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 :
5Fedemolesdenb 2
=
1MnOdemolesdenb 4
- Pour la réaction générale
a Ox + b Réd → Produits
on a au point d’équivalence :
a
nOx
=
b
nRéd
d’où :
a
Vc OxOx
=
b
Vc RédRéd

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.