Réactions d’oxydoréductionCours

 

Notions À savoir
Réactif

Espèce consommée par une transformation chimique : sa quantité de matière diminue.

Un réactif est limitant si sa quantité de matière est nulle à l'état final (raison pour laquelle la transformation cesse), sinon il est en excès.

Produit Espèce formée par une transformation chimique : sa quantité de matière augmente.
Équation de la réaction chimique Écriture symbolique de la réaction dans laquelle les espèces chimiques sont représentées par leurs formules chimiques et précédées de leurs coefficients stœchiométriques, qui donnent leurs proportions en moles.
Lois de conservation

Une équation de la réaction chimique doit respecter les lois de la conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.

Les coefficients stœchiométriques des espèces chimiques doivent ainsi être ajustés.
Cation Espèce portant une charge électrique positive, formée, par exemple, lorsqu'un atome perd des électrons.
Anion Espèce portant une charge électrique négative, formée, par exemple, lorsqu'un atome gagne des électrons.
I

Oxydants et réducteurs

Les oxydants et les réducteurs sont des espèces chimiques pouvant capter ou céder des électrons.

Oxydants et réducteurs

Natures Propriétés Exemples
Oxydant Espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons L'ion cuivre II Cu2+ est un oxydant car il peut se transformer en cuivre métallique Cu par gain de deux électrons.
Réducteur Espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs électrons Le zinc Zn est un réducteur car il peut se transformer en ion zinc Zn2+ par perte (ou libération) de deux électrons.  
II

Les couples redox

Chaque oxydant est associé à un réducteur et inversement, ainsi on parle de couple d'oxydoréduction ou couple redox.

Un oxydant et un réducteur forment un couple redox si on peut passer de l'un à l'autre par gain ou perte d'électrons. Par convention, un tel couple est noté Ox / Red.

  • L'ion Cu2+ et l'atome de cuivre Cu forment un couple redox noté : Cu2+ / Cu.
  • L'atome de zinc Zn et l'ion zinc Zn2+ forment un couple redox noté : Zn2+ / Zn.

Le transfert d'électrons entre deux espèces d'un couple redox est illustré par la demi-équation électronique du couple.

Demi-équation électronique

À chaque couple redox est associée une demi-équation électronique qui illustre le passage d'une espèce du couple à l'autre par transfert d'électrons.

\displaystyle{Ox + n e^{-} = Red}

La demi-équation électronique associée au couple Cu2+/ Cu est :

\displaystyle{\ce{Cu^{2+}} + 2e^{-} = \ce{Cu}}

En fonction du sens du transfert des électrons, on définit ainsi deux types de réaction.

Réduction & Oxydation

Types de réaction Types de transfert Exemples
Réduction Gain d'électrons

Réduction des ions cuivre :

\displaystyle{\ce{Cu^{2+}} + 2e^{-} = \ce{Cu}}

Oxydation Libération d'électrons

Oxydation du cuivre métallique :

\displaystyle{ \ce{Cu} = \ce{Cu^{2+}} + 2e^{-}}

Les demi-équations électroniques sont soumises aux mêmes lois que toutes les transformations chimiques.

Les demi-équations électroniques doivent vérifier les lois de conservation des éléments chimiques et de la charge électrique.

La demi-équation électronique associée au couple \displaystyle{\ce{Cl_{2}} / Cl^{-}}  est :

\displaystyle{\ce{Cl_{2}} + 2e^{-} = 2\ce{Cl^{-}}}

Ici, on a dû ajouter :

  • Le coefficient stœchiométriques « 2 » devant l'ion chlorure \ce{Cl^{-}} pour la conservation de l'élément chimique chlore ;
  • Deux électrons du côté de l'oxydant \ce{Cl_{2}} pour respecter la conservation de la charge électrique.

Méthode
Certaines demi-équations électroniques sont plus complexes à ajuster, il faut alors suivre, dans l'ordre, la méthode suivante.

Commencer par équilibrer tous les éléments chimiques autres que l'hydrogène H et l'oxygène O, en ajustant leurs coefficients stœchiométriques.

Équilibrer ensuite l'élément oxygène O en utilisant des molécules d'eau H2O.

Puis équilibrer l'élément hydrogène H en utilisant des ions hydrogène H+ (écriture simplifiée des ions oxonium H3O+).

Enfin, équilibrer la charge électrique en utilisant des électrons e.

On veut écrire la demi-équation électronique du couple redox ion dichromate / ion chrome \displaystyle{\ce{Cr2O7^{2-} / Cr^{3+}}}.

On ajoute le coefficient stœchiométrique « 2 » pour équilibrer l'élément chrome  \ce{Cr}   :

\ce{ Cr2O7^{2-} } = 2 \ce{ Cr^{3+}}

On ajoute 7 molécules d'eau du côté du réducteur pour équilibrer l'élément oxygène  \ce{O}   :

\ce{ Cr2O7^{2-} } = 2 \ce{ Cr^{3+}}+ 7 \ce{H2O}

On ajoute 14 ions hydrogène du côté de l'oxydant pour équilibrer l'élément hydrogène  \ce{H}  :

\ce{ Cr2O7^{2-} } + 14 \ce{H^{+}} = 2 \ce{ Cr^{3+}}+ 7 \ce{H2O}

On ajoute 6 électrons du côté de l'oxydant pour équilibrer la charge électrique :

\ce{ Cr2O7^{2-} } + 14 \ce{H^{+}} + 6 \ce{e^{-}} = 2 \ce{ Cr^{3+}}+ 7 \ce{H2O}

III

Écriture d'une réaction d'oxydoréduction

On parle de réaction d'oxydoréduction lorsque l'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur d'un autre couple.

Une réaction d'oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle il y a échange d'électrons entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple. Pour deux couples Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2, la réaction d'oxydoréduction est de la forme :

\displaystyle{{Ox_{1}} + {Red_{2}} \ce{->} {Red_{1}} + {Ox}_{2}}

La réaction de réduction des ions cuivre \ce{Cu^{2+}}  par le zinc \ce{Zn} est :

\ce{Cu^{2+}_{(aq)}} + \ce{Zn_{(s)}} \ce{->} \ce{Cu_{(s)}} + \ce{Zn^{2+}_{(aq)}}

Comme toutes les transformations chimiques, les réactions d'oxydoréduction doivent respecter la conservation de la charge électrique.

Méthode
Afin d'assurer la conservation de la charge électrique, le nombre d'électrons cédés doit être égal au nombre d'électrons captés. 

Il est donc nécessaire :

  • D'écrire les demi-équations électroniques de chaque couple avant d'écrire la réaction d'oxydoréduction, dans le sens réactif vers produit (en se référant au contexte donné).
  • De vérifier que les deux demi-équations électroniques mettent en jeu le même nombre d'électrons et, si ce n'est pas le cas, multiplier l'intégralité des coefficients stœchiométriques d'une ou des deux demi-équations afin d'obtenir l'équilibre (le même nombre d'électrons).
  • De simplifier la réaction en ôtant les électrons et les espèces chimiques qui sont présentes à la fois du côté des réactifs et des produits.

Pour écrire la réaction d'oxydation du zinc métallique (\ce{Zn}) par les ions permanganate (\ce{MnO4^{-}}), on écrit d'abord les demi-équations des deux couples, dans le sens réactif vers produit, en pensant à les équilibrer.

Couple redox Demi-équation électronique
\displaystyle{\ce{MnO4^{-}} / \ce{Mn^{2+}}} \displaystyle{\ce{MnO4^{-}} + 8 \ce{H^{+}} + 5 \ce{e^{-}} = \ce{Mn^{2+}} + 4 \ce{H2O}}
\displaystyle{\ce{Zn^{2+}} / \ce{Zn}} \displaystyle{\ce{Zn} = \ce{Zn^{2+}} + 2 \ce{e^{-}}}

Ici, il faut multiplier la première demi-équation par « 2 » et la deuxième par « 5 » pour qu'elles mettent en jeu 10 électrons toutes les deux. D'où :

\displaystyle{2 \ce{MnO4^{-}} + 5 \ce{Zn}+ 16 \ce{H^{+}} + 10 \ce{e^{-}} \ce{->} 2 \ce{Mn^{2+}} + 5 \ce{Zn^{2+}}+ 8 \ce{H2O} + 10 \ce{e^{-}}}

Et, après simplification des électrons, présents des deux côtés :

\displaystyle{2 \ce{MnO4^{-}} + 5 \ce{Zn}+ 16 \ce{H^{+}} \ce{->} 2 \ce{Mn^{2+}} + 5 \ce{Zn^{2+}}+ 8 \ce{H2O}}

IV

Récapitulatif

Couple redox

Oxydant : espèce susceptible de capter des électrons.


Réducteur : espèce susceptible de céder des électrons.
Demi-équation électronique

Oxydation : libération d'électrons.

 

Réduction : gain d'électrons.

 

Équilibrer : 

1. Tous les atomes sauf H et O avec un coefficient stœchiométrique.

2. O avec H2O.

3. H avec H+.

4. La charge électrique avec des électrons.
Réaction d'oxydoréduction

Réaction entre l'oxydant Ox1 d'un couple Ox1 / Red1 et le réducteur Red2  d'un couple Ox2/ Red2

1. Écrire les deux demi-équations électroniques dans le sens réactif vers produit (donné par le contexte).

2. Multiplier les demi-équations pour que le nombre d'électrons échangés soit le même. Les électrons n'apparaissent pas dans l'équation de la réaction d'oxydoréduction.

Couple redox

Couple redox

Demi-équation électronique

Demi-équation électronique

Réaction d'oxydoréduction

Réaction d'oxydoréduction