Réactions d'oxydo-réduction

Réactions d'oxydo-réduction

Quand un fil de cuivre plongé dans une solution d'argent se recouvre de paillettes brillantes, quand un comprimé de vitamine C décolore une solution de diiode… il se passe la même chose à l'échelle microscopique : des électrons sautent d'une espèce à l'autre.

À la fin de ce chapitre, tu sauras :

distinguer un oxydant d'un réducteur ; identifier un couple Ox/Red ;

écrire et équilibrer une demi-équation électronique (avec H⁺ et H₂O si besoin) ;

combiner deux demi-équations pour obtenir l'équation bilan d'une réaction d'oxydo-réduction.

Rappel : gain et perte d'électrons

Le moteur d'une réaction d'oxydoréduction, c'est le transfert d'électrons. Avant d'y venir, on rappelle ce que devient un atome qui en gagne ou en perd.

Gain d'électrons → anion Un atome qui gagne un ou plusieurs électrons devient un ion négatif (anion). Il a un excès de charges négatives.

Perte d'électrons → cation Un atome qui perd un ou plusieurs électrons devient un ion positif (cation). Il a un défaut de charges négatives.

Pas de création d'électrons Les électrons libres n'existent pas en solution : si une espèce en perd, c'est qu'une autre les a captés au même moment. C'est cette coexistence obligée qui définit la réaction d'oxydoréduction.

Oxydant et réducteur

Réducteur Un réducteur, noté Red, est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

Exemple : le zinc métallique Zn_(s) → Zn^2+_(aq) + 2 e^-

Le zinc perd 2 électrons : c'est un réducteur.

Oxydant Un oxydant, noté Ox, est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.

Exemple : l'ion cuivre (II) Cu^2+_(aq) + 2 e^- → Cu_(s)

L'ion Cu²⁺ capte 2 électrons : c'est un oxydant.

Le couple oxydant/réducteur

Couple Ox/Red Un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red, est l'association d'un oxydant et d'un réducteur comportant le même élément chimique et reliés par la demi-équation électronique :

Ox + n e^- Red où n est le nombre d'électrons échangés.

Vocabulaire Les espèces Ox et Red sont dites conjuguées.

Le passage Ox → Red est une réduction.

Le passage Red → Ox est une oxydation.

Trois couples de référence Cu^2+_(aq) / Cu_(s) : Cu^2+_(aq) + 2 e^- = Cu_(s) Ag^+_(aq) / Ag_(s) : Ag^+_(aq) + e^- = Ag_(s) I_2_(aq) / I^-_(aq) : I_2_(aq) + 2 e^- = 2 I^-_(aq)

Méthode : équilibrer une demi-équation

Pour des couples simples (Cu²⁺/Cu, Ag⁺/Ag…), équilibrer la demi-équation est immédiat. Mais quand l'oxydant contient des atomes d'O (cas de MnO₄⁻, Cr₂O₇²⁻, NO₃⁻…), il faut une méthode systématique.

Procédure (en milieu acide) Équilibrer les éléments autres que O et H.

Équilibrer les O en ajoutant des molécules d'eau H_2O.

Équilibrer les H en ajoutant des ions H^+_(aq).

Équilibrer les charges en ajoutant des électrons e^-.

Exemple : couple MnO₄⁻/Mn²⁺ 1. Mn équilibré. MnO_4^- → Mn^2+

2. O équilibrés (4 H₂O à droite). MnO_4^- → Mn^2+ + 4 H_2O

3. H équilibrés (8 H⁺ à gauche). MnO_4^- + 8 H^+ → Mn^2+ + 4 H_2O

4. Charges équilibrées (5 e⁻ à gauche). MnO_4^- + 8 H^+ + 5 e^- = Mn^2+ + 4 H_2O

La réaction d'oxydo-réduction

Réaction d'oxydo-réduction Une réaction d'oxydoréduction est un transfert d'électrons entre le réducteur d'un couple Ox_1/Red_1 et l'oxydant d'un autre couple Ox_2/Red_2.

Comme les électrons libres n'existent pas en solution, on combine les deux demi-équations en égalisant le nombre d'électrons cédés et captés. Les électrons disparaissent alors de l'équation bilan.

Recette Écrire les deux demi-équations dans le bon sens (réduction pour Ox₁, oxydation pour Red₂).

Multiplier chaque demi-équation pour qu'elles aient le même nombre d'électrons.

Additionner les deux demi-équations et simplifier les électrons.

Exemple détaillé : Al(s) + Cu²⁺(aq)

On considère la réaction entre l'aluminium métallique et les ions cuivre (II). Couples mis en jeu : Al^3+/Al et Cu^2+/Cu.

1. Demi-équations dans le bon sens. Cu^2+ + 2 e^- = Cu (réduction) Al = Al^3+ + 3 e^- (oxydation)

2. Égaliser les électrons. PPCM(2, 3) = 6 : (Cu^2+ + 2 e^- = Cu) × 3 3 Cu^2+ + 6 e^- = 3 Cu (Al = Al^3+ + 3 e^-) × 2 2 Al = 2 Al^3+ + 6 e^-

3. Sommer et simplifier. 3 Cu^2+_(aq) + 2 Al_(s) → 3 Cu_(s) + 2 Al^3+_(aq)

Ce qu'il faut retenir

Oxydant = capte des électrons ; réducteur = en cède.

Couple Ox/Red : Ox + n e^- Red, où Ox et Red contiennent le même élément chimique.

Équilibrer une demi-équation en milieu acide : éléments → O (avec H₂O) → H (avec H⁺) → charges (avec e⁻).

Équation bilan : multiplier les demi-équations pour égaliser les électrons, additionner, simplifier.

Les électrons libres n'existent pas en solution : autant d'électrons cédés que captés.