Réactions d’oxydoréduction
Oxydant, Réducteur, oxydation et réduction
Expérience :
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 demi-
réaction 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
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+
Exemple :
Cu2+ (forme « oxydant ») et Cu (forme « réducteur ») forme un couple oxydant/réducteur :
Cu2+/Cu.
réduction
Cu2+ + 2 e- = Cu
Ox oxydation Réd
Force des oxydants et réducteurs
Expérience :
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) :
Cu2+ Cu
Fe2+ Fe
2
lame de cuivre
solution de sulfate de fer
(Fe2+, SO42-)
Observation : Rien ne se passe
pouvoir réducteur
croissant du métal
pouvoir oxydant croissant
du cation métallique
pouvoir oxydant croissant du
cation métallique
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.
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 : Cu2+ + Zn Zn2+ + Cu
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
n
M /M
E
+
et s’exprime en volts (V).
Le couple de référence choisi est le couple H+ / H2 :
2 H+ + 2 e- = H2
2
H /H
E
+
= 0 V
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 conservation de l’élément immédiat
conservation des charges ajout e-
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 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) :
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
- Mn2+ 1,51 V
Fe3+ Fe2+ 0,77 V
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- :
MnO4- + 5 e- + 8 H+ = Mn2+ + 4 H2O
2 I- = I2 + 2 e-
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).
Cr2O72- + 6 e- + 14 H+ = 2 Cr3+ + 7 H2O
CH3CH2OH + H2O = CH3COOH + 4 e- + 4 H+
2 Cr2O72- + 3 CH3CH2OH + 16 H+ 4 Cr3+ + 3 CH3COOH + 11 H2O
orange vert
Les aldéhydes : réducteurs
Les aldéhydes sont de très bons réducteurs.
test liqueur de Fehling
2 Cu2+ + H2O + 2 e- = Cu2O + 2 H+
RCHO + H2O = RCOOH + 2 e- + 2 H+
2 Cu2+ + RCHO + 2 H2O Cu2O + RCOOH + 4 H+
bleu rouge
5
MnO4
- Mn2+
I2 I-
(× 2)
(× 5)
Cu2+ Cu
RCOOH RCHO
(× 2)
(× 3)
1,51 V
0,62 V
Cr2O7
2- Cr3+
CH3COOH CH3CH2OH
1,33 V
0,03 V
0,34 V
0,03 V
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