Fiche de physique - chimie
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Réaction d'oxydo-réduction

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I. La réaction d'oxydo-réduction

La réaction d'oxydo-réduction est caractérisée par un transfert d'électrons par contact entre un oxydant et un réducteur de deux couples différents.
Définitions
Un oxydant est une entité capable de capter un ou des électron(s) e^-.
Un réducteur est une entité capable de libérer un ou des électron(s) e^-.




II. Les couples oxydant/réducteur

Deux entités forment un couple oxydant/réducteur si on peut passer de l'un à l'autre par perte ou gain d'un ou plusieurs électrons e^-.
Un couple oxydant-réducteur s'écrit de la manière suivante : (\text{Ox}/\text{Red})
Les deux espèces chimiques sont conjuguées ; ox est l'oxydant conjugué de red et red est le réducteur conjugué de ox.


III. Demi-équation d'oxydo-réduction et équation d'une réaction d'oxydo-réduction

Soit un couple oxydant/réducteur (\text{Ox}/\text{Red}), on passe de l'un à l'autre par perte ou gain d'un ou plusieurs électron(s).
   Si l'oxydant est le réactif alors l'équation sera : \text{Ox}+ne^- \rightarrow \text{Red}
   Si le réducteur est le réactif alors l'équation sera : \text{Red} \rightarrow \text{Ox}+ne^-
n est le nombre d'électron(s).

Lors d'une réaction d'oxydo-réduction, il y a deux couples oxydant/réducteur qui interviennent ; (\text{Ox}_1/\text{Red}_1) et (\text{Ox}_2/\text{Red}_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{Red}_2
En écrivant les 2 demi-équations d'oxydo-réduction, on obtient :

\text{Ox}_1+ne^- \rightarrow \text{Red}_1 (n est le nombre d'électron(s))

\text{Red}_2 \rightarrow \text{Ox}_2+me^- (m est le nombre d'électron(s))

Dans une réaction d'oxydo-réduction, il faut que le nombre d'électrons libéré et le nombre reçu soit le même.


Méthode :
   Si le nombre d'électrons est le même, il n'y a aucun changement à faire.
   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.
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.

L'équation de la réaction sera :
\text{Ox}_1+\text{Red}_2 \rightarrow \text{Ox}_2+\text{Red}_1

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

Exemple : réaction de l'aluminium dans une solution de sulfate de cuivre, dont les couples en présence sont (Cu^{2+}_{(aq)}/Cu_{(s)}) et (Al^{3+}_{(aq)}/Al_{(s)})

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 demi-équations des deux couples qui réagissent sont :
Al \rightarrow Al^{3+}+3e^-
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 2 et la deuxième demi-équation par 3, on aura donc 6 électrons :
\rm 2\times Al \rightarrow Al^{3+}+3e^- = 2Al \rightarrow 2Al^{3+}+6e^-
\rm 3\times Cu^{2+}+2e^- \rightarrow Cu = 3Cu^{2+}+6e^- \rightarrow 3Cu

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

Cas où on ne passe pas de l'oxydant au réducteur par un simple transfert d'électrons

Il y a des cas où trouver la demi-équation s'avère un peu plus délicat. En effet, avec certaine entités (comme l'ion permanganate et le manganèse) on ne peut pas passer de l'un à l'autre par un simple transfert d'électrons. Des molécules d'eau et des protons apparaissent dans la demi-équation.

Méthode pour trouver ces demi-équations :
Prenons l'exemple de l'ion permanganate et du manganèse dont le couple Ox/Red est (MnO_4^{-}/Mn^{2+})

1. On commence à écrire ceci :
   \rm MnO_4^{-} \rightarrow Mn^{2+}
On vérifie si l'élément chimique Mn est équilibré (ici oui, un de chaque coté)

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

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^+) :
   \rm MnO_4^{-}+8H^+ \rightarrow Mn^{2+}+4H_2O

4. Pour finir, on équilibre le nombre de charges, 7+ à gauche et 2+ à droite, en rajoutant donc 5 électrons e^- à gauche :
   \rm \fbox{MnO_4^{-}+8H^++5e^- \rightarrow Mn^{2+}+4H_2O}

Oxydant réduit et réducteur oxydé

Durant la réaction d'oxydo-réduction :

   L'oxydant est réduit, il gagne des électrons. \text{Ox}+ne^- \rightarrow \text{Red} (réduction)
   Le réducteur est oxydé, il perd des électrons : \text{Red} \rightarrow \text{Ox}+ne^- (oxydation).


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