L’essentiel du cours 631
sont donc de bons réducteurs. De plus, l’électronégativité diminuant de haut en bas dans une
colonne, plus on descend, plus les réducteurs sont forts.
À droite de la classification périodique, c’est l’inverse, les éléments chimiques ont une forte
électronégativité. Ils gagnent donc facilement un ou plusieurs électrons par réduction. Les halogènes
sont donc de bons oxydants. Et plus on monte dans une colonne du tableau périodique, plus les
oxydants sont forts.
Des réactions chimiques peuvent-elles confirmer ces évolutions ?
Réactivité du sodium avec l’eau
Lorsqu’on place un morceau de sodium dans l’eau, celui-ci réagit violemment et on observe une
augmentation du pH de l’eau. Au cours de cette réaction, le sodium s’est oxydé en Na
+ et l’eau
s’est réduite en H 2 (g) produisant des ions hydroxyde. L’équation-bilan de la réaction chimique est
la suivante :
Na(s) + H 2 O(l)
Na
+ (aq) +
1
2 H 2 (g) + HO
− (aq)
Réactivité des dihalogènes
Première réaction étudiée : on ajoute de l’eau de chlore (Cl 2 (aq)) dans une solution de sulfate de
fer(II) (Fe
2+ (aq) + SO 4
2− (aq)). Un léger changement de couleur est observé (la solution de sulfate
de fer(II) initialement verdâtre jaunit légèrement). Un test au thiocyanate de potassium confirme
la présence d’ions fer(III) dans le mélange. On en déduit que le fer(II) a été oxydé en fer(III) par
le dichlore, lequel a été réduit en Cl
− . L’équation-bilan de la réaction chimique est la suivante :
1
2 Cl 2 (aq) + Fe
2+ (aq)
Cl
− (aq) + Fe
3+ (aq)
Deuxième réaction étudiée : on ajoute du thiosulfate de sodium (2Na
+ (aq) + S 2 O 3
2− (aq)) dans
une solution de diiode (I 2 (aq)), ce qui provoque une décoloration de la solution. On en déduit que le
diiode s’est réduit en I
− et que le thiosulfate s’est oxydé en tétrathionate S 4 O 6
2− . L’équation-bilan
de la réaction chimique est la suivante :
I 2 (aq) + 2 S 2 O 3
2− (aq)
2 I
− (aq) + S 4 O 6
2− (aq)
Compétition entre les dihalogènes
Si nous mélangeons une solution de iodure de potassium avec de l’eau de chlore, nous observons
l’apparition d’une coloration jaune-brun caractéristique de la présence de diiode. Nous en déduisons
que l’eau de chlore a oxydé les ions iodure.
De la même manière, nous mélangeons une solution de diiode et une solution aqueuse de chlorure
de sodium. Aucun changement de couleur n’est observé, ce qui montre que le diiode n’oxyde pas
les ions chlorure.
En comparant ces deux réactions, nous pouvons confirmer l’évolution du pouvoir oxydant dans
une colonne : plus on monte dans la colonne, plus l’électronégativité augmente, et plus l’élément
chimique a tendance à se réduire en gagnant un électron. Le meilleur oxydant se trouve donc en
haut de la famille des halogènes ; c’est le fluor.
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
sont donc de bons réducteurs. De plus, l’électronégativité diminuant de haut en bas dans une
colonne, plus on descend, plus les réducteurs sont forts.
À droite de la classification périodique, c’est l’inverse, les éléments chimiques ont une forte
électronégativité. Ils gagnent donc facilement un ou plusieurs électrons par réduction. Les halogènes
sont donc de bons oxydants. Et plus on monte dans une colonne du tableau périodique, plus les
oxydants sont forts.
Des réactions chimiques peuvent-elles confirmer ces évolutions ?
Réactivité du sodium avec l’eau
Lorsqu’on place un morceau de sodium dans l’eau, celui-ci réagit violemment et on observe une
augmentation du pH de l’eau. Au cours de cette réaction, le sodium s’est oxydé en Na
+ et l’eau
s’est réduite en H 2 (g) produisant des ions hydroxyde. L’équation-bilan de la réaction chimique est
la suivante :
Na(s) + H 2 O(l)
Na
+ (aq) +
1
2 H 2 (g) + HO
− (aq)
Réactivité des dihalogènes
Première réaction étudiée : on ajoute de l’eau de chlore (Cl 2 (aq)) dans une solution de sulfate de
fer(II) (Fe
2+ (aq) + SO 4
2− (aq)). Un léger changement de couleur est observé (la solution de sulfate
de fer(II) initialement verdâtre jaunit légèrement). Un test au thiocyanate de potassium confirme
la présence d’ions fer(III) dans le mélange. On en déduit que le fer(II) a été oxydé en fer(III) par
le dichlore, lequel a été réduit en Cl
− . L’équation-bilan de la réaction chimique est la suivante :
1
2 Cl 2 (aq) + Fe
2+ (aq)
Cl
− (aq) + Fe
3+ (aq)
Deuxième réaction étudiée : on ajoute du thiosulfate de sodium (2Na
+ (aq) + S 2 O 3
2− (aq)) dans
une solution de diiode (I 2 (aq)), ce qui provoque une décoloration de la solution. On en déduit que le
diiode s’est réduit en I
− et que le thiosulfate s’est oxydé en tétrathionate S 4 O 6
2− . L’équation-bilan
de la réaction chimique est la suivante :
I 2 (aq) + 2 S 2 O 3
2− (aq)
2 I
− (aq) + S 4 O 6
2− (aq)
Compétition entre les dihalogènes
Si nous mélangeons une solution de iodure de potassium avec de l’eau de chlore, nous observons
l’apparition d’une coloration jaune-brun caractéristique de la présence de diiode. Nous en déduisons
que l’eau de chlore a oxydé les ions iodure.
De la même manière, nous mélangeons une solution de diiode et une solution aqueuse de chlorure
de sodium. Aucun changement de couleur n’est observé, ce qui montre que le diiode n’oxyde pas
les ions chlorure.
En comparant ces deux réactions, nous pouvons confirmer l’évolution du pouvoir oxydant dans
une colonne : plus on monte dans la colonne, plus l’électronégativité augmente, et plus l’élément
chimique a tendance à se réduire en gagnant un électron. Le meilleur oxydant se trouve donc en
haut de la famille des halogènes ; c’est le fluor.
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