Réactions d`oxydoréduction

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
E°

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)
E°
1,51 V
0,62 V
E°
Cr2O7
2- Cr3+
CH3COOH CH3CH2OH
E°
1,33 V
0,03 V
0,34 V
0,03 V