chapitre 1
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Chapitre 4 : Réactions d’oxydoréduction CHAPITRE 4 Réactions d’oxydoréduction I. La réaction d’oxydoréduction 1) Définition On verse de l’acide chlorhydrique sur un morceau de zinc. Il y a transformation chimique. Le zinc « disparaît » et il y a dégagement d’un gaz : le dihydrogène. L’équation de la réaction s’écrit : Zn (s) 2H(aq) Zn (2aq ) H2(g ) On peut remarquer que pour passer du métal zinc à l’ion zinc, on a retiré deux électrons et que pour passer des deux ions hydrogène à la molécule de dihydrogène, on a ajouté deux électrons. Il y a donc eu transfert de deux électrons du métal zinc aux deux ions hydrogène. C’est une réaction d’oxydoréduction. Définition de la réaction d’oxydoréduction La réaction d’oxydoréduction est caractérisée par le transfert d’un ou plusieurs électrons entre deux entités chimiques : un oxydant et un réducteur. L’oxydant est l’entité chimique qui capte le(s) électron(s). Le réducteur est celle qui le(s) libère. 2) Couple oxydant/réducteur Définition du couple oxydant/réducteur Deux entités chimiques constituent un couple oxydant/réducteur s’il est possible de passer de la première à la seconde par le gain d’un ou plusieurs électrons. Ces deux entités sont dites conjuguées l’une de l’autre. Exemples Zn 2 / Zn est un couple oxydant/réducteur, car on peut passer du premier au second par le gain de deux électrons : Zn 2 2e Zn H / H 2 est un couple oxydant/réducteur, car on peut passer du second au premier par le gain de deux électrons : 2H 2e H 2 Par la suite on notera tout couple oxydant/réducteur ox/red. ox est l’oxydant conjugué du réducteur red et red est le réducteur conjugué de l’oxydant ox. 3) Oxydation et réduction Définition d’une oxydation Une oxydation est la transformation du réducteur d’un couple en son oxydant conjugué (on dit que le réducteur est oxydé). 1 Chapitre 4 : Réactions d’oxydoréduction Elle est symbolisée par la demi-équation électronique suivante : red1 ox 1 n 1 e Une oxydAtion est donc un Apport d’électrons. Définition d’une réduction Une réduction est la transformation de l’oxydant d’un couple en son réducteur conjugué (on dit que l’oxydant est réduit). Elle est symbolisée par la demi-équation électronique suivante : ox 2 n 2 e red 2 Une réduCtion est donc une Consommation d’électrons. 4) Equation des réactions d’oxydoréduction les plus simples Propriété Une réaction d’oxydoréduction fait intervenir deux couples oxydant/réducteur. Elle correspond à l’oxydation du réducteur d’un des deux couples et à la réduction de l’oxydant de l’autre couple. red1 ox 1 n1 e ox 2 n 2 e red 2 x n2 (oxydation ) x n1 (réduction ) n 2 red1 n1 ox 2 n 2 ox 1 n1 red 2 Remarque Les électrons ne peuvent pas exister libres en solution : tous les électrons libérés par l’oxydation doivent donc être consommés par la réduction. C’est pourquoi on multiplie la première demiéquation par n2 et la seconde par n1. Ainsi, en les sommant, on, peut retirer les électrons de l’équation car il y en autant dans chacun des deux membres. Ex : réaction des ions ferriques avec les ions thiosulfate Sont mis en jeu le couple S 4 O 62 / S 2 O 32 et le couple Fe 3 / Fe 2 2S 2 O 32 S 4 O 62 2e Fe 3 e Fe 2 x1 x2 2S 2 O 32 ( aq ) 2Fe 3( aq ) S 4 O 62 ( aq ) 2Fe (2aq ) Remarque Déterminer le sens d’une réaction d’oxydoréduction est hors programme, il sera donné dans les exercices (on donnera au moins l’un des réactifs ou l’un des produits). II. Couples oxydant/réducteur et tableau périodique 1) Alcalins et alcalino-terreux Les couples faisant intervenir un de ces éléments peuvent êtres déterminés grâce au tableau périodique. Ils sont en effet formés du métal et de son cation le plus stable. Alcalins : Li / Li , Na / Na , K / K , Cs / Cs … Alcalino-terreux : Be 2 / Be , Mg 2 / Mg , Ca 2 / Ca , Ba 2 / Ba … 2 Chapitre 4 : Réactions d’oxydoréduction 2) Halogènes Les couples faisant intervenir un de ces éléments peuvent êtres déterminés grâce au tableau périodique. Ils sont en effet formés du dihalogène et de son anion le plus stable. Ex : F2 / F , Cl 2 / Cl , Br2 / Br , I 2 / I … III. Ecriture générale d’une réaction d’oxydoréduction 1) Notion de basicité d’une solution Définition de la basicité d’une solution La basicité d’une solution aqueuse est un indicateur de la concentration en ions hydroxyde. Elle croît avec cette dernière. Remarque Acidité et basicité sont liées : l’acidité est la notion inverse de la basicité. Ainsi, plus une solution est acide et moins elle est basique ; autrement dit, plus elle contient d’ions hydrogène et moins elle contient d’ions hydroxyde. En milieu neutre, il y a autant des deux ions, mais leur concentration est faible : ils n’ont donc que peu de rôle. 2) Règles Propriété On écrit une demi-équation électronique de la manière suivante : 1- Equilibrage de l’élément en commun du couple (s’il y en a plusieurs, on écarte H puis O si nécessaire) par ajustement des nombres stoechiométriques 2- Equilibrage de l’élément O (s’il n’a pas été équilibré au 1-) par l’ajout de H 2 O 3- Equilibrage de l’élément H (s’il n’a pas été équilibré au 1-) par l’ajout de H en milieu acide ou par l’ajout de HO en milieu basique 4- Equilibrage des charges par l’ajout d’électrons Remarque En milieu basique, les étapes 2 et 3 doivent être faites en même temps, O et H étant présents dans les deux espèces chimiques, ce qui complexifie la tâche, à moins de poser un système d’équations (une équation pour l’équilibrage de H et une équation pour l’équilibrage de O). Il existe une astuce permettant de contourner ce problème, comme on le verra plus loin. Exemple 1 : Réaction des ions permanganate avec les ions ferreux en milieu acide 1- MnO 4 Mn 2 2- MnO 4 Mn 2 4H 2 O 3- MnO 4 8H Mn 2 4H 2 O 4- MnO 4 8H 5e Mn 2 4H 2 O Fe 2 Fe 3 e MnO 4 8H 5e Mn 2 4H 2 O 2 5Fe (2aq ) MnO 4 ( aq ) 8H (aq ) 5Fe 3( aq ) Mn ( aq ) 4H 2 O ( l ) 3 x5 x1 Chapitre 4 : Réactions d’oxydoréduction Remarques En milieu acide, l’ion hydroxyde est très peu présent, donc il ne doit pas apparaître dans une demi-équation électronique. En milieu basique, l’ion hydrogène est très peu présent, donc il ne doit pas apparaître dans une demi-équation électronique. En l’absence d’information dans un exercice, on suppose être en milieu acide. Exemple 2 : Demi-équation des ions permanganate en milieu basique Le couple du manganèse n’est pas le même en milieu basique : MnO 4 MnO 2 . On commence par faire comme si on était en milieu acide : 1- MnO 4 MnO 2 2- MnO 4 MnO 2 2H 2 O 3- MnO 4 4H MnO 2 2H 2 O 4- MnO 4 4H 3e MnO 2 2H 2 O Puis on ajoute autant d’ions hydroxyde qu’il y a d’ions hydrogène pour les éliminer : 5- MnO 4 4H 4HO 3e MnO 2 2H 2 O 4HO Chaque paire d’ions hydrogène/hydroxyde est remplacée par une molécule d’eau : 6- MnO 4 4H 2 O 3e MnO 2 2H 2 O 4HO On simplifie les molécules d’eau en trop : 7- MnO 4 2H 2 O 3e MnO 2 4HO 3) Dismutation et médiamutation Définitions de la dismutation et de la médiamutation. Il arrive qu’une entité se comporte à la fois comme réducteur et oxydant ; ainsi elle peut intervenir dans les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu dans la réaction étudiée. Si cette entité fait partie des réactifs, on parle de dismutation. Si elle fait partie des produits, on parle de médiamutation. Dismutation du peroxyde d’hydrogène dans l’eau oxygénée H 2 O 2 O 2 2H 2e H 2 O 2 2H 2e 2H 2 O x1 x1 2H 2 O 2 ( aq ) O 2 ( aq ) 2H 2 O ( l ) Ce processus, lent, transforme inexorablement toute solution aqueuse de peroxyde d’hydrogène en eau oxygénée, ce qui justifie le nom « eau oxygénée » donné à cette solution. Médiamutation entre l’ion chlore d’un détartrant et l’ion hypochlorite de l’eau de Javel 2Cl Cl 2 2e x1 2ClO 4H 2e Cl 2 2H 2 O x1 Cl (aq ) ClO (aq ) 2H (aq ) Cl 2 ( g ) H 2 O ( l ) Le dichlore étant un gaz très toxique, il est vivement déconseillé de mélanger un détartrant avec de l’eau de Javel. 4 Chapitre 4 : Réactions d’oxydoréduction 4) Combustion Définition de la combustion La combustion est une réaction vive avec le dioxygène. C’est une réaction d’oxydoréduction qui fait intervenir le couple O 2 / H 2O et en général le couple CO 2 / molécule organique . Ex : combustion du glucose C 6 H12O 6 6H 2 O 6CO 2 24 H 24 e O 2 4 H 4e 2 H 2 O x1 x6 C 6 H12O 6 ( s ) 6O 2 ( g ) 6CO 2 ( g ) 6H 2 O ( l ) 5) Corrosion Définition de la corrosion La corrosion est une réaction lente d’un métal avec le dioxygène en milieu humide. C’est une réaction d’oxydoréduction qui fait intervenir le couple O 2 / H 2O . Ex : corrosion du fer (rouille) Le couple du fer mis en jeu ici est Fe 2 O 3 ,3H 2 O Fe 2Fe 6H 2 O Fe 2 O 3 ,3H 2 O 6H 6e O 2 4 H 4e 2 H 2 O x2 x3 4Fe ( s ) 3O 2 ( aq ) 6H 2 O ( l ) 2Fe 2 O 3 ,3H 2 O (s ) Remarque D’autres réactions de corrosion sont connues, comme celle du cuivre ou du bronze qui aboutit à la formation d’un oxyde de cuivre appelé communément le « vert de gris ». 5 Chapitre 4 : Réactions d’oxydoréduction A connaître par cœur (à partir de n’importe quelle colonne, savoir retrouver les trois autres) : Formule F2 (g) S2O82–(aq) H2O2 (l) MnO4– (aq) MnO4– (aq) Cl2 (g) Cr2O72– (aq) O2 (g) Br2 (l) NO3– (aq) Ag+(aq) Fe3+(aq) O2 (g) I2 (s) Cu2+(aq) S4O62–(aq) H+(aq) Pb2+(aq) Fe2+(aq) Zn2+(aq) Al3+(aq) Be2+(aq) Mg2+(aq) Na+(aq) Ca2+(aq) Ba2+(aq) Cs+(aq) K+(aq) Li+(aq) CO2 (g) Oxydant Nom difluor ion peroxodisulfate peroxyde d’hydrogène ion permanganate en milieu basique ion permanganate en milieu acide dichlore ion dichromate dioxygène dibrome ion nitrate ion argent ion ferrique dioxygène diiode ion cuivrique ion tétrathionate ion hydrogène ion plomb ion ferreux ion zinc ion aluminium ion béryllium ion magnésium ion sodium ion calcium ion baryum ion césium ion potassium ion lithium dioxyde de carbone Formule F–(aq) SO42–(aq) H2O (l) Réducteur Nom ion fluorure ion sulfate eau MnO2(s) Dioxyde de manganèse Mn2+(aq) ion manganèse Cl–(aq) Cr3+(aq) H2O (l) Br–(aq) NO (g) Ag (s) Fe2+(aq) H2O2 (l) I–(aq) Cu (s) S2O32–(aq) H2 (g) Pb (s) Fe (s) Zn (s) Al (s) Be (s) Mg (s) Na (s) Ca (s) Ba (s) Cs (s) K (s) Li (s) ion chlorure ion chromique eau ion bromure monoxyde d’azote métal argent ion ferreux peroxyde d’hydrogène ion iodure métal cuivre ion thiosulfate dihydrogène métal plomb métal fer métal zinc métal aluminium métal béryllium métal magnésium métal sodium métal calcium métal baryum métal césium métal potassium métal lithium molécule organique Remarque : Les états physiques sont donnés à pression et température ordinaires (1bar et 25°C). Les espèces peuvent aussi se trouver en solution aqueuse, il faudra alors modifier en conséquence l’indice décrivant l’état physique (« (aq) » au lieu de « (g) », « (l) » ou « (s) »). 6
