Réactions d`oxydoréduction I- Mise en évidence 1) Réaction entre le

Réactions d'oxydoréduction
I- Mise en évidence
1) Réaction entre le fer métal et les ions cuivre II
Exp : On introduit un coton dans un tube à essai. On met dessus de la
poudre de fer. Puis on ajoute une solution de sulfate de cuivre II.
Observations : Il se forme un dépôt rouge brique sur la poudre de fer. Le filtrat est incolore.
Test complémentaire : On rajoute de la soude dans le filtrat, il se forme alors un précipité vert.
La disparition de la couleur de la solution montre que les ions cuivre II sont le réactif limitant.
La transformation chimique qui a lieu a pour équation : Cu2+(aq) + Fe(s) → Cu(s) + Fe2+(aq)
Lors de cette transformation, il y a conservation des éléments chimique et des charges.
2) Réaction entre le cuivre métal et les ions argent
Exp : On introduit dans un récipient un morceau de cuivre et une
solution de nitrate d'argent.
Observations : Il se forme un dépôt argenté sur le cuivre et la solution devient bleue.
La transformation chimique qui a lieu a pour équation : 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq)
Lors de cette transformation, le cuivre perd 2 électrons et l'argent en gagne un : il faut donc ajuster les coefficients
stoechiométriques afin de conserver l'électroneutralité.
3) Réaction entre les ions iodure et les ions fer III
Exp : dans un tube à essais, on introduit environ 2 mL d'iodure de potassium. On ajoute une solution de sulfate de
fer III.
Observation : Le mélange se colore en brun.
Cette coloration est dûe à la présence de diiode.
Test complémentaire : On rajoute de la soude, il se forme un précipité vert caractéristique de la présence d'ions fer
II.
Etat initial :
fer Fe
ions cuivre II Cu2+
(aq)
ions sulfate SO4
2-
(aq)
Etat final :
fer Fe
ions fer II Fe2+
cuivre Cu
ions sulfate SO4
2-
(aq)
Etat initial :
cuivre Cu
ions argent Ag+
(aq)
ions nitrate NO3
-
(aq)
Etat final :
argent Ag
ions cuivre II Cu2+
cuivre Cu
ions nitrate NO3
-
(aq)
sulfate de cuivre
poudre de fer
coton

Une partie des ions iodure a réagi avec les ions fer III pour former du diiode et des ions fer II.
La transformation chimique qui a lieu a pour équation : 2 I-(aq) + 2 Fe3+(aq) → I2(aq) + 2 Fe2+(aq)
Dans ce cas, on peut vérifier la conservation des charges et des éléments par essais successifs, mais les coefficients
ne se trouvent pas de façon immédiate.
4) Réaction entre les ions permanganate et les ions fer II
Exp : dans un tube à essais, on introduit une solution contenant des ions fer II. On ajoute une solution de
permanganate de potassium. On arrête l'ajout lorsque la solution commence à se teinter.
Observation : La coloration violette du permanganate de potassium disparaît au contact de la solution du sulfate de
fer II.
Test complémentaire : On rajoute de la soude, il se forme alors un précipité rouille.
La disparition de la couleur de la solution montre que les ions permanganate sont le réactif limitant.
Au cours de cette réaction, les ions permanganate et les ions fer II ont réagit ensemble pour former des ions
manganèse et des ions fer III.
Dans ce cas il est difficile d'écrire l'équation de la transformation chimique comme nous l'avons fait précédemment.
II- Couple oxydant / réducteur
1) Oxydant et réducteur
Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
Ex : Cu2+ dans l'expérience I-1) et Ag+dans l'expérience I-2) sont des oxydants.
Lors de cette transformation, l’oxydant est réduit : une réduction est un gain d’électrons.
Un réducteur est une espèce chimique capable de perdre un ou plusieurs électrons.
Ex : Fe dans l'expérience I-1), Cu dans l'expérience I-2) et Fe2+ dans l'expérience I-3) sont des réducteurs
Lors de cette transformation, le réducteur s’oxyde : une oxydation est une perte d’électrons.
2) Couple oxydant / réducteur
Un couple oxydant / réducteur est constitué de deux espèces chimiques pouvant se transformer l'une en l'autre par
transfert d'électrons.
A chaque couple oxydant / réducteur, on associe une demi-équation dans laquelle on utilise le signe = à la place de
la flèche → car il ne s'agit pas d'une transformation à proprement parler. Par convention, l'oxydant est placé à
gauche lorsqu'on écrit la demi-équation.
Etat initial :
ions fer II Fe2+
(aq)
ions sulfate SO4
2-
(aq)
ions permanganate MnO4
-
(aq)
ions potassium K+
(aq)
Etat final :
ions fer III Fe3+
(aq)
ions sulfate SO4
2-
(aq)
ions manganèse Mn2+
(aq)
ions potassium K+
(aq)
Etat initial :
ions fer III Fe3+
(aq)
ions chlorure Cl-
(aq)
ions iodure I-
(aq)
ions potassium K+
(aq)
Etat final :
ions fer II Fe2+
(aq)
ions chlorure Cl-
(aq)
diiode I2 (aq)
ions iodure I-
(aq)
ions potassium K+
(aq)

➢Cas des couples ion métallique / métal
L'oxydant et le réducteur ne diffèrent que par leur nombre d'électrons.
oxydant + n e- = réducteur
Ex : couple Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e- = Cu
couple Fe3+ / Fe2+ Fe3+ + e- = Fe2+
➢Cas général
Un couple oxydant / réducteur est l'ensemble d'un oxydant et d'un réducteur conjugués.
Pour écrire une demi-équation, il faut :
–équilibrer l'élément caractéristique du couple considéré
–équilibrer l'élément oxygène en ajoutant éventuellement de l'eau H2O
–équilibrer l'élément hydrogène en ajoutant éventuellement des ions hydrogène H+(aq)
–équilibrer les charges en ajoutant des électrons e-
Ex : couple MnO4- / Mn2+ MnO4- + 8 H+(aq) + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O
couple HClO / Cl2(acide hypochloreux / dichlore) 2 HClO + 2 H+(aq) + 2 e- = Cl2 + 2 H2O
3) Caractère oxydant ou réducteur depuis la classification périodique
La position des éléments dans la classification périodique indique si les corps simples correspondants sont des
réducteurs ou des oxydants.
Les principaux réducteurs sont les métaux, ils sont situés à gauche dans la classification. Ce sont les métaux
alcalins (1ère colonne) et les alcalino-terreux (2ème colonne) car ils se transforment facilement en cations métalliques
en cédant un ou plusieurs électrons.
Ex : sodium Na(s) = Na+(aq) + e-calcium Ca(s) = Ca2+(aq) + 2 e-
Les principaux oxydants sont les corps simples correspondant à des éléments situés dans la partie droite de la
classification ; en particulier les dihalogènes et le dioxygène, qui se transforment facilement en anions en captant
des électrons.
Ex : chlore Cl2 (s) + 2 e- = 2 Cl-(aq)
Rq : Le cuivre est en général un oxydant mais il agit en tant que réducteur dans l'expérience I-2).
III- Réactions d'oxydoréduction
1) Ecriture d'une équation d'oxydoréduction
Une réaction d'oxydo-réduction fait intervenir deux couples oxydant / réducteur. Il se produit un transfert
d'électrons entre le réducteur d'une couple et l'oxydant de l'autre couple.
Les électrons n'existent pas à l'état libre en solution aqueuse : tous les électrons cédés par le réducteur sont
captés par l'oxydant.
Pour écrire une équation d'oxydoréduction et uniquement dans ce cas, on peut écrire la demi-équation du couple
dont le réducteur est mis en jeu dans le sens non conventionnel.
Ex 1 : réaction entre le cuivre métallique et les ions argent :
Ag+ / Ag Ag+ + e- = Ag (×2)
Cu2+ / Cu Cu = Cu2+ + 2 e-(×1)
2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq)
réduction
oxydation

Ex 2 : réaction entre les ions permangante et les ions fer II
MnO4- / Mn2+ MnO4- + 8 H+(aq) + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O(×1)
Fe3+ / Fe2+ Fe2+ = Fe3+ + e-(×5)
MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 Fe2+(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O + 5 Fe3+(aq)
Cas général :
Ox1 / Red1Ox1 + n1 e- = Red1(×n2)
Ox2 / Red2Red2= Ox2 + n2 e- (×n1)
n2 Ox1 + n1Red2→ n2 Red1 + n1 Ox2
2) cas particulier : la dismutation
La dismutation est la réaction d'oxydoréduction qui a pour réactif une espèce chimique qui est à la fois oxydant et
réducteur pour deux couples différents.
Ex : l'eau oxygénée
H2O2 / H2O H2O2 + 2 H+(aq) + 2 e- = 2 H2O (×1)
O2 / H2O2 H2O2= O2 + 2 H+(aq) + 2 e- (×1)
2 H2O2(aq) →2 H2O + O2 (g)
L'équation de cette réaction d'oxydoréduction ne fait intervenir que des espèces non chargées bien que la réaction
se fasse par transfert d'électrons.
IV- Exemples
1) Réaction entre le diiode et les ions thiosulfate
Exp : On introduit dans un bécher, une solution brune de diiode. On ajoute goutte à goutte une solution incolore de
thiosulfate de sodium.
Observation : La solution passe par une couleur jaune paille puis devient incolore.
Cette décoloration est observable à la goutte près, elle à lieu lorsque le diiode et les ions thiosulfate ont été
introduits dans les proportions stœchiométriques, on pourra utiliser cette réaction pour doser le diiode.
I2 / I-I2 + 2 e- = 2 I-
S4O62- / S2O32- 2 S2O32- = S4O62- + 2 e-
I2(aq) + 2 S2O32-(aq) →2 I-(aq) + S4O62-(aq)
2) La glycolyse
La glycolyse est la réaction de dégradation du glucose en éthanol. Cette transformation s'explique par un
mécanisme d'oxydoréduction.
La nicotinamide adénine dinucléotide (notée NADH sous sa forme réduite) est une enzyme permettant sous sa
forme oxydée (NAD+) de dégrader le glucose C6H12O6 en acide pyruvique C3H4O3, selon la réaction :
NAD+ / NADH NAD+ + H+ + 2 e- = NADH (×2)
C3H4O3 / C6H12O6C6H12O6= 2 C3H4O3 + 4 H+ + 4 e- (×1)
2 NAD+(aq) + C6H12O6→ 2 NADH + 2 C3H4O3 + 2 H+(aq)
L'acide pyruvique est ensuite transformé en acétaldéhyde C2H4O selon un processus propre à la fermentation :
C3H4O3 → C2H4O + CO2
Une nouvelle réaction d'oxydoréduction entre l'acétaldéhyde et la forme réduite de l'enzyme a alors lieu pour
former de l'éthanol C2H6O.
NAD+ / NADH NADH = NAD+ + H+ + 2 e-(×1)
C2H4O / C2H6O C2H4O + 2 H+ + 2 e-= C2H6O (×1)
C2H4O + H+(aq) +NADH → C2H6O + NAD+(aq)

TP- cours Réactions redox
Au bureau :
–tube à essai avec coton ou gaze pour filtrer, poudre de fer et solution de sulfate de cuivre
–arbre de Diane (fil de cuivre maintenu en l'air dans erlenmeyer et nitrate d'argent à 0,1M)
Par paillasse élèves :
–6 tubes à essais
–pipette simple
–iodure de potassium à 0,1 mol.L-1
–solution contenant des ions fer III à 0,05 mol.L-1
–sulfate de fer II à 0,1mol.L-1(ou sel de Mohr) acidifié
–permanganate de potassium à 0,005 mol.L-1
–soude pour test 1M ou thiocyanate de potassium (pour caractériser les ions Fe3+)
–solution de diiode à 2,0.10-2 mol.L-1 (solution qui sera réutilisée lors du TP dosage du diiode)
–solution de thiosulfate à 5,0.10-2 mol.L-1 (solution qui sera réutilisée lors du TP dosage du diiode)
sulfate de cuivre
poudre de fer
coton