SEQUENCE 05 oxydo

Classe de première STL : Fiche de CHIMIE N°5
CHIMIE GENERAL / Equilibres / Réactions d'oxydoréductions.
1) Réactions d’oxydoréduction
a) Exemple de réaction d’oxydoréduction
Un dépôt rouge de cuivre se forme sur le clou. La solution,
initialement bleue par la présence des ions cuivre (II), prend la
teinte incolore en présence des ions zinc(II)
En interprétant cette expérience, on peut penser que le métal cuivre
provient de la solution contenant, initialement, les ions cuivre (II)
et que les ions zinc (II) proviennent du métal fer du clou. Cu
2+(aq)
+ Zn
(s)
-> Cu
(s)
+ Zn
2+(aq)
b) Définition d’un oxydant et d’un réducteur
L’espèce chimique qui perd des électrons est appelée réducteur (ici l’atome de zinc).
L’espèce chimique qui gagne des électrons est appelée oxydant (ici l’ion cuivre).
2) Couple oxydant/réducteur
L’ensemble de deux espèces chimiques qui peuvent se transformer mutuellement l’une en l’autre par transfert d’électrons est un
couple oxydant/réducteur.
On peut représenter un couple oxydant/réducteur de deux manières :
Soit oxydant/réducteur. Ex : Cu
2+(aq)
+ 2e
-
= Cu
(s
.
Soit par une demi-équation oxydant + n e
-
= réducteur
Le signe = traduit la possibilité de passer d'une forme à l'autre selon les conditions. Les réactions équivalentes à un transfert
d'électron(s) sont appelées réactions d'oxydoréduction (ou réactions rédox).
L’écriture de ce transfert d’électron(s) est appelé demi-équation électronique. C’est une notation sans rapport avec le phénomène
physique puisque les électrons n’existent pas à l’état libre en solution aqueuse.
3) Classement des couples
Les couples sont classés par pouvoirs oxydant et réducteur
croissants sur une échelle de telle sorte que l'espèce la plus
oxydante soit située en haut à gauche et la plus réductrice en bas
à droite.
L’oxydant le plus fort agit sur le réducteur le plus fort.
4) Réaction d’oxydoréduction
a) Définition
Une réaction d’oxydoréduction est caractérisée par un transfert d’électrons entre deux
espèces chimiques et qui fait intervenir deux couples oxydant/réducteur.
Un des deux couples apporte l’oxydant et l’autre apporte le réducteur.
Tous les électrons cédés par le réducteur sont captés par l’oxydant : aucun électron ne doit
figurer dans l’équation chimique de la réaction.
Oxydant réducteur E° volt
Ag
+
Ag 0,80
Fe
3+
Fe 0,771
Cu
2+
Cu 0,340
Fe
2+
Fe -0,440
Zn
2+
Zn -0,76
Al
3+
Al -1,67
Plaque en zinc
solution
contenant les
ions Cu
2
+
oxydant + n e- réduction
oxydation réducteur

b) Écrire les demi équations d’oxydo-réduction
La demi équation d’oxydoréduction associée à un couple oxydant/réducteur vérifie la conservation des éléments et la conservation de
la charge électrique.
 On doit parfois, pour réaliser la conservation des éléments, faire intervenir des ions H
+(aq)
et des molécules d’eau.
 La conservation de la charge électrique se réalise en faisant intervenir des électrons.
Exemples : demi équation d’oxydoréduction du couple MnO
4-(aq)
/Mn
2+(aq)
(ions permanganate/ion manganèse (II)
MnO
4-(aq)
+ne
-
= Mn
2+(aq)
Conservation de l’élément oxygène : MnO
4-(aq)
+ne
-
= Mn
2+(aq)
+ 4 H
2
O
Conservation de l’élément hydrogène : MnO
4-(aq)
+ne
-
+ 8H
+
= Mn
2+(aq)
+ 4 H
2
O
Conservation de la charge : MnO
4-(aq)
+5e
-
+ 8H
+
= Mn
2+(aq)
+ 4 H
2
O
La demi équation est donc : MnO
4-(aq)
+5e
-
+ 8H
+
= Mn
2+(aq)
+ 4 H
2
O
c) Écrire les réactions d’oxydoréduction
On obtient l’équation d’une réaction d’oxydoréduction en considérant qu’elle résulte d’un transfert d’électrons. Le réducteur fournit
des électrons et, comme ils n’existent pas à l’état libre en solution aqueuse, sont captés par l’oxydant.
Dans le cas ou l’oxydant 1 réagit avec le réducteur 2 :
On écrit les demi équations d’oxydoréduction dans le sens de la réduction pour l’oxydant 1 et dans le sens de l’oxydation
pour le réducteur 2
On les additionne après avoir affectés des coefficients multiplicateurs à chaque demi équation pour que le nombre d’électrons
cédés soit égal au nombre d’électrons captés.
Ox
1
+ n
1
e
-
= red
1
( x n
2
)
Red
2
= Ox
2
+ n
2
e
-
( x n
1
)
n
2
Ox
1
+ n
1
Red
2
→ n
2
red
1
+ n
1
Ox
2
d) Exemple : Réaction entre les ions cuivre (II) et l’aluminium
On plonge une lame d’aluminium fraîchement décapée dans une solution de sulfate de cuivre (II).
Un dépôt de cuivre se forme sur la plaque d’aluminium.
Les espèces chimiques en présences sont les ions cuivre (II) Cu
2+(aq)
, les ions sulfate SO
42-(aq)
et le métal aluminium Al
(s)
. Les ions
sulfate sont ici spectateurs.
Parmi les réactifs présents, Cu
2+(aq)
, est un oxydant et Al
(s)
est un réducteur.
On écrit les demi équations des deux couples auxquels ils appartiennent :
Couple
couple .
On écrit ensuite les demi équations des réactions (en fonction des conditions expérimentales)
On constate que chaque demi équation ne fait pas intervenir le même nombre d’électrons, il faut trouver le plus petit multiple
commun aux deux nombres devant les électrons : ici 2 × 3 = 6.
On obtient :
.
On additionne membre à membre.