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L’oxydo-réduction
Les réactions d'oxydoréductions utilisent le concept de déplacement simple. Le
principe de base d'une réaction de déplacement simple est que l'on doit vérifier si le
métal seul peut déplacer le métal en solution aqueuse. Pour ce faire, on a besoin
d'un tableau de la série d'activité des métaux.
Prenons la réaction suivante:
Zn(s) + CuSO4(aq)  Cu(s) + ZnSO4(aq)
Selon la série d'activité des métaux, le zinc est plus réactif que le cuivre. Le zinc
prend la place du cuivre dans l'équation.
Écrivons cette équation sous la forme d'une équation ionique totale.
Zn(s) + Cu 2+ (aq) + SO42- (aq)  Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42- (aq)
Les ions sulfates sont des ions spectateurs (ils ne participent pas à la réaction
chimique). Quand tu enlèves les ions spectateurs, tu obtiens l'équation ionique nette
suivante:
Zn(s) + Cu 2+ (aq)  Cu(s) + Zn2+(aq)
Regarde maintenant ce qui arrive aux réactifs dans l'équation précédente.
Voici une réaction d’oxydoréduction :
Le Zn perd 2 électrons. Il subit l’oxydation, il est oxydé.
Zn(s) + Cu2+(aq)  Cu(s) + Zn2+(aq)
Le Cu gagne 2 électrons. Il subit la réduction, il est réduit.
*Le cuivre est l’agent oxydant. C’est lui qui accepte les électrons.
*Le zinc est l’agent réducteur. C’est lui qui donne les électrons.
Les demi-réactions
L'oxydation est une perte d'électrons. La substance qui perd un électron voit sa
charge augmenter de +1. (Les électrons sont toujours du côté droit dans l'équation)
Exemple: Zn (s)  Zn2+(aq) + 2e-
La réduction est un gain d'électrons. La substance qui gagne un électron voit sa
charge électrique diminuer de +1. (Les électrons sont toujours du côté gauche de
l'équation).
Exemple: Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s).
La demi-réaction est l'équation équilibrée qui montre le nombre d'électrons
participant à l'oxydation et la réduction.
Exemple: Zn (s)  Zn2+(aq) + 2e- (demi-réaction d'oxydation)
Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s) (demi-réaction de réduction)
***Dans une réaction d'oxydoréduction ou redox, l'oxydation et la réduction se
produisent en même temps. Le nombre d'électrons donnés (cédés) doit être égal au
nombre d'électrons acceptés (reçus).
L'agent oxydant ou l'oxydant est la substance qui accepte les électrons.
L'agent réducteur ou réducteur est la substance qui donne les électrons.
Voici un exemple qui résume toutes les définitions de l'oxydoréduction.
Exemple 1 :
On place un morceau de magnésium dans une solution de HCl(aq). On observe un
dégagement de gaz et la dissolution du Mg(s) en ions Mg2+(aq). Les ions Cl-(aq) ne
participent pas à cette équation.
Nous allons faire un résumé de toutes les définitions qui s’appliquent à cette réaction
d’oxydoréduction.
On a les équations suivantes :
1)Dissolution du Mg(s) : Mg(s)  Mg2+ + 2e2)Formation du gaz H2(g) : 2H+(g) + 2e-  H2(g)
3)Équation globale : Mg(s) + 2H+(aq) + 2e-  Mg2+ + H2(g) + 2e-
A) L’équation globale est la somme des réactifs et des produits des demi-réactions.
Le nombre d’électrons est le même de chaque côté de l’égalité.
Après élimination des électrons, on obtient :
Mg(s) + 2H+(aq)  Mg2+(aq) + H2(g)
B) Reprenons chaque équation séparément.
1) Dissolution du Mg(s) : Mg(s)  Mg2+ + 2eMg(s) est l’agent réducteur. C’est lui qui donne les électrons.
L’équation 1 est la demi-réaction d’oxydation.
Mg(s) est la substance oxydée.
2) Formation du gaz H2(g) : 2H+(g) + 2e-  H2(g)
Les ions H+(aq) acceptent (gagnent) les électrons. Ils sont l’agent oxydant.
L’équation 2 est la demi-réaction de réduction.
Les ions H+(aq) sont la substance réduite.
1)Oxydation : Mg(s)  Mg2+ + 2e2)Réduction : 2H+(g) + 2e-  H2(g)
3)Globale : Mg(s) + 2H+(aq) + 2e-  Mg2+ + H2(g) + 2e*L’équation 3 est l’équation globale d’oxydoréduction. On additionne tous les
réactifs et les produits des demi-réactions d’oxydation et de réduction.
On doit avoir le même nombre d’électrons pour chaque demi-réaction. Pour
certaines réactions, il faudra multiplier une des demi-réactions par un certain
coefficient.
Dans l’équation globale d’oxydoréduction, on élimine les électrons (de chaque côté
de l’égalité).
Réaction d’oxydoréduction : Mg(s) + 2H+(aq)  Mg2+ + H2(g)