1eS - Chap 07 - Réactions d'oxydo-réduction

I ) La réaction rédox :

1)     Expériences :

lame de zinc dans une solution (Cu2+, SO42-)	lame de cuivre dans une solution (Zn2+, 2Cl-)	du métal cuivre se forme sur la lame	rien ne se passe

 

Les ions cuivre Cu²⁺ sont consommés et du métal cuivre se forme. Il s'agit d'une réduction.

Les ions cuivre gagnent 2 électrons pour devenir des atomes   :   Cu²⁺_(aq)  +  2 e^-  →  Cu_(s)

 

Le métal zinc est attaqué et des ions zinc Zn ²⁺ se forment. Il s'agit d'une oxydation.

Les atomes de zinc cèdent 2 électrons pour devenir des ions Zn²⁺ :    Zn_(s)  →  Zn ²⁺_(aq) + 2 e^-

Par contre , les ions zinc Zn ²⁺ ne réagissent pas avec le métal cuivre.

2)     Définition :

Une réaction rédox est caractérisée par un transfert d’électrons entre deux espèces chimiques, l’une étant appelée l’oxydant et l’autre le réducteur.

 

3)     Oxydation et réduction :

Une oxydation est une perte d’électrons

Une réduction est un gain d’électrons.

 

Expérience de l’arbre de Diane : on plonge du métal cuivre dans une solution de nitrate d'argent.

Le métal argent se dépose sur le métal cuivre et la solution devient bleue indiquant la présence d'ions cuivre Cu²⁺

 

 

Le réducteur qui subit une oxydation et l’oxydant qui subit une réduction .

Le réducteur est une espèce capable de donner un ou plusieurs électrons.

 

L’oxydant est une espèce qui capte un ou plusieurs électrons.

L’oxydation d’une espèce chimique et la réduction d’une autre se font toujours simultanément : on parle alors de réaction rédox.

II ) Couple oxydant : réducteur :

1) Définition :

Une espèce chimique oxydante et une espèce réductrice forment un couple oxydant / réducteur (ou couple rédox) si l’on peut passer de l’un à l’autre par gain ou perte d’un ou plusieurs électrons.  Le couple est alors noté Ox / Réd ( oxydant à gauche ) et les espèces sont dites conjuguées.

exemples :   Cu²⁺_(aq) / Cu_(s)   et  Ag⁺_(aq) / Ag_(s)

2)     Demi-équation associée à un couple :

Selon les conditions expérimentales, on peut observer la transformation :

         Ox  +  n.e^-  →  Red          ou       Red  → Ox  +  n.e^- 

Attention , les électrons e^-  sont toujours du côté de l’oxydant

Pour symboliser le fait que ces 2 transformations sont possibles, on associe à un couple rédox une demi-équation :     Ox  +  n  . e^-  =  Red

exemple étudié dans les expériences :     Cu²⁺_(aq) + 2 e^- = Cu_(s)   

3)     Equation globale de la réaction :

Si un oxydant Ox1 réagit de façon spontanée sur un réducteur Réd2 , on écrit les demi-équations de la réduction de Ox1 et de l'oxydation de Red1 :

Ox₁  +  n₁ . e^-  =  Red₁        et        Red₂  = Ox₂  +  n₂ .e^-

 

Les électrons sont cédés par Red2 et captés par Ox1. Il faut donc que le nombre d'électrons mis en jeu par l'oxydation soit identique à celui de la réduction.

On multiplie la demi-équation de la réduction par n₂ et celle de l'oxydation par n₁ et on les ajoute.

n₂ x  ( Ox₁  +  n₁ . e^-  =  Red₁ )       et       n₁ x (  Red₂  = Ox₂  +  n₂ .e^-  )

 

Bilan :  n₂ Ox₁  + n₁ Red₂  =  n₂ Red₁  +  n₁ Ox₂

 

Exemple : arbre de Diane :       

Cu_(s)  =   Cu²⁺_(aq)  + 2 e^-         et                 2 x (  Ag⁺_(aq)  + e^-  =  Ag_(s)  )

Bilan :  Cu_(s)  +  2 Ag⁺_(aq)  =  Cu²⁺_(aq) +  2 Ag_(s)

III ) Exemples de couples rédox :

1)     Couple cation métallique / métal :

Exemples :    Cu²⁺_(aq)  / Cu_(s)              Ag⁺_(aq) / Ag_(s)                  Pb²⁺_(aq) / Pb_(s)

 

2)     Couple formé par 2 cations métalliques :

Exemples :   Fe³⁺_(aq)  / Fe²⁺_(aq)                      Fe³⁺_(aq)  +  e^-   =   Fe²⁺_(aq) 

         Cu²⁺_(aq) / Cu⁺_(aq)                        Cu²⁺_(aq)  + e^-   = Cu⁺_(aq) 

 

3)     Couple formé d’un ion et d’une molécule :

Exemples :            H⁺_(aq) / H_{2 (g)}                    2 H⁺_(aq) + 2 e^-  =  H_{2 (g)} 

                   I_{2 (aq)}  /  I^-_(aq)                    I_{2 (aq)}  +  2 e^-   =  2 I^-_(aq) 

4)     Couples dans lesquels un élément commun s’associe à l’oxygène :

* couple :  MnO₄^-_(aq)  /  Mn²⁺_(aq)   ( ion permanganate violet  / ion manganèse incolore)

MnO₄^-_(aq)  est un oxydant en milieu acide :   MnO₄^-_(aq)  + 8 H⁺_(aq) + 5 e^-  =  Mn²⁺_(aq)  + 4 H₂O_(l)

 

* couple :  S₄O₆^2-_(aq)  /  S₂O₃^2-_(aq)   ( ion tétrathionate incolore  /  ion thiosulfate incolore)

S₄O₆^2-_(aq)  +  2 e^-  =  S₂O₃^2-_(aq)

 

         * couple :  O_{2 (g)} /  H₂O_(l)          O_{2 (g)}  +  4 e^-  +  4 H⁺_(aq)  =   2  H₂O_(l)

 

         * couple :  Cr₂O₇^2-_(aq)  /  Cr³⁺_(aq)   :      (ion dichromate orange / ion chrome III vert ) :

Cr₂O₇^2-_(aq)  est un oxydant en milieu acide 

 Cr₂O₇^2-_(aq)  + 14 H⁺_(aq) + 6 e^-  =  2  Cr³⁺_(aq) + 7 H₂O_(l)         (alcootest)

 

         * couple : NO₃^-_(aq) / NO_(g)    ( ion nitrate incolore  / gaz monoxyde d'azote)

NO₃^-_(aq) + 3 e^- + 4 H⁺_(aq)  =  NO_(g) + 2 H₂O_(l)

 

         * couple : IO₃^-_(aq) / I^-_(aq)    ( ion iodate…………/ ion iodure incolore) en milieu basique

On écrit d'abord l'équation en milieu acide :

IO₃^-_(aq) + 6 e^- + 6 H⁺_(aq)  =  I^-_(aq)  + 3 H₂O_(l)

 

On ajoute ensuite des 2 côtés autant d'ions HO^-  que d'ions H⁺ déjà présents.

H⁺_(aq) + HO^-_(aq) = H₂O_(l) . On remplace directement dans l'équation.

Ici , on ajoute 6 HO^- 

IO₃^-_(aq) + 6 e^- + 6 H₂O_(l)   =  I^-_(aq)  + 3 H₂O_(l) + 6 HO^-_(aq)

IO₃^-_(aq) + 6 e^- + 3 H₂O_(l)   =  I^-_(aq)  6 HO^-_(aq)

 

©Sciences Mont Blanc