Les réations d'oxydo-réduction

Cours VII : les réactions d’oxydo-réduction

I – Réactions d’oxydo-réduction, oxydant, réducteur

1 – Exemples

Voir TP

2 – Définitions

Définition d’une réaction d’oxydo-réduction :

C’est une réaction caractérisée par un transfert d’électrons entre un oxydant et un réducteur.

Ex : réaction entre Fe et Cu2+(aq)                

        Fe(s) + Cu2+(aq) ( Fe2+(aq) + Cu(s)m

Définition d’un oxydant :

Un oxydant est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de capter un ou plusieurs électrons lors d’une réaction chimique.

Définition d’un réducteur :

Un réducteur est une espèce chimique (molécule ou ion) capable de céder un ou plusieurs électrons lors d’une réaction chimique.

Définition d’une oxydation :

Une oxydation est une perte d’électrons.

Définition d’une réduction :

Une réduction est un gain d’électrons.

3 – Oxydants et réducteurs dans la classification périodique

En classe de 2nde, nous avons vu qu’un élément dont la dernière couche n’est pas remplie complètement tend à acquérir la structure du gaz rare le plus proche.

• S’il tend à gagner des électrons, c’est un oxydant.
• S’il tend à perdre des électrons, c’est un réducteur.

II – Couple oxydant-réducteur

1- Définition

Un couple oxydant/réducteur est constitué d’un oxydant et d’un réducteur qui se transforment l’un en l’autre par un transfert d’électrons.

                Oxydant + né = réducteur

Exemples :

- couple Fe2+/Fe                                Fe2+ + 2é = Fe

                                          (oxydant)         (réducteur)

- couple I2/I-                                        I2 + 2é = 2I-        

2 – Equilibre d’une demi-équation associée à un couple

La demi-équation respecte les même règles d’ajustement de la stoechiométrie que les équations chimiques.

Méthode d’équilibre d’une demi équation redox en milieu acide :

• Ecrire la demi-équation sous la forme Ox + né = red
• Assurer, si nécessaire la conservation des éléments autres que H et O.
• Assurer la conservation de l’élément O avec des molécules d’eau.
• Assurer la conservation de l’élément H avec des protons H+.
• Assurer la conservation de la charge avec des électrons.

Méthode d’équilibre d’une demi équation redox en milieu basique :

• Equilibrer la demi-équation en milieu acide.
• Ecrire l’autoprotolyse de l’eau avec autant d’H+ que dans l’équation précedente

Autoprotolyse de l’eau : H+ + HO- ( H2O

• Additionner les deux équations précédentes de manière à éliminer les H+.

1. Exemples de couples cation métallique / métal

Cu2+(aq) + 2é = Cu(s)                Zn2+(aq) + 2é = Zn(s)                Pb2+(aq) + 2é = Pb(s)                Al3+(aq) + 3é = Al(s) …

1. Exemple de couple cation métallique / cation métallique

Fe3+(aq) + é = Fe2+(aq)

1. Exemples de couples ion métallique / molécule

2H+(aq) + 2é = H2(g)                I2(aq) + 2é = 2I-(aq)

1. Exemples de couples dans lequel un élément commun s’associe à l’oxygène

S2O82-(aq) + 2é = 2SO42-(aq)

S4O62-(aq) + 2é = S2O32-(aq)

Equilibre en milieu acide :

MnO4-(aq) + 8H+ + 5e = Mn2+(aq) + 4H2O

O2 + 2H+ + 2é = H2O(l)

2HClO(aq) + 2H+ + 2é = Cl2 + 2H2O

Cr2O72-(aq) + 14H+ + 6é = 2Cr3+(aq) + 7H2O

Equilibre en milieu basique :

IO3-(aq)/I-(aq)        IO3- + 6é + 6H+  ( I- + 3H2O

                6H2O ( 6H+  + 6HO-

                IO3- + 6é + 3H2O  ( I- + 6HO-

ClO-(aq)/Cl2(g)        2ClO- + 2é + 4H+ ( Cl2 + 2H2O

                4H2O ( 4H+  + 4HO-

                2ClO- + 2é + 2H2O ( Cl2 + 4HO-

MnO4-(aq)/MnO2(s)        MnO4-(aq) + 3é + 4H+  MnO2(s) + 2H2O        

                        4H2O ( 4H+  + 4HO-

                        MnO4-(aq) + 3é + 2H2O  MnO2(s) + 4HO-

...