Réactions d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction consiste en un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques.

Elle met en jeu à la fois une oxydation (perte d'électrons) et une réduction (gain d'électrons).

Remarque : Le terme d'oxydation désignait à l'origine la corrosion d'une espèce chimique par le dioxygène. Aujourd'hui, ce n'est pas forcément le cas, une réaction d'oxydation ne fait pas forcément intervenir l'élément oxygène.

• Oxydoréduction : réaction chimique entre l'oxydant d'un couple et le réducteur d'un autre couple redox.

Un oxydant est une espèce chimique capable de gagner un ou plusieurs électrons.

Un gain d'électrons s'appelle une réduction.

Un oxydant qui se réduit devient un réducteur.

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.

Une perte d'électrons s'appelle une oxydation.

Un réducteur qui s'oxyde devient un oxydant.

La réaction d'oxydoréduction est donc un transfert d'électrons du réducteur vers l'oxydant.

Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, un oxydant peut être réduit en une espèce chimique qui est son conjugué.

Deux espèces conjuguées forment un couple Ox/Red si elles peuvent être reliées par une demi-équation de la forme :

Ox + $n$ ${\text{e}}^{-}=$ Red (doc. 2).

Exemple : la pile Daniell (doc. 3)
Le réducteur zinc $\text{Zn}$, qui est oxydé, devient l'ion ${\text{Zn}}^{2+}.$
L'oxydant ${\text{Cu}}^{2+}$, qui est réduit, devient du cuivre métallique $\text{Cu}.$
Cette réaction d'oxydoréduction fait donc intervenir les 2 couples redox ${\text{Cu}}^{2+}$$(\text{aq})$$/\text{Cu}$$(\text{s})$ et ${\text{Zn}}^{2+}$$(\text{aq})$$/\text{Zn}$$(\text{s})$.

Par convention, les couples oxydant-réducteur s'écrivent toujours de la même manière : l'oxydant à gauche et le réducteur à droite. On les note sous la forme Ox/Red.
Remarque : Par simplification, on utilise parfois le terme redox à la place d'oxydoréduction.

Au sein du couple Ox/Red, l'oxydant Ox et le réducteur Red sont reliés par demi-équation électronique :

• Ox capte $n$ électrons ${\text{e}}^{-}$ et subit une réduction.
• Red cède $n$ électrons ${\text{e}}^{-}$ et subit une oxydation.

➜ Une espèce chimique peut être un oxydant dans un couple et un réducteur dans un autre.
Par exemple, l'ion fer II est l'oxydant dans le couple ${\text{Fe}}^{2+}$$(\text{aq})$$/\text{Fe}$$(\text{s})$ et le réducteur dans le couple ${\text{Fe}}^{3+}$$(\text{aq})$$/{\text{Fe}}^{2+}$$(\text{aq})$.

Certaines demi-équations font intervenir des molécules d'eau et des ions hydrogène ${\text{H}}^{+}$.

1. ajustement des éléments autres que l'oxygène et l'hydrogène ;
2. ajustement de l'élément oxygène à l'aide de ${\text{H}}_2\text{O}$ ;
3. ajustement de l'élément hydrogène à l'aide des ions ${\text{H}}^{+}$ ;
4. ajustement des charges à l'aide des électrons ${\text{e}}^{-}$.


Exemple : réduction des ions ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}$ en ions ${\mathrm{Cr}}^{3+}.$

1. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}={\mathrm{Cr}}^{3+}\Rightarrow {\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}.$

2. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

3. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+14{\mathrm{H}}^{+}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

4. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+14{\mathrm{H}}^{+}+6{\mathrm{e}}^{-}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

• Demi-équation : équation bilan montrant le transfert d'électrons dans un couple redox.

➜ Par convention, les demi-équations doivent toujours être écrites avec des signes $«+»$.
Ainsi, l'oxydation du fer solide en ions fer (II) s'écrit $\text{Fe}(\mathrm{s})={\text{Fe}}^{2+}(\text{aq})+2{\mathrm{e}}^{-}$ et non pas $\text{Fe}(\text{s})-2{\mathrm{e}}^{-}={\text{Fe}}^{2+}(\text{aq})$.
➜ On utilise toujours le signe = pour les demi-équations et le signe → pour une équation bilan d'oxydoréduction.

Pour ajuster les demi-équations en milieu basique (ions hydroxyde majoritaires par rapport aux ions hydrogène ${\text{H}}^{+}$), on ajoute autant d'ions ${\text{HO}}^{-}$ de part et d'autre de l'équation qu'il y a d'ions ${\text{H}}^{+}$. Ces deux derniers ions se combinent pour former une molécule d'eau. On élimine ensuite autant de molécules d'eau qu'il y en a présentes des deux côtés de la demi-équation.

Exemple : On ajuste la demi-équation suivante en milieu basique :

1. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+14{\mathrm{H}}^{+}+14{\mathrm{HO}}^{-}+6{\mathrm{e}}^{-}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+14{\mathrm{HO}}^{-}$.

2. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+14{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+6{\mathrm{e}}^{-}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+14{\mathrm{HO}}^{-}$.

3. ${\mathrm{Cr}}_2{\mathrm{O}}_7^{2-}+7{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+6{\mathrm{e}}^{-}=2{\mathrm{Cr}}^{3+}+14{\mathrm{HO}}^{-}$.

➜ Un mélange entre un oxydant et un réducteur ne va pas toujours donner lieu à une transformation chimique. Pour déterminer les oxydants qui réagissent spontanément avec des réducteurs, il existe une échelle de potentiels. Cette échelle est construite en mesurant la tension aux bornes de différentes piles, mais cette démarche n'est pas au programme en première.

Après avoir déterminé les couples mis en jeu dans la réaction d'oxydoréduction et équilibré les demi-équations, on peut écrire l'équation bilan. Celle-ci consiste en une combinaison des deux demi-équations que l'on ajuste de telle sorte que les électrons n'apparaissent pas dans l'équation bilan.

Pour cela, les demi-équations utilisées doivent faire intervenir le même nombre d'électrons. Dans ces conditions, on peut être amené à multiplier par un même nombre tous les coefficients stoechiométriques de chaque demi-équation avant de les additionner.

Exemple : pour les couples ${\mathrm{Al}}^{3+}(\mathrm{aq})/\mathrm{Al}(\mathrm{s})$ et ${\mathrm{Cu}}^{2+}(\mathrm{aq})/\mathrm{Cu}(\mathrm{s})$, on écrit :

L'aluminothermie est une réaction d'oxydoréduction entre l'aluminium et certains oxydes métalliques.

Retrouvez

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de rappel sur l'équilibrage d'une réaction chimique.