Oxydo-réduction - Passeport Univ lille1 Fr

EC1 Chimie 10 Oxydo-réduction
Séverine Canciani Bureau 213 au Sudes
Cité scientifique
Boulevard Langevin
59 650 Villeneuve d'Ascq
Tel : 03.20.33.61.74
Fax : 03.20.43.67.77
Mail : severine.canciani@univ-lille1.fr Oxydo-réduction 1 : Equilibrer une réaction d'oxydo-réduction 1. Oxydant et réducteur : Définitions On appelle oxydant une espèce susceptible de capter des électrons
(accepteur d'électrons)
Exemples :
L'ion cuivre (II) Cu2+ peut capter 2 électrons pour donner un atome de
cuivre Cu :
Cu2+ + 2 e- ( Cu
Intégrer la vidéo sur la réaction du fer avec une solution d'ion cuivre
(II) Chimie-chimie en solution aqueuse, partie apprendre, oxydo-réduction, les
réactions d'oxydo-réduction, oxydant et réducteur L'ion argent Ag+ peut capter 1 électrons pour donner un atome d'argent
Ag :
Ag+ + e- ( Ag Le nombre d'électrons que l'oxydant capte est ajusté de façon à ce qu'il y
ait conservation de la charge lors de l'équation-bilan écrite. On appelle réducteur une espèce capable de libérer des électrons (donneur
d'électrons)
Exemples :
Le métal Cu se transforme facilement en ion Cu2+ en libérant 2 électrons : Cu ( Cu2+ + 2 e-
Intégrer la vidéo sur la réaction du cuivre avec une solution d'acide
nitrique Chimie-chimie en solution aqueuse, partie apprendre, oxydo-réduction, les
réactions d'oxydo-réduction, oxydant et réducteur
Ag donne facilement Ag+ et 1 électron :
Ag ( Ag+ + e- On voit que le donneur d'électrons Cu est associé à l'accepteur d'électrons
Cu2+, de même Ag associé à Ag+. L'oxydant et le réducteur associés forment un couple (oxydant/réducteur) ou
couple redox. Les passages de l'oxydant vers le réducteur d'un même couple ou du
réducteur vers l'oxydant sont tous les deux possibles. On traduit cela par
l'écriture d'une équation-bilan appelée demi-équation électronique avec une
double flèche ou le signe égal séparant oxydant et réducteur :
Ag [pic] Ag+ + e-
Ag = Ag+ + e- Dans l'écriture d'un couple, l'oxydant est toujours placé à gauche et
séparé du réducteur par une barre oblique : (Ag+/Ag). Autres exemples de couples oxydant / réducteur :
(Cl2 / Cl-) (S4O62- / S2O32-) (Mg2+ / Mg ) (Cu2+ /
Cu)
(par convention on place l'oxydant à gauche, le réducteur à droite) Les demi-équations électroniques ne sont pas toujours faciles à équilibrer.
Pour effectuer cette équilibrage on s'appuie sur deux régles :
- conservation des atomes
- conservation des charges
-
Retrouvez dans l'animation suivante la méthode générale pour équilibrer
n'importe quelle demi-équation électronique :
Intégrer l'animation Chimie-chimie en solution aqueuse, partie apprendre, oxydo-réduction, les
réactions d'oxydo-réduction, les réactions d'oxydo-réduction, équilibrage
des réactions redox, méthode directe d'équilibrage
La réaction de perte d'électrons est appelée oxydation La réaction de gain d'électrons est appelée réduction On peut rassembler ces définitions sur le schéma suivant : réduction
oxydant + électrons réducteur (demi-équation
électronique)
oxydation Exercice 1 :
Ecrire les demi-équations rédox des couples suivants :
1) (Cl2/Cl- ) 2) (ClO-/Cl- ) 3) (Cr2O72-/Cr3+) 4)
(CO2/C2O42-) 2. Réaction d'oxydo-réduction Une réaction d'oxydo-réduction est une réaction d'échange d'électrons.
Lors d'une réaction d'oxydo-réduction, l'oxydant d'un couple (= accepteur
d'électrons) capte les électrons cédés par le réducteur (= donneur
d'électrons) de l'autre couple : il y a échange d'électrons entre les deux
couples.
La demi-équation électronique est un schéma formel pour visualiser le
passage de l'oxydant au réducteur d'un même couple. Mais cette demi-
équation ne peut s'effectuer seule : les électrons ne sont pas stables et
n'existent pas en milieu aqueux.
La réaction chimique d'oxydo-réduction est le bilan des deux demi-équations
électroniques des couples rédox qui échangent leurs électrons.
Le nombre d'électrons apportés par le réducteur doit être égal au nombre
d'électrons captés par l'oxydant. Exemple :
Lorsqu'on plonge une lame de cuivre dans une solution incolore de nitrate
d'argent on observe un dépôt gris d'argent métallique qui se forme à la
surface du cuivre (qui est rouge) et la solution se colore lentement en
bleu.
Les ions argent incolores en solution aqueuse se sont transformés au
contact du cuivre en métal argent de couleur grise. Le cuivre métallique a
donné naissance à des ions cuivre (II) qui colorent en bleu la solution.
Le bilan chimique de la réaction est donc le suivant : le métal cuivre
réagit avec les ions argent pour donner des ions cuivre (II) et de l'argent
métallique
Le métal cuivre est oxydé en ions cuivre (II), écrivons la demi-équation
électronique du couple (Cu2+/Cu) : Cu > Cu2+ + 2 e-
l'ion argent est réduit en argent métallique, écrivons la demi-équation
électronique du couple (Ag+/Ag) : Ag+ + e- > Ag
Pour écrire la réaction bilan, remarquons que les électrons libérés par le
cuivre sont entièrement consommés par des ions argent, les électrons
échangés n'apparaissent plus dans l'équation-bilan. Puisqu'1 atome de
cuivre libère 2 électrons, il faut 2 ions Ag+ pour les consommer. La
st?chiométrie est donc : 2 ions argent pour 1 atome de cuivre.
lorsque la demi-équation suivante se fait 1 fois :Cu > Cu2+ + 2 e-
(x 1)
la deuxième se fait deux fois : Ag+ + e- > Ag (x
2)
le bilan est donc : Cu + 2 Ag+ > Cu2+ + 2 Ag Le réducteur Cu subit une oxydation et l'oxydant Ag+ subit une réduction.
Dans l'équation-bilan, les électrons n'apparaissent plus. Utiliser la fiche méthode de la page suivante pour répondre aux exercices
qui suivent : Exercice 2 :
1) Les ions or ( Au3+) réagissent avec le métal zinc pour donner un dépôt
d'or métallique et des ions zinc ( Zn2+). Ecrire l'équation d'oxydo-
réduction.
2) Le diiode réagit avec l'ion S2O32- . Equilibrer cette réaction en
milieu acide en utilisant les couples (S4O62-/ S2O32-) et (I2/I-).
.Fiche méthode
Equilibrer l'équation d'une réaction d'oxydo-réduction en milieu acide La réaction redox a lieu entre deux couples redox.
On commence par écrire pour chacun des couples la demi-équation
électronique entre l'Oxydant et le Réducteur du couple. Exemple couple MnO4- / Mn2+ :
- On écrit l'oxydant d'un côté de la flèche et le réducteur de l'autre côté
MnO4- Mn2+
- On équilibre l'élément autre que H ou O. Ici 1 atome de manganèse dans
MnO4- et aussi 1 atome de manganèse dans Mn2+ : l'élément manganèse est
équilibré.
- Ensuite on équilibre l'élément oxygène en ajoutant des molécules d'eau
Ici 4 atomes d'oxygène à gauche dans MnO4- , il faut donc ajouter 4
molécules d'eau à droite :
MnO4- Mn2+ + 4 H2O
- Il reste à équilibrer les atomes d'hydrogène par des ions H+ : il faut
ajouter 8 ions H+ à gauche
[pic] MnO4- + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O
- Enfin il est nécessaire d'équilibrer la charge électrique par des
électrons ; ici charge -1 + 8 = +7 à gauche et +2 à droite, il faut donc
ajouter 5 électrons à gauche.
MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O On écrit de la même façon la demi-équation électronique du deuxième couple
redox :
Ex : Fe3+ + e- Fe2+ Bilan :
Le couple (MnO4-/Mn2+), E° = 1,51 V est plus oxydant que le couple
(Fe3+/Fe2+), E° = 0,77V ; la réaction spontanée se fait entre l'oxydant le
plus fort MnO4- et le réducteur le plus fort Fe2+ On superpose les demi-équations électroniques écrites dans le sens de la
réaction spontanée : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O
Fe2+ Fe3+ + e- Et on écrit que le nombre d'électrons consommés par la réduction est
nécessairement égal au nombre d'électrons libérés par l'oxydation : il faut
éventuellement multiplier les demi-équations électroniques par des
coefficients pour avoir le même nombre d'électrons libérés par l'oxydation
et consommés dans la réduction : MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O x 1
Fe2+ Fe3+ + e- x 5
_________________________________________ Bilan : MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ > Mn2+ + 4 H2O + 5
Fe3+
II Prévision d'une réaction rédox 1. Le potentiel standard d'un couple On peut attribuer à chaque couple oxydant-réducteur un potentiel redox
standard E0 (en volt).
Plus l'oxydant d'un couple est puissant, plus son potentiel redox est
élevé. Par contre, la force d'un réducteur augmente quand son potentiel
diminue. Par convention on attribue la valeur zéro au potentiel standard du couple
(H+/H2(g)) , ceci à toute température. Les couples plus réducteurs que (H+ /H2) ont donc un potentiel standard
négatif. Les couples plus oxydants que (H+ /H2) ont donc un potentiel standard
positif. Vous trouverez à la page suivante une table des potentiels rédox standard à
25°C des couples les plus couramment utilisés. 2. Prévision d'une réaction rédox
Une réaction spontanée est une réaction qui se fait seule sans apport
d'énergie extérieur, c'est à dire qui se produit naturellement. Si on met en présence l'oxydant 1 du couple ( ox1/red1) avec le réducteur 2
du couple (ox2/red2), pour qu'il y ait réaction spontanée, il faut que le
potentiel E(Ox1/Red1) soit supérieur au potentiel E(Ox2/Red2