Réaction d'oxydoréduction

I. Notions d'oxydant et de réducteur

• Définitions :

  $\circ\quad$ Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électron(s), notés $e^-$.

  $\circ\quad$ Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électron(s), notés $e^-$.

II. Les couples oxydant/réducteur

• Définition :

  Deux espèces chimiques forment un couple oxydant/réducteur si on peut passer de l'un à l'autre par une perte ou un gain d'un ou plusieurs électrons $e^-$.

• Un couple oxydant-réducteur s'écrit de la manière suivante : $(\text{Ox}/\text{Réd})$.

• Ces deux espèces chimiques sont dites conjuguées : $\text{Ox}$ est l'oxydant conjugué de $\text{Réd}$ et $\text{Réd}$ est le réducteur conjugué de $\text{Ox}$.

III. Demi-équation d'oxydo-réduction

• Soit un couple oxydant/réducteur $(\text{Ox}/\text{Réd})$, on passe de l'un à l'autre par perte ou gain d'un ou plusieurs électron(s) :

  $\circ\quad$ Si l'oxydant est le réactif alors l'équation s'écrira : $\textcolor{blue}{\text{Ox} + n e^- \rightarrow \text{Réd}}$, où $n$ est le nombre d'électron(s) capté(s) ;

  $\circ\quad$ Si le réducteur est le réactif alors l'équation s'écrira : $\textcolor{blue}{\text{Réd} \rightarrow \text{Ox} + ne^-}$, où $n$ est le nombre d'électron(s) cédé(s).

IV. Réaction d'oxydoréduction

1. Définition et propriété d'une réaction d'oxydoréduction

• Définition :

  La réaction d'oxydoréduction est caractérisée par un transfert d'électrons par contact entre un oxydant et un réducteur de deux couples différents.

• Lors d'une réaction d'oxydoréduction, il y a deux couples oxydant/réducteur qui interviennent : $(\text{Ox}_1/\text{Réd}_1)$ et $(\text{Ox}_2/\text{Réd}_2)$.

• L'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur du deuxième couple.

• On fait réagir l'oxydant $\text{Ox}_1$ avec le réducteur $\text{Réd}_2$.

• En écrivant les 2 demi-équations d'oxydoréduction, on obtient :

  $\circ\quad$ $\text{Ox}_1 + ne^- \rightarrow \text{Réd}_1$ ($n$ est le nombre d'électron(s) capté(s)) ;

  $\circ\quad$ $\text{Réd}_2 \rightarrow \text{Ox}_2+me^-$ ($m$ est le nombre d'électron(s) cédé(s)).

• Propriété :

  Dans une réaction d'oxydoréduction, il faut que le nombre d'électron(s) cédé(s) et le nombre d'électron(s) capté(s) soit le même.

• Méthode :

  $\circ\quad$ Si le nombre d'électrons est le même, il n'y a aucun changement à faire.

  $\circ\quad$ Si le nombre d'électrons dans chaque demi-équation est différent, il faut multiplier les demi-équations par un entier pour obtenir le même nombre d'électrons.

  $\circ\quad$ Pour ce faire, on multiplie la première équation par un entier et on multiplie la deuxième équation par un autre entier de telle sorte que le nombre d'électrons transférés soit le même dans les deux demi-équations.

  $\circ\quad$ L'équation de la réaction sera : $\textcolor{blue}{\boxed{\text{Ox}_1+\text{Réd}_2 \rightarrow \text{Ox}_2+\text{Réd}_1}}$.

• Remarque importante : on ne fait pas figurer les électrons dans l'équation, puisqu'on a équilibré chaque demi-équation en nombre égal d'électron(s).

2. Application simple : réaction de l'aluminium dans une solution de sulfate de cuivre

• On introduit des morceaux d'aluminium dans une solution de sulfate de cuivre. L'aluminium $Al$ va donc réagir avec l'ion $Cu^{2+}$.

• Les couples en présence sont $(Cu^{2+}_{(aq)}/Cu_{(s)})$ et $(Al^{3+}_{(aq)}/Al_{(s)})$.

• Les demi-équations des deux couples qui réagissent sont :

  $\circ\quad$ $Al \rightarrow Al^{3+} + 3e^-$ ;

  $\circ\quad$ $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$ .

• On remarque que le nombre d'électrons n'est pas le même, on va donc multiplier la première demi-équation par $\textcolor{OrangeRed}{2}$ et la deuxième demi-équation par $\textcolor{RoyalBlue}{3}$, on aura donc $\textcolor{ForestGreen}{6}$ électrons :

$\circ\quad$ $(Al \rightarrow Al^{3+} + 3e^-) \times \textcolor{OrangeRed}{2} \Leftrightarrow 2Al \rightarrow 2Al^{3+} + \textcolor{ForestGreen}{6}e^-$ ;

$\circ\quad$ $(Cu^{2+}+2e^- \rightarrow Cu) \times \textcolor{RoyalBlue}{3} \Leftrightarrow 3Cu^{2+} + \textcolor{ForestGreen}{6}e^- \rightarrow 3Cu$.

$\circ\quad$ Finalement, l'équation de la réaction sera : $\boxed{2Al+3Cu^{2+} \rightarrow 2Al^{3+}+3Cu}$

3. Cas où la réaction d'oxydoréduction ne se fait pas que par un simple transfert d'électrons

$\textcolor{purple}{\text{a. Constat}}$

$\circ\quad$ Il y a des cas où trouver la demi-équation s'avère un peu plus délicat.

$\circ\quad$ En effet, avec certaines espèces chimiques, telles que l'ion permanganate et le manganèse, on ne peut pas passer de l'un à l'autre par un simple transfert d'électrons.

$\circ\quad$ Des molécules d'eau et des protons ($H^+$) apparaissent dans la demi-équation.

$\textcolor{purple}{\text{b. Méthode d'équilibrage}}$

• Prenons l'exemple de l'ion permanganate et du manganèse dont le couple $\text{Ox/Réd}$ est $(MnO_4^{-}/Mn^{2+})$.

• Étape 1 : on commence à écrire ceci :

  $MnO_4^{-} \rightarrow Mn^{2+}$

  On vérifie si l'élément chimique $Mn$ est équilibré (ici oui, un de chaque côté)

• Étape 2 : on a $4$ oxygène à gauche, il en faut $4$ aussi à droite.

  Pour cela, on rajoutera donc $4$ molécules d'eau, chaque molécule apportant un oxygène $O$ :

  $MnO_4^{-} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

• Étape 3 : il y a 8 atomes d'hydrogène à droite (par l'ajout des molécules d'eau), on équilibre donc à gauche en rajoutant des protons (ou ions oxonium $H^+$) :

  $MnO_4^{-}+8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$

• Étape 4 : pour finir, on équilibre le nombre de charges, 7+ à gauche et 2+ à droite, en rajoutant donc 5 électrons $e^-$ à gauche :

  $\boxed{MnO_4^{-} + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O}$

V. Oxydant réduit et réducteur oxydé

• Définitions :

  Durant la réaction d'oxydo-réduction :

  $\circ\quad$ L'oxydant est réduit, il gagne des électrons : $\text{Ox} + ne^- \rightarrow \text{Réd}$ (= réduction)

  $\circ\quad$ Le réducteur est oxydé, il perd des électrons : $\text{Réd} \rightarrow \text{Ox} + me^-$ (= oxydation).

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