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REACTIONS D'OXYDOREDUCTION - Leçon n° 7

 

Cette leçon comporte trois paragraphes.

 

1- DEFINITION D’UN OXYDANT, D’UN REDUCTEUR, D’UN COUPLE OXYDANT / REDUCTEUR

 
1.1 Couple oxydant / réducteur

· Un oxydant est une espèce chimique pouvant capter un ou plusieurs électrons e -.

· Un réducteur est une espèce chimique pouvant donner un ou plusieurs électrons e -.

· Un couple oxydant / réducteur est constitué d’un oxydant et d’un réducteur, reliés par la demi-équation électronique :

oxydant + n e - = réducteur (1)

Retenir qu'un réducteur donne des électrons.


1-2 Expériences

· Action d'une solution d'acide chlorhydrique H3O +(aq) + Cl -(aq) sur le zinc Zn (s).

- Les ions chlorure, présents dans la solution d'acide chlorhydrique H + (aq) + Cl - (aq), sont passifs.

- Les atome de zinc Zn (s) perdent, chacun, deux électrons e - et se transforment en ions zinc Zn + + (aq).

- Les ions hydrogène H + (aq) gagnent, chacun, un électrons e - et se transforment en molécules de dihydrogène H2 (g).

 

Remarque 1 : En donnant des électrons, un réducteur subit une oxydation. En recevant des électrons, un oxydant subit une réduction.

Remarque 2 : Si les ions hydrogène H + (aq) sont écrits sous la forme d'ions oxonium H3O + alors l'équation (4) s'écrit sous la forme :

Zn (s) + 2 H3O + Zn + + (aq) + H2 (g) + 2 H2O (l) (4 bis)

Rappelons que (l) signifie (liquide).

· Réduction des ions cuivrique Cu + + (aq) par le métal zinc Zn (s).

On réalise l'expérience schématisée ci-dessus. Les ions sulfates sont spectateurs. L'équation de la réaction d'oxydoréduction qui se produit s'écrit :

Les ions oxydants Cu + +, recevant des électrons, sont réduits et deviennent Cu.

Un oxydant subit une réduction en gagnant des électrons.

Les atomes réducteurs Zn, perdant des électrons, sont oxydés et deviennent Zn + +.

Une oxydation est une perte d'électrons.

Remarque

- La solution initiale contient des ions cuivre (II) Cu + + qui, avec de la soude, donnent un précipité bleu d'hydroxyde cuivrique :

Cu + + (aq) + 2 HO - (aq) Cu(OH)2 (s) (8)

- La solution finale contient des ions Zn + + qui, avec de la soude, donnent un précipité blanc d'hydroxyde de zinc :

Zn + + (aq) + 2 HO - (aq) Zn(OH)2 (s) (9)

Un excès d'ions hydroxyde ferait disparaître le précipité blanc d'hydroxyde de zinc en donnant des ions zincates incolores :

Zn(OH)2 (s) + 2 HO - (aq) Zn(OH)4 - - (aq) (10)

· Réduction des ions permanganates MnO4 - par les ions fer (II) Fe + + en milieu acide.

- Un bécher de 100 mL contient 10 mL d'une solution décimolaire de permanganate de potassium K + + MnO4 -, acidifié par quelques gouttes d'acide sulfurique concentré 2 H + + SO4 - -. Le mélange possède la couleur violette des ions MnO4 -.

- On ajoute progressivement une solution de sulfate ferreux décimolaire Fe + + + SO4 - -. La couleur violette finit par disparaître.

- On peut montrer que les ions fer (II) Fe + + se sont transformés en ions fer (III) Fe + + +. Ils ont été oxydés par les ions permanganate MnO4 - :

- Les ions fer (II) Fe + +(ou ferreux) initiaux donneraient avec des ions hydroxyde HO - un précipité vert d'hydroxyde ferreux :

Fe + + (aq) + 2 HO - (aq)Fe(OH)2 (s) (14)

- Les ions fer (III) Fe + + + (ou ferrique) formés donneraient avec des ions hydroxyde HO - un précipité rouille d'hydroxyde ferrique :

Fe + + + (aq) + 3 HO - (aq)Fe(OH)3 (s) (15)

Remarque 1 : Les ions potassium K + et les ions sulfates SO4 - - sont des ions spectateurs.

Remarque 2 : Pour équilibrer la demi équation (12) on suit les étapes suivantes :

  MnO4 - + ... = Mn + + + ...

- On équilibrera en dernier les charges électriques (avec des électrons e -).

- Le dernier élément équilibré sera l'élément manganèse qui figure sous forme d'ion simple Mn + +.

- On équilibre l'élément oxygène :

MnO4 - + ... = Mn + + + 4 H2O

- On équilibre l'élément hydrogène en se rappelant qu'on opère en milieu acide, en présence de H + (aq).

  MnO4 - + 8 H + + ... = Mn + + + 4 H2O

- L'élément manganèse est équilibré.

- Equilibre des charges électriques :

Le bilan des charges est provisoirement de 7 (+) à gauche et de 2 (+) à droite.

On fait donc intervenir 5 e - à gauche. 

MnO4 - + 8 H + + 5 e - = Mn + + + 4 H2O ou mieux :

MnO4 - (aq) + 8 H + (aq) + 5 e - = Mn + + (aq) + 4 H2O (l) (12)

 

2- CERTAINS COMPOSES SONT OXYDANT DANS UN COUPLE ET REDUCTEUR DANS UN AUTRE COUPLE


2-1 Cas de l'ion fer (II)

L'ion ferreux se comporte parfois comme un réducteur, parfois comme un oxydant.

- L'ion ferreux Fe + + est le réducteur du couple oxydant / réducteur Fe + + + / Fe + + :

Fe + + + (aq) + 1 e - = Fe + + (aq) (16)

- L'ion ferreux Fe + + est l'oxydant du couple oxydant / réducteur Fe + + / Fe :

Fe + + (aq) + 2 e - = Fe (s) (17)


2-2 Cas de l'eau

L'eau se comporte parfois comme un réducteur, parfois comme un oxydant.

- L'eau est l'oxydant du couple oxydant / réducteur H2O / H2 :

(18) H2O (l) + 1 e - = HO - + H2 (g)

- L'eau est le réducteur du couple oxydant / réducteur O2 / H2O :

(12) O2 (g) + 2 H + (aq) + 2 e - = H2O (l)

 

3- CONCLUSION : LES REACTIONS D'OXYDOREDUCTION


3-1 Ecriture d'une réaction d'oxydoréduction

Toute réaction d'oxydoréduction fait intervenir l'oxydant d'un couple oxydant 1 / réducteur 1 qui reçoit un ou plusieurs électrons donnés par le réducteur autre couple oxydant 2 / réducteur 2 :

oxydant 1 + n e - = réducteur 1

réducteur 2 = oxydant 2 + n e -

L'équation de toute réaction d'oxydoréduction s'écrit donc :

oxydant 1 + réducteur 2réducteur 1 + oxydant 2

La flèche simple indique que la réaction est supposée totale pour le réactif limitant ou pour les deux réactifs s'ils sont pris dans des proportions stśchiométriques

L'année prochaine nous classerons les oxydants (et les réducteurs) suivant leur "force" et nous verrons que certaines réactions sont limitées, voire impossibles.

Donnons, en complément de programme, l'échelle classant les couples oxydant / réducteur. La définition du potentiel standard d'oxydoréduction Eo d'un couple oxydant / réducteur ne sera donnée que dans l'enseignement post baccalauréat.

 

3-2 Réaction d'oxydoréduction spontanée

Ce sous paragraphe, hors programme, est donné en complément.

Règle du gamma direct : Dans une réaction spontanée, l’oxydant le plus fort des deux couples réagit avec le réducteur le plus fort des deux couples.

L'échelle ci-dessus montre que H2O et Na réagissent de façon naturelle en donnant H2 et Na + (un gamma direct joint les réactifs et les produits). Par contre H2 et Na + ne réagissent pas (gamma indirect).

La réaction spontanée s'écrit :

H2O (l) + Na (s) H2 (g) + HO - (aq) + Na + (aq)

C'est une réaction dangereuse car elle est violente. Le dihydrogène produit peut s'enflammer au contact de l'oxygène de l'air.

 

A VOIR :

Connaissances du cours de Chimie 7

Problème résolu n° 7-A :

Problème n° 7-B (à résoudre) :

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