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Cours de Physique-chimie 1re S - Réaction d'oxydoréduction : méthodes générales et exemples


Note par nos Maxinautes :  
Objectif(s)
Illustrer le cours d’oxydoréduction avec des exemples. Préciser qu’une réaction d’oxydoréduction a un sens privilégié (réaction spontanée). Donner des méthodes dans les cas les plus rencontrés. Présenter l’oxydoréduction par voie sèche.
1. Rappels sur l'oxydoréduction
Un oxydant est une espèce chimique susceptible de gagner un ou plusieurs électrons, lors d’une réaction durant laquelle il se réduit. La demi-équation électronique d’une réduction s’écrit :


Un réducteur est une espèce chimique susceptible de perdre un ou plusieurs électrons, lors d’une réaction durant laquelle il s’oxyde. La demi-équation électronique d’une oxydation s’écrit :


Les espèces chimiques intervenant dans un demi-réaction constituent un couple rédox, qui se note . Par exemple, .

Une réaction d’oxydoréduction se caractérise par un transfert d’électron(s) d’un réducteur d’un couple rédox vers un oxydant d’un autre couple.

Une espèce chimique qui intervient dans un couple en tant que réducteur et comme oxydant dans un autre couple est un ampholyte. L’adjectif correspondant est amphotère. Par exemple, le peroxyde d’hydrogène (eau oxygénée) intervient dans les couples et .
2. Réactions spontanées et forcées
Dans un bécher, on verse une solution de sulfate de cuivre et on plonge une lame de zinc décapée. Dans un autre bécher, on verse du sulfate de zinc et on plonge une lame de cuivre.


La partie immergée de la lame de zinc se recouvre progressivement d’un dépôt rouge de cuivre. On a :

Rien ne se passe au niveau de la lame de cuivre. La réaction ne se produit pas spontanément.

D’une manière générale, une réaction d’oxydoréduction se produisant sans apport d’énergie extérieur est dite réaction spontanée (« réaction naturelle »). Sa réaction inverse ne se produit pas, sauf avec un apport d’énergie. Nous verrons dans une prochaine fiche que la charge d’une batterie électrique engendre une réaction de ce type, nommée réaction forcée.
3. Oxydoréduction en phase aqueuse : exemples de couples rédox
L’oxydoréduction en phase aqueuse constituera les exemples les plus traités cette année. Les piles sont un exemple d’application de ces réactions.
a. Couples rédox faisant intervenir un métal
Si un élément chimique métallique non ionisé (forme solide) intervient dans un couple rédox, il sera toujours le réducteur du couple. Dans l’ensemble, les demi-équations associées à de tels couples sont simple à écrire. Si on a le couple , la réduction de s’écrit .

Plus rarement, il existe des couples rédox où l’oxydant et le réducteur sont deux ions différents d’un même métal. Par exemple, le couple ion ferrique/ion ferreux : . La demi-équation de réduction de l’ion ferrique est ainsi .
b. Couples rédox avec une molécule ou un ion polyatomique
Les réactions d’oxydoréduction se résumant à un simple transfert d’électrons ne concernent que certains cas (métaux). Souvent, les couples rédox font intervenir des molécules ou des ions polyatomiques. Ils sont modifiés par la réaction d’oxydoréduction.

Par exemple, avec le couple ion tétrathionate / ion thiosulfate : . Lors de la réduction de l’ion tétrathionate, il se scinde en deux « morceaux » identiques. Il suffit alors de compléter avec les électrons pour équilibrer les charges électriques :

Dans ce cas, il n’y rien d’autre à faire. Des cas plus complexes seront vus au 3.d.
c. Action d'un acide sur les métaux : le couple H+/H2
Les solutions acides se caractérisent par la présence d’ions oxonium . Mais, en oxydoréduction, on préfère dire que le milieu contient des ions . Bien sûr, le raisonnement est équivalent. Si on plonge des fils métalliques dans une solution d’acide chlorhydrique, on aura un dégagement gazeux de dihydrogène avec certains d’entre eux. En effet, les ions forment avec le dihydrogène le couple rédox .


Par exemple avec le zinc, on écrit :

Mais rien avec le cuivre, l’argent, le platine, l’or. n’agit pas sur eux.
d. Se « débarrasser des oxygènes » dans un couple rédox
Pour des couples rédox où l’on souhaite se « débarrasser » des oxygènes dans une demi-équation, on pourrait penser à un dégagement gazeux de dioxygène . Cependant, ce dégagement gazeux est énergétiquement défavorisé, donc improbable, sauf cas particuliers. La « règle » est que si le milieu est acidifié, les ions sont disponibles pour « capter les oxygènes », et forment des molécules d’eau.

Exemple détaillé : on considère le couple ion permanganate / ion manganèse .
En première écriture, sans chercher à équilibrer :


Il manque 4 atomes O du côté droit, que l’on ajoute par des molécules d’eau :


Mais maintenant, il manque des 8 atomes H du côté gauche, on ajoute donc des :


Pour terminer, on équilibre les charges électriques en trouvant n :

4. Oxydoréduction par voie sèche
Les réactions d’oxydoréduction ne se déroulent pas exclusivement en phase aqueuse. L’oxydoréduction par voie sèche désigne notamment les combustions.

Par exemple, si on approche un ruban de magnésium d’une flamme (bec Bunsen), le métal va brûler en émettant une lumière blanche intense. Une fois la réaction terminée, le ruban présente une couleur blanche. Le magnésium est oxydé par le dioxygène de l’air, que nous écrivons symboliquement comme :


Du côté du dioxygène, celui-ci se réduit. Nous l’écrivons provisoirement comme :


En fait, en voie sèche, les ions ne seront pas libérés, mais vont s’associer pour former de l’oxyde de magnésium de couleur blanche, selon la réaction :


Autre exemple, la rouille (oxydation du fer) est une réaction d’oxydoréduction lente :


Le produit formé est de l’oxyde de fer III, la forme la plus courante de la rouille. Cette réaction ne peut pas se produire sans la présence d’eau. C’est ainsi un cas intermédiaire entre les réactions en phase aqueuse et par voie sèche.
L'essentiel
Les réactions d’oxydoréduction consistent en un transfert d’électron(s) d’un réducteur vers un oxydant. Une réaction d’oxydoréduction est spontanée si elle se produit toute seule, sans apport d’énergie extérieur. A l’opposé, sa réaction inverse ne se produit pas spontanément.

Parmi les couples rédox importants à connaître, on a notamment ceux formés à partir d’éléments chimiques métalliques. On a aussi le couple qui montre que certains métaux peuvent être attaqués par un acide afin de produire un dégagement gazeux de dihydrogène .

Les réactions d’oxydoréductions étudiées ont lieu le plus souvent en phase aqueuse, mais il en existe des réactions d’oxydoréduction par voie sèche, dont les combustions. D’autres réactions sont moins spectaculaires et plus lentes, comme l’oxydation du fer (rouille).
Aller plus loin
Un catalyseur est une espèce chimique qui intervient dans une réaction chimique afin de l’accélérer. Un catalyseur n’est ni produit, ni consommé lors de la réaction. Cela explique qu’il n’apparaisse pas dans l’équation bilan. Un catalyseur permet ainsi de rendre plus rapide une réaction d’oxydoréduction spontanée. Par contre, cela ne marche pas si la réaction n’est pas spontanée.

Par exemple, le platine catalyse la réaction du peroxyde d’hydrogène sur lui-même (dismutation) .

Aussi, les pots catalytiques de véhicules interviennent de la même manière pour faire réagir certains polluants émis par les moteurs, comme le monoxyde de carbone CO et le monoxyde d’azote NO, afin de produire du dioxyde de carbone et du diazote.
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