Établir l'équation d'une réaction d'oxydoréduction à l'aide des couples oxydant-réducteur Exercice

Pour écrire la réaction d'oxydation de l'éthanal (\ce{C2H4O}) par les ions permanganate (\ce{MnO4^{-}}), il faut commencer par écrire les demi-équations associées à chaque couple redox et dans le sens « réactifs vers produits ».

• Pour le couple \ce{C2H4O2} / \ce{C2H4O}, c'est l'éthanal \ce{C2H4O} le réactif et l'acide éthanoïque \ce{C2H4O2} le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{C2H4O} +\ce{H2O} = \ce{C2H4O2} + 2 \ce{H+} + 2 \ce{e-}
• Pour le couple \ce{MnO4^{-}} / \ce{Mn^{2+}}, c'est l'ion permanganate \ce{MnO4^{-}} le réactif et l'ion manganèse \ce{Mn^{2+}} le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{MnO4^{-}} + 8 \ce{H+} + 5 \ce{e-}= \ce{Mn^{2+}} + 4 \ce{H2O}

Avant de faire la somme des demi-équations électroniques, il faut les multiplier par un coefficient afin qu'elles mettent en jeu le même nombre d'électrons.

Ici, les deux demi-équations mettent en jeu respectivement 2 et 5 électrons.
Le plus petit multiple commun à ces deux nombres étant 10, il faut multiplier :

• la demi-équation \ce{C2H4O} +\ce{H2O} = \ce{C2H4O2} + 2 \ce{H+} + 2 \ce{e-} par 5 ;
• la demi-équation \ce{MnO4^{-}} + 8 \ce{H+} + 5 \ce{e-}= \ce{Mn^{2+}} + 4 \ce{H2O} par 2.

Après ces multiplications, la somme des demi-équations donne l'équation de réaction suivante :
2 \ce{MnO4^{-}} + 5 \ce{C2H4O}+ 16 \ce{H+} + 5 \ce{H2O} + 10 \ce{e-}\ce{->} 2\ce{Mn^{2+}} + 5 \ce{C2H4O2} + 10 \ce{H+}+ 8 \ce{H2O} + 10 \ce{e-}

Il faut ensuite simplifier l'équation de réaction obtenue en éliminant les espèces chimiques qui apparaissent à la fois du côté des réactifs et des produits. Ici, on peut donc éliminer :

• les 10 électrons présents à la fois du côté des réactifs et des produits ;
• 10 ions \ce{H+} des deux côtés : il en restera 6 du côté des réactifs et aucun du côté des produits ;
• 5 molécules d'eau \ce{H2O} des deux côtés : il en restera 3 du côté des produits et aucun du côté des réactifs.

Pour écrire la réaction d'oxydation de l'éthanol (\ce{C2H6O}) par les ions dichromate (\ce{Cr2O7^{2-}}), il faut commencer par écrire les demi-équations associées à chaque couple redox et dans le sens « réactifs vers produits ».

• Pour le couple \ce{C2H4O2} / \ce{C2H6O}, c'est l' éthanol (\ce{C2H6O}) le réactif et l'acide éthanoïque \ce{C2H4O2} le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{C2H6O} +\ce{H2O} = \ce{C2H4O2} + 4 \ce{H+} + 4 \ce{e-}
• Pour le couple \ce{Cr2O7^{2-}} / \ce{Cr^{3+}}, ce sont ions dichromate (\ce{Cr2O7^{2-}}) les réactifs et les ions chrome \ce{Cr^{3+}} le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{Cr2O7^{2-}} + 14 \ce{H+} + 6 \ce{e-}= 2\ce{Cr^{3+}} + 7 \ce{H2O}

Avant de faire la somme des demi-équations électroniques, il faut les multiplier par un coefficient afin qu'elles mettent en jeu le même nombre d'électrons.

Ici, les deux demi-équations mettent en jeu respectivement 4 et 6 électrons.
Le plus petit multiple commun à ces deux nombres étant 12, il faut multiplier :

• la demi-équation \ce{C2H6O} +\ce{H2O} = \ce{C2H4O2} + 4 \ce{H+} + 4 \ce{e-} par 3 ;
• la demi-équation \ce{Cr2O7^{2-}} + 14 \ce{H+} + 6 \ce{e-}= 2\ce{Cr^{3+}} + 7 \ce{H2O} par 2.

Après ces multiplications, la somme des demi-équations donne l'équation de réaction suivante :
2 \ce{Cr2O7^{2-}} + 3 \ce{C2H6O}+ 28 \ce{H+} + 3 \ce{H2O} + 12 \ce{e-}\ce{->} 4\ce{Cr^{3+}} + 3 \ce{C2H4O2} + 12 \ce{H+}+ 14\ce{H2O} + 12 \ce{e-}

Il faut ensuite simplifier l'équation de réaction obtenue en éliminant les espèces chimiques qui apparaissent à la fois du côté des réactifs et des produits. Ici, on peut donc éliminer :

• les 12 électrons présents à la fois du côté des réactifs et des produits ;
• 12 ions \ce{H+} des deux côtés : il en restera 16 du côté des réactifs et aucun du côté des produits ;
• 3 molécules d'eau \ce{H2O} des deux côtés : il en restera 11 du côté des produits et aucun du côté des réactifs.

Pour écrire la réaction d'oxydation du zinc (\ce{Zn}) par les ions hydrogène (\ce{H^{+}}), il faut commencer par écrire les demi-équations associées à chaque couple redox et dans le sens « réactifs vers produits ».

• Pour le couple \ce{H+} / \ce{H2}, c'est l'ion hydrogène (\ce{H+}) le réactif et le dihydrogène \ce{H2} le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  2\ce{H+}+ 2\ce{e-} = \ce{H2}
• Pour le couple \ce{Zn^{2+}} / \ce{Zn}, ce sont ions zinc (\ce{Zn^{2+}}) les produits et le zinc \ce{Zn} le réactif. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{Zn} = \ce{Zn^2+} + 2 \ce{e-}

Avant de faire la somme des demi-équations électroniques, il faut les multiplier par un coefficient afin qu'elles mettent en jeu le même nombre d'électrons.

Ici, les deux demi-équations mettent en jeu 2 électrons, il n'y a donc aucun ajustement à effectuer.

Pour écrire la réaction d'oxydation des ions fer III (\ce{Fe^3+}) par l'eau oxygénée (\ce{H2O2}), il faut commencer par écrire les demi-équations associées à chaque couple redox et dans le sens « réactifs vers produits ».

• Pour le couple \ce{Fe^3+} / \ce{Fe^2+}, c'est l'ion fer III (\ce{Fe^3+}) le réactif et l'ion fer II (\ce{Fe^2+}) le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{Fe^3+}+ \ce{e-} = \ce{Fe^2+}
• Pour le couple \ce{O2} / \ce{H2O2}, c'est l'eau oxygénée (\ce{H2O2}) le réactif et l'oxygène \ce{O2} le réactif. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{H2O2} = \ce{O2} +2\ce{H+} + 2 \ce{e-}

Avant de faire la somme des demi-équations électroniques, il faut les multiplier par un coefficient afin qu'elles mettent en jeu le même nombre d'électrons.

Ici, les deux demi-équations mettent en jeu respectivement 1 et 2 électrons.

Il faut multiplier la demi-équation \ce{Fe^3+}+ \ce{e-} = \ce{Fe^2+} par 2.

On obtient, en faisant la somme des deux demi-équations :
\ce{H2O2} + 2\ce{Fe^3+}+ 2 \ce{e-}= \ce{O2} +2\ce{H+} + 2 \ce{e-}+2\ce{Fe^2+}

Il faut ensuite simplifier l'équation de réaction obtenue en éliminant les espèces chimiques qui apparaissent à la fois du côté des réactifs et des produits. Ici, on peut donc éliminer les 2 électrons présents à la fois du côté des réactifs et des produits.

Pour écrire la réaction d'oxydation des ions argent (\ce{Ag+}) par le cuivre (\ce{Cu}), il faut commencer par écrire les demi-équations associées à chaque couple redox et dans le sens « réactifs vers produits ».

• Pour le couple \ce{Ag+} / \ce{Ag}, c'est l'ion argent (\ce{Ag+}) le réactif et l'argent (\ce{Ag}) le produit. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{Ag+}+ \ce{e-} = \ce{Ag}
• Pour le couple \ce{Cu^2+} / \ce{Cu}, c'est le cuivre (\ce{Cu}) le réactif et l'ion cuivre \ce{Cu^2+} le réactif. La demi-équation correspondante est donc :
  \ce{Cu} = \ce{Cu^2+} + 2 \ce{e-}

Avant de faire la somme des demi-équations électroniques, il faut les multiplier par un coefficient afin qu'elles mettent en jeu le même nombre d'électrons.

Ici, les deux demi-équations mettent en jeu respectivement 1 et 2 électrons.
Il faut multiplier la demi-équation \ce{Ag+}+ \ce{e-} = \ce{Ag} par 2.

On obtient, en faisant la somme des deux demi-équations :
\ce{Cu}+ 2 \ce{e-}+2\ce{Ag+} = \ce{Cu^2+} + 2 \ce{e-}+2\ce{Ag}

Il faut ensuite simplifier l'équation de réaction obtenue en éliminant les espèces chimiques qui apparaissent à la fois du côté des réactifs et des produits. Ici, on peut donc éliminer les 2 électrons présents à la fois du côté des réactifs et des produits.