Réactions d`oxydoréduction
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Réactions d’oxydoréduction Oxydant, Réducteur, oxydation et réduction • Expérience : plaque en fer Fe solution de sulfate de cuivre (Cu2+, SO42-) • Observations et conclusions : - dépôt de cuivre sur la plaque en fer - La solution s’éclaircit : disparition d’ions cuivre Cu2+ • Interprétation : Le fer a perdu 2 e- : il a subit une oxydation ; c’est un réducteur. L’ion Cu2+ a gagné 2 e- : il a subit une réduction ; c’est un oxydant. • Une réaction d’oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle des électrons sont échangés entre deux réactifs : - Une oxydation est une perte d’électrons. Ex : Fe → Fe2+ + 2 e- Une réduction est un gain d’électrons. Ex : Cu2+ + 2 e- → Cu • Un oxydant est une espèce chimique capable de gagner des électrons. Ex : Cu2+ • Un réducteur est une espèce chimique capable de perdre des électrons. Ex : Fe Remarque : Tous les métaux sont réducteurs : Ag, Cu, Pb, Sn, Ni, Fe, Zn, … Couple d’oxydoréduction Deux espèces chimiques forment un couple oxydant/réducteur si l’on peut passer de l’une à l’autre par gain ou perte d’électrons. Un tel couple est noté Ox/Red (l’oxydant est toujours noté en premier). On parle de réducteur et d’oxydant conjugués. Les deux espèces conjuguées sont alors liées par une relation appelée équation de demiréaction électronique : Ox + n e- = Red Le signe « = » ne traduit pas une transformation effective mais la possibilité de passer d’une forme à l’autre selon les conditions (ce n’est pas un équilibre chimique). 1 Exemple : Cu2+ (forme « oxydant ») et Cu (forme « réducteur ») forme un couple oxydant/réducteur : Cu2+/Cu. réduction Cu2+ + 2 e- = Ox oxydation Cu Réd Force des oxydants et réducteurs • Expérience : lame de cuivre • Observation : Rien ne se passe solution de sulfate de fer (Fe2+, SO42-) • Interprétation : • Le métal fer réduit les ions Cu2+, alors que le métal cuivre ne peut pas réduire les ions Fe2+ : Fe est donc un métal plus réducteur que Cu. • Les ions Cu2+ oxydent le métal fer, alors que les ions Fe2+ ne sont pas capables d’oxyder le métal cuivre : les ions Cu2+ sont plus oxydants que les ions Fe2+. • Conclusion : Tout oxydant ne réagit sur n’importe quel réducteur. Il existe des oxydants plus ou moins forts, idem pour les réducteurs. On peut donc classer les couples oxydant/réducteur par pouvoir oxydant croissant (ou réducteur) : pouvoir oxydant croissant du cation métallique Cu2+ Cu Fe2+ Fe pouvoir réducteur croissant du métal 2 Réaction d’oxydoréduction • Une réaction d’oxydoréduction est une réaction de transfert d’électrons entre 2 couples. • La réaction naturelle se fait toujours entre l’oxydant le plus fort des deux couples et le réducteur le plus fort. Ce résultat peut se retrouver à l’aide de la règle dite du gamma γ. pouvoir oxydant croissant du cation métallique Cu2+ Cu Zn2+ Zn • On écrit les 2 équations de demi-réaction électroniques : Cu2+ + 2 e- = Cu Zn2+ + 2 e- = Zn • On réécrit ces 2 équations dans le sens où la réaction a réellement lieu (règle γ) : Cu2+ + 2 e- → Cu Zn → Zn2+ + 2 e• On écrit l’équation chimique de la réaction : + Zn → Zn2+ + Cu Cu2+ pile La f.e.m. d’une pile est égale à la différence de potentiel (d.d.p.), en circuit ouvert, entre les électrodes des demi-piles associées. Ainsi une demi-pile Mn+/M peut être caractérisée par un potentiel appelé potentiel d’oxydoréduction. Le potentiel d’oxydoréduction se note EMn+ / M et s’exprime en volts (V). Le couple de référence choisi est le couple H+ / H2 : 2 H+ + 2 e- = H2 EH+ / H 2 =0V Potentiel standard Le potentiel standard d’un couple est le potentiel du couple lorsque la concentration des espèces en solution est de 1 mol.L-1. Exemple : pour Cu2+/Cu E° = 0,34 V 3 Equilibrer une équation de demi-réaction électronique Exemples : 1. Al3+/Al : Al3+ + 3 e- = Al 2. I2/I- : I2 + 2 e- = 2 I- 3. S4O62-/S2O32- : S4O62- + 2 e- = S2O32- 4. MnO4-/Mn2+ : MnO4- + 5 e- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O conservation de l’élément → immédiat conservation des charges → ajout e- conservation de l’élément Mn → immédiat O → ajout molécule d’eau H → ajout ions H+ conservation des charges → ajout e- Règles d’équilibre : Conservation des éléments (autres que O et H) Conservation des atomes d’oxygène (ajout de molécules H2O) Conservation des atomes d’hydrogène (ajout d’ions H+) Conservation des charges électriques (ajout d’électrons) Remarque : on ajoute H2O et H+ car ils sont présents en solution aqueuse. Ecrire l’équation chimique bilan Exemple : réaction entre les ions MnO4- et Fe2+ Vérifier que la réaction est possible (respect de la règle du gamma) : MnO4- E° 2+ Mn Fe3+ Fe2+ 1,51 V 0,77 V Ecrire et équilibrer les équations de demi-réactions électroniques : MnO4- + 5 e- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O Fe3+ + e- = Fe2+ Ecrire les équations dans le sens de la réaction naturelle observée : MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O Fe2+ → Fe3+ + e Multiplier les équations par des coefficients pour égaliser le nombre d’électrons échangés : 4 MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O Fe2+ → Fe3+ + e- (× 5) Soit : MnO4- + 5 e- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 5 Fe2+ → 5 Fe3+ + 5 e Additionner membre à membre les deux équations (et simplifier éventuellement) : MnO4- + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O La classification des couples redox nous permet de connaître le sens de la réaction naturelle grâce à la règle du gamma. Exemple : couples MnO4-/Mn2+ et I2/I- : E° MnO4- + 5 e- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O(× 2) 1,51 V 4 MnO Mn I2 I- 2+ 2 I- = I2 + 2 e- (× 5) 0,62 V 2 MnO4- + 10 I- + 16 H+ → 2 Mn2+ + 5 I2 + 8 H2O Exemples Les alcools : réducteurs Les alcools sont des réducteurs. Exemple : oxydation de l’éthanol par le dichromate (principe alcootest). E° Cr2O72- Cr3+ CH3COOH Cr2O72- + 6 e- + 14 H+ = 2 Cr3+ + 7 H2O 1,33 V CH3CH2OH CH3CH2OH + H2O (× 2) = CH3COOH + 4 e- + 4 H+ (× 3) 2 Cr2O72- + 3 CH3CH2OH + 16 H+ → 4 Cr3+ + 3 CH3COOH + 11 H2O orange vert 0,03 V Les aldéhydes : réducteurs Les aldéhydes sont de très bons réducteurs. test liqueur de Fehling E° Cu2+ Cu 0,34 V 0,03 V RCOOH RCHO 2 Cu2+ + H2O + 2 e- = Cu2O + 2 H+ RCHO + H2O = RCOOH + 2 e- + 2 H+ 2 Cu2+ + RCHO + 2 H2O bleu → Cu2O + RCOOH + 4 H+ rouge 5
