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Equilibre d’oxydoréduction
Couple oxydant-réducteur
oxydant = une espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons. La réaction
chimique correspondante s’appelle une réduction.
Réducteur =une espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs électrons. La réaction
chimique correspondante s’appelle une oxydation.
oxydant/réducteur (ou couple rédox) = association d’un oxydant et d’un réducteur issus du
même élément chimique.
Réaction d’oxydoréduction = réaction au cours de laquelle un ou plusieurs électrons sont
échangés entre l’oxydant ox
1
d’un couple rédox ox
1
/red
1
et le réducteur red
2
d’un autre couple
ox
2
/red
2
sans que ces électrons n’interviennent dans le bilan général.
ox
1
se réduit selon la réaction :
ox
1
+ n
1
e
-
red
1
(réduction)
red
2
s’oxyde selon la réaction :
red
2
ox
2
+ n
2
e
-
(oxydation)
⇒
réaction d’oxydoréduction = combinaison adéquate des équations de réduction et
d’oxydation :
n
2
×
(réduction) + n
1
×
(oxydation) : n
2
ox
1
+ n
1
red
2
n
2
red
1
+ n
1
ox
2
(réaction
d’oxydoréduction)
Exemple :Réaction entre le sulfate de cuivre et le zinc
Cu
2+
+ 2e
-
Cu
Zn
Zn
2+
+ 2e
-
Cu
2+
+ Zn
Zn
2+
+ Cu
Nombre d’oxydation
Le nombre d’oxydation d’un élément chimique dans un édifice mono ou polyatomique permet
de déterminer l’état d’oxydation de cet élément.
Noté par un chiffre romain algébrique, il décrit le nombre de charges fictives portées par cet
élément. La détermination de cette charge fictive obéit aux règles suivantes :
•
Quand dans un édifice polyatomique deux éléments chimiques sont liés par une liaison de
covalence, les électrons mis en jeu dans la liaison covalente sont arbitrairement attribués à
l’élément le plus électronégatif.
•
Le nombre d’oxydation d’un élément correspond alors à la différence entre le nombre
d’électrons de valence de l’élément et le nombre apparent d’électron de valence de cet
élément calculé grâce à la règle précédente.
•
Dans un édifice covalent, la conservation de la charge électrique impose que la somme des
nombres d’oxydation des différents éléments composant l’édifice est égale à la charge globale
de l’édifice.
Exemples
•
H
2
O (formule de Lewis : H-
O
−
−
-H)
L’oxygène a 6 électrons de valence mais a un nombre apparent d’électron de valence égal à 8
(2+2+2+2) d’où un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(O) = 6 – 8 = - II.
De même l’hydrogène qui a un seul électron de valence et un nombre apparent d’électron de
valence nul a un nombre d’oxydation dans la molécule d’eau no(H) = 1 - 0 = +I.
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On retrouve ainsi que
no
= -II + I + I = 0.
•
Dans le dihydrogène H
2
: no(H) + no(H) = 0
no(H) = 0
Dans tous les autres édifices (sauf dans quelques cas spécifiques) no(H) = +I
•
Dans le dioxygène O
2
: no(O) + no(O) = 0
no(O) = 0
Dans le peroxyde d’hydrogène H
2
O
2
: 2.no(H) + 2.no(O) = 0
no(O) = -I (confirmation
avec la formule développée de l’eau oxygénée H-
O
−
−
-
O
−
−
-H.
Dans la plupart des autres édifices : no(O) = -II
Autres exemples : Na
+
(+I), l’ion permanganate MnO
4
-
(no(Mn) = +VII)…
Quelques exemples d’équilibre d’équations d’oxydoréduction. Il est possible d’équilibrer
certaines équations rédox en milieu acide ou en milieu basique.
Couple MnO
4
-
/Mn
2+
:
MnO
4
-
+ 5e
-
+ 8H
+
Mn
2+
+ 4 H
2
O
no(Mn) = VII no(Mn) = II
Couple CrO
7
2-
/Cr
3+
:
CrO
7
2-
+ 6e
-
+ 14H
+
2Cr
3+
+ 7 H
2
O
2.no(Cr) = 2*VI 2*no(Cr) = 2*III
Couple ClO
-
/Cl
2
(en mileu basique) :
2ClO
-
+ 2e
-
+ 2 H
2
O
Cl
2
+ + 4OH
-
2.no(Cl) = 2*I 2*no(Cl) = 2*0
Piles électrochimiques (exemple de la pile Daniell)
La pile Daniell est décrite sur le schéma ci-dessous.
Les deux demi-piles sont reliées par un pont salin, solution de chlorure de potassium (K
+
+ Cl
-
)
dans une gelée de aguar-aguar. On branche un multimètre en fonction voltmètre entre les deux
électrodes métalliques de cuivre et de zinc. On mesure alors une différence de potentiels :
U = V
Cu
– V
Zn
= 1,10 V
On peut ainsi en conclure que l’association des deux demi-piles constitue une pile
électrochimique dont le pôle positif est l’électrode de cuivre et le pôle négatif est l’électrode de
zinc. Sa force électromotrice est U.
V
Solution de sulfate de cuivre
(Cu
2+
+ SO
4
2-
)
Solution de sulfate de zinc
(Zn
2+
+ SO
4
2-
)
Electrode de cuivre Cu Electrode de zinc Zn
Pont salin
I
Déplacement des électrons