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Introduction

Les réactions acides bases correspondent à un échange de protons entre un acide et une base.
Les réactions d'oxydoréduction font intervenir les électrons.

Définitions

Réducteurs

Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons. Quand le réducteur cède un ou plusieurs électrons, il s'oxyde.

Exemple

Le sodium Na est capable de céder un électron. C’est donc un réducteur.

Na(s) = Na+(aq) + e-
Fin de l'exemple

Oxydants

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Quand l'oxydant capte un ou plusieurs électrons, il se réduit.

Exemple

L'ion fer (III) Fe3+ est capable de capter un électron pour se transformer en ion fer (II) Fe2+. C’est donc un oxydant.

Fe3+(aq)+ e- = Fe2+(aq)

Fin de l'exemple

Couple oxydant/réducteur

Définition

Un couple oxydant/réducteur est l’ensemble d'un oxydant et d'un réducteur qui sont conjugués dans les réactions d'oxydoréduction.
​ Ils sont liés par une demi-équation d'oxydoréduction : l'ajout d'une quantité n d'électrons à un oxydant va donner un réducteur (son réducteur conjugué). On écrit :

Ox + n.e- = Red
Exemple
  • Considérons la réaction entre le métal zinc et une solution de sulfate de cuivre II
Dans cette réaction les ions cuivre II joue le rôle d'oxydant.
  • Considérons la réaction entre le métal cuivre et une solution de nitrate d'argent
Dans cette réaction le métal cuivre joue le rôle de réducteur en présence d'ion Ag+.

Conclusion : on dira donc que les ions Cu²+ et le cuivre métallique appartiennent à un couple oxydant/réducteur noté :

Cu2+/Cu

et caractérisé par la demi équation :

Cu2+ + 2e- = Cu
Fin de l'exemple


Généralisation :

  • Un couple va donc s'écrire :
Ox/Red
  • Un couple va donc être caractérisé par la demi équation :
Ox + ne- = Red

Équation d'une réaction

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples d'oxydant/réducteur. Au cours de cette réaction, l'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur de l'autre couple.

Ox₁/Red₁ soit Ox₁ + n₁e = Red₁

Ox₂/Red₂ soit Ox₂ + n₂e = Red₂

et on a donc l'équation suivante ( l'expérience indique dans quel sens se passe la réaction ) :

n₂Ox₁ + n₁Red₂ → n₂Red₁ + n₁Ox₂

Exemples de couples oxydant/réducteur

Couple Oxydant Réducteur Demi-équation d'oxydoréduction
Na⁺/Na ion sodium sodium Na⁺ + e⁻ = Na
Cu²⁺/Cu ion cuivre II cuivre Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu
Mg²⁺/Mg Mg²⁺ + 2e⁻ = Mg
Zn²⁺/Zn ion zinc II zinc Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn
Al³⁺/Al ion aluminium III aluminium Al³⁺ + 3e⁻ = Al
I₂/I⁻ diiode ion iodure I₂ + 2e⁻ = 2I⁻
Fe³⁺/Fe²⁺ ion fer III ion fer II Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺
S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻ ion tétrathionate ion thiosulfate S₄O₆²⁻ + 2e⁻ = 2S₂O₃²⁻
MnO4⁻/Mn²⁺ ion permanganate ion manganèse MnO4⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4 H2O

Exemples de réaction

Réaction entre les ions iodure et les ions Fer III

Les couples oxydant/réducteur présents dans la réaction :

I₂/I⁻

Fe³⁺/Fe²⁺

Les demi-équations correspondantes :

I₂ + 2e⁻ = 2I⁻
Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺

L'équation de la réaction :

2I⁻ + 2Fe³⁺ → I₂ + 2Fe²⁺
    Remarque : les ions Fe²⁺ sont mis en évidence par le précipité vert donné en présence des ions OH⁻ apportés par la soude.

    La diiode en solution peut être mise en évidence par une réaction d'oxydoréduction entre les couples :I₂/I⁻ et S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻

Réaction d'un acide sur un métal

L'acide chlorhydrique réagit sur la plupart des métaux pour donner l'ion métallique correspondant et un dégagement de dihydrogène H₂ sauf pour l'Argent, l'Or et le Cuivre.

Exemple
Réaction de l'acide chlorhydrique sur l'aluminium

1. Les couples :

Al³⁺/Al
H⁺/H₂

2. Les demi-équations :

Al³⁺ + 3e⁻ = Al
2H⁺ + 2e⁻ = H₂

3. Équation de la réaction :

2Al + 6H⁺ → 2Al³⁺ + 3H₂
Fin de l'exemple

Couples MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺

MnO₄⁻ : ion permanganate (⇒ violet en solution )

Mn²⁺ : ion manganèse (⇒ incolore en solution)

Fe³⁺ : ion fer III (⇒ vert pâle en solution)

Fe²⁺ : ion fer II (⇒ rouille en solution)

Exemple

Expérience :

Si on verse une solution de permanganate de potassium sur une solution contenant des ions Fe²⁺, on observe une décoloration due à la formation des ions Mn²⁺ (en milieu acide sulfurique) :

1. Les couples :

MnO₄⁻/Mn²⁺
Fe³⁺/Fe²⁺

2. Les demi-équations :

MnO4⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4
Début d’une formule chimique
H2O
Fin d’une formule chimique
Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺

3. Équation de la réaction :

MnO4⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ +4H₂O
Fin de l'exemple

Méthodes

Écrire une demi équation d'oxydoréduction

  1. Rechercher l'oxydant et le réducteur du couple. Écrire l'oxydant à gauche et le réducteur à droite séparés par un signe égal.
  2. Equilibrer à l'aide de coefficient les éléments chimiques pour la conservation.
  3. Ajouter l'élément H₂O, si nécessaire.
  4. Ajouter l'ion H⁺, si nécessaire.
  5. Ajouter le ou les électron(s) nécessaire(s) du côté de l'oxydant afin de réaliser la conservation de la charge électrique.


Exemple
Écrire une demi-équation d'oxydoréduction

Soit le couple d'oxydoréduction Cr₂O₇²⁻/Cr³⁺

Cr₂O₇²⁻ est l'ion dichromate
Cr³⁺ est l'ion chrome III

1.) Cr₂O₇²⁻ ↔ Cr³⁺

2.) Cr₂O₇²⁻ ↔ 2Cr³⁺

3.) Cr₂O₇²⁻ ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O

4.) Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ ↔ 2Cr³⁺ + 7H₂O

5.) Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ = 2Cr³⁺ + 7H₂O

Fin de l'exemple


Exemple
Écrire une demi-équation d'oxydoréduction

Soit le couple d'oxydoréduction MnO₄⁻/Mn²⁺

1.) MnO4- ↔ Mn²⁺

2.) MnO₄⁻ ↔ Mn²⁺ (l'élément Mn est déjà équilibré )

3.) MnO₄⁻ ↔ Mn²⁺ + 4H₂O

4.) MnO₄⁻ + 8H⁺ ↔ Mn²⁺ + 4H₂O

5.) MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4H₂O

Fin de l'exemple

Écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction


  1. Déterminer les couples oxydant/réducteur.
  2. Donner leur demi-équation.
  3. Écrire l'équation d'oxydoréduction.


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