CHAPITRE 7 : L`OXYDORÉDUCTION

CHAPITRE 7 : L’OXYDORÉDUCTION
7.1 : Les réactions d’oxydoréduction
-
Oxydoréduction : réaction chimique qui implique un échange d’électrons.
Lire la page 301 pour quelques « conventions » sur les nombres d’oxydation.
Reconnaître les réactions d’oxydoréduction
-
Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, il y a transfert d’électrons ⇒ des éléments
changent de nombre d’oxydation.
Ex:
CuCl2 (aq) + Mg (s) → Cu (s) + MgCl2(aq)
nombre d’oxydation :
2+ 1-
0
0
2+ 1-
Oxydation : augmentation du nombre d’oxydation
Réduction : diminution du nombre d’oxydation
Dans l’exemple précédent ;
Réduction :
Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Oxydation :
Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e-
Écrire et équilibrer des réactions d’oxydoréduction
Exemple en classe… et ne lisez surtout pas le livre à ce sujet !!!
7.2 : Les agents oxydants et les agents réducteurs
-
Oxydant : substance qui accepte des électrons ; si on se souvient de ceci, on peut
retrouver le reste :
-
Réducteur : substance qui cède des électrons.
Le réducteur est oxydé (puisqu’il subit l’action de l’oxydant).
L’oxydant est réduit (puisqu’il subit l’action du réducteur).
Au cours d’une oxydation, des électrons sont enlevés (à la substance oxydée).
Au cours d’une réduction, des électrons sont ajoutés (à la substance réduite).
Dans une oxydoréduction, l’oxydant est réduit, et le réducteur est oxydé!
7.3 : Quelques applications de l’oxydoréduction
- Dosages par oxydoréduction : ce sont des titrages où la réaction en est une
d’oxydoréduction.
- Le plus souvent, l’oxydant et le réducteur ne sont pas en rapport un pour un (contrairement
aux titrages acido-basiques).
ex.:
5 Fe2+ (aq) + MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) → 5 Fe3+ (aq) + Mn2+ (aq) + 4 H2O (l)
→ on voit que 5 moles du réducteur Fe2+ réagissent avec 1 mole de l’oxydant MnO4⇒ au point d’équivalence :
nb de moles de MnO 4
nb de moles de Fe 2
=
1
5
- Pour la réaction générale
a Ox + b Réd → Produits
on a au point d’équivalence :
d’où :
n Ox
n
= Réd
b
a
c Ox VOx
c V
= Réd Réd
a
b
7.4 : Les demi-réactions
Une réaction d’oxydoréduction peut être subdivisée en deux demi-réactions.
ex.:
2 H+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g)
demi-réaction de réduction :
2 H+(aq) + 2 e- ⇌ H2(g)
demi-réaction d’oxydation :
Zn(s) ⇌ Zn2+(aq) + 2 e-
** Pour équilibrer une réaction, il suffit d’écrire les 2 demi-réactions, et d’équilibrer le
nombre d’électrons de chaque côté de l’équilibre.
Exercices :
1. Dans les réactions suivantes, trouver les nombres d’oxydation de tous les atomes puis
identifier les oxydants et les réducteurs :
a) 2 HNO3 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → Ba(NO3)2 (aq) + 2 H2O (l)
b) Cu(NO3)2 (aq) + Fe(NO3)2 (aq) → CuNO3 (aq) + Fe(NO3)3 (aq)
c) O3 (g) + 2 HCl (aq) → O2 (g) + H2O (l) + 2 Cl2 (g)
2. On titre une solution aqueuse d’iode à l’aide d’une solution aqueuse de thiosulfate de
sodium. La réaction qui a lieu est la suivante :
I2 (aq) + 2 S2O32- (aq) → S4O62- (aq) + 2 I- (aq)
On a préparé 500 ml de solution titrante en dissolvant 3,11 g d Na2S2O3 ·5 H2O. Calculer la
concentration d’iode sachant qu’on a utilisé 11,40 ml de solution de thiosulfate pour titrer 200
ml de solution d’iode.