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On donne les couples oxydant réducteur : H+ / H2 et Cr2O72- / Cr3+.
Ecrire les
demi-équations électroniques puis l'équation de la réaction.
Oxydation : 3
fois { H2 = 2H+ +2e- }
Réduction : Cr2O72- +6e- + 14H+ =
2Cr3++7H2O.
Ajouter : Cr2O72- +6e- + 14H+ + 3H2 =
2Cr3++7H2O+6H+ +6e-.
Simplifier : Cr2O72- + 8H+ + 3H2 =
2Cr3++7H2O. (0)
Cette réaction est lente en milieu acide. Elle est beaucoup plus rapide en présence d'ion cuivre (II) Cu2+ faisant intervenir le couple Cu2+/Cu.
Première étape : réduction des ions cuivre (II) par le dihydrogène.
Seconde étape : réduction des ions dichromate par le cuivre.
Ecrire les
demi-équations électroniques puis les équations des réactions.
Oxydation : H2 = 2H+ +2e- .
Réduction : Cu2+ +2e- = Cu.
Ajouter : H2 +Cu2+ +2e-= 2H+ +2e-+Cu.
Simplifier : H2 +Cu2+ = 2H+ + Cu. (1)
Oxydation : 3
fois { Cu = Cu2+ +2e- }
Réduction : Cr2O72- +6e- + 14H+ =
2Cr3++7H2O.
Ajouter : Cr2O72- +6e- + 14H+ + 3Cu =
2Cr3++7H2O+3Cu2+ +6e-.
Simplifier : Cr2O72- + 14H+ + 3Cu =
2Cr3++7H2O+ 3Cu2+ . (2)
Montrer que l'on eut considérer que l'ion cuivre (II) catalyse la réaction.
3 fois (1) +(2) donne :
Cr2O72- + 14H+ + 3Cu +3H2 +3Cu2+=
2Cr3++7H2O+ 3Cu2+ +6H+ + 3Cu.
Simplifier : Cr2O72- + 8H+ +3H2 =
2Cr3++7H2O.
On retrouve (0).
Les ions cuivre participent à la réaction et sont régénérés lors de la dernière étape. Ils n'apparaissent pas dans le bilan.
On remplace une réaction lente ( 0 ) par deux réactions plus rapides (1
) et (2). Les ions cuivre (II) jouent le rôle de catalyseur.
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Si l'on fait varier la quantité initiale d'ions cuivre (II),
la durée de la réaction de réduction des ions dichromate par le dihydrogène en milieu acide changera-t-elle ?
L'état final sera atteint plus rapidement, la concentration des réactifs est un facteur cinétique.
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