Réactions d'oxydoréduction, cours de chimie, première S,

- Les deux espèces oxydant et réducteur obtenues en passant de l’une à l’autre par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons s’appellent des espèces conjuguées.

- Elles forment un couple oxydant / réducteur, noté Ox / Red.

- Exemples :

Cu²⁺ / Cu

Fe²⁺ / Fe

Zn²⁺ / Zn

- À tout couple oxydant / réducteur, on associe la demi-équation électronique d’oxydoréduction suivante :

Ox + n e ^– = Red

- Exemple :

Cu²⁺ + 2 e ^– = Cu

- Ceci est une écriture formelle.

- Le signe égal traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre suivant les conditions expérimentales.

- La transformation chimique qui correspond au passage de l’oxydant Ox à son réducteur conjugué Red est une réduction. :

- Une réduction est un gain d’électrons.

- La transformation chimique qui correspond au passage du réducteur Red à son oxydant conjugué Ox est une oxydation :

- Une oxydation est une perte d’électrons.

- Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, un oxydant est réduit et un réducteur est oxydé.

3)- Exemples de couples.

a)- Couples pour les métaux.

- Les métaux, noté M, perdent facilement des électrons : ce sont des réducteurs.

- Ils donnent des cations qui sont des oxydants.

- Couple : M ⁿ⁺ / M et demi-équation électronique associée : Mⁿ⁺ + n e ^– = M

b)- Couples entre cations métalliques.

- Exemple :

Couple : Fe³⁺ / Fe²⁺

Fe³⁺ + e ^– = Fe²⁺

- Le cation de plus grande charge est l’oxydant.

c)- Couple du type I₂ / I ^– .

- Le diiode peut capter des électrons pour donner des ions iodure.

- On peut écrire la demi-équation électronique suivante :

- Le diiode est un oxydant et l'ion iodure un réducteur.

I₂ + 2 e ^– = 2 I ^–

d)- Le couple : H⁺_(aq) / H ₂.

- Le proton solvaté, H⁺_(aq), est un oxydant qui peut capter un électron pour donner du dihydrogène.

- Demi-équation électronique :

2 H⁺_(aq) + 2 e ^– = H _{2 (g)}

- Le dihydrogène est un réducteur.

e)- Le couple MnO₄^– / Mn²⁺.

- Une solution aqueuse de permanganate de potassium est violette.

- La coloration de la solution est due à la présence des ions permanganate : MnO₄^–.

- Cette solution se décolore quand l’ion permanganate se transforme en ion manganèse Mn²⁺ incolore

- Exercice : écrire la demi-équation électronique du couple MnO₄^– / Mn²⁺.

- Pour ce faire, on utilise une méthode systématique qui comprend plusieurs étapes :

- Première étape, on part de l’écriture suivante :

MnO₄^– = Mn²⁺

- Deuxième étape : On équilibre l’oxygène avec des molécules d’eau :

MnO₄^– = Mn²⁺ + 4 H₂O

- Troisième étape : On équilibre l’hydrogène avec H⁺_(aq) :

MnO₄^– + 8 H⁺_(aq) = Mn²⁺ + 4 H₂O

- Quatrième étape : On équilibre les charges avec les électrons :

MnO₄^– + 8 H⁺_(aq) + 5 e ^– = Mn²⁺ + 4 H₂O

- Conclusion : l’ion permanganate est un oxydant en milieu acide.

II- Réaction d’oxydoréduction.

1)- Définition.

Définition de la réaction d'oxydoréduction :

- Une réaction d’oxydoréduction est une réaction qui met en jeu un transfert d’électrons entre ses réactifs.

- Elle fait agir l’oxydant d’un couple avec le réducteur d’un autre couple pour donner leurs espèces conjuguées.

- Exemple :

2 Ag⁺_(aq) + Cu → 2 Ag + Cu²⁺

- On peut écrire :

Ox₁ + Red₂ → Red₁ + Ox₂

2)- Équation d’une réaction d’oxydoréduction.

- Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir l’oxydant Ox₁ et le réducteur Red₂

- de deux couples oxydant réducteur Ox₁ / Red₁ et Ox₂ / Red₂.

- Dans le bilan de la réaction, les électrons ne doivent pas apparaître.

( Ox₁ + n₁ . e ^-	=	Red₁ )	× n₂
(Red₂	=	Ox₂ + n₂ . e ^–)	× n₁

n₂ . Ox₁ + n₁. Red₂	→	n₂ . Red₁ + n₁ . Ox₂

3)- Exemple de réaction d’oxydoréduction.

Réaction chimique étudiée :

- Le diiode I₂est réduit par les ions thiosulfate S₂O₃^2–.

- On obtient les ions iodure I^– et les ions tétrathionate S₄O₆^2–.

Questions :

- Donner les deux couples oxydant / réducteur qui interviennent.

- Donner les demi-équations électroniques.

- En déduire l’équation de la réaction.

Réponses :

- Les couples :

I₂ / I^–

S₄O₆^2– / S₂O₃^2–

- Les demi-équations électroniques :

I₂ / I^–	S₄O₆^2– / S₂O₃^2–
I₂ + 2 e^– = 2 I^–	S₄O₆^2– + 2 e^– = 2 S₂O₃^2–

- Équation de la réaction :

I₂ + 2 e ^– = 2 I^–

2 S₂O₃^2– = S₄O₆^2– + 2 e ^–

I₂ + 2 S₂O₃^2–→ 2 I^{– +}S₄O₆²^–

4)- Résumé et complément :

- Un oxydant est une entité chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

- (Oxydant : gagne)

- Un réducteur est une entité chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.

- (Réducteur : perd)

- Une oxydation est une perte d’électrons

	Oxydation
Red	→	Ox + n e^–
Cu	→	Cu²⁺ + 2 e^–

- Une réduction est un gain d’électrons.

	Réduction
Ox + n e^–	→	Red
Cu²⁺ + 2 e^–	→	Cu

- Écriture condensée :

Oxydant et réducteur conjugué
Forme oxydée			Forme réduite
Cu²⁺	+ 2 e^–	Réduction →	Cu
Cu²⁺	+ 2 e^–	← oxydation	Cu
Ox			Red

- Couple oxydant / réducteur : Ox / Red : Cu²⁺ / Cu

- Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons.

- Elle fait intervenir deux couples Ox / Red : Ox₁ / Red₁ et Ox₂ / Red₂

- Ox₁ ne peut pas réagir sur Ox₂ et Red₁ ne peut pas réagir sur Red₂

- Ox₁ peut réagir sur Red₂ ou Ox₂ peut réagir sur Red₁

- Cela dépend de la force relative des oxydants et des réducteurs mis en présence.

- Au cours d’une réaction d’oxydoréduction :

- Un oxydant est réduit et

- Un réducteur est oxydé.

- La réaction naturelle ou spontanée entre deux couples Ox / Red fait intervenir l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.

- L'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort pour donner l'oxydant le plus faible et le réducteur le plus faible.

- Exemple :

- Entre deux couples oxydant / réducteur la seule réaction, qui peut se produire, est celle de l'oxydant le plus fort sur le réducteur le plus fort :

- C'est la réaction naturelle.

- La règle du gamma permet de retrouver le sens de la réaction naturelle.

- Remarque : Plus un réducteur est fort et plus son oxydant conjugué est faible et inversement.

- Classification électrochimique de quelques couples Ox / Red :