducteur, oxydant et réaction d'oxydoréduction

- Notion de couple oxydant-réducteur

- Ecriture de l'équation bilan d'une réaction d'oxydoréduction

CLASSIFICATION ELECTROCHIMIQUE DES

D’après ces deux expériences on peut conclure que :

Pouvoir réducteur décroissant

D’après ces deux expériences nous en déduisons que :