Réactions d oxydoréduction Oxydant, Réducteur, oxydation et réduction Expérience : plaque en fer Fe solution de sulfate de cuivre (, SO 4 2 ) Observations et conclusions : dépôt de cuivre sur la plaque en fer La solution s éclaircit : disparition d ions cuivre Interprétation : Le fer a perdu 2 e : il a subit une oxydation ; c est un réducteur. L ion a gagné 2 e : il a subit une réduction ; c est un oxydant. Une réaction d oxydoréduction est une réaction au cours de laquelle des électrons sont échangés entre deux réactifs : Une oxydation est une perte d électrons. Ex : Fe Fe 2+ + 2 e Une réduction est un gain d électrons. Ex : + 2 e Un oxydant est une espèce chimique capable de gagner des électrons. Ex : Un réducteur est une espèce chimique capable de perdre des électrons. Ex : Fe Remarque : Tous les métaux sont réducteurs : Ag,, Pb, Sn, Ni, Fe, Zn, Couple d oxydoréduction Deux espèces chimiques forment un couple oxydant/réducteur si l on peut passer de l une à l autre par gain ou perte d électrons. Un tel couple est noté Ox/Red (l oxydant est toujours noté en premier). On parle de réducteur et d oxydant conjugués. Les deux espèces conjuguées sont alors liées par une relation appelée équation de demiréaction électronique : Ox + n e = Red Le signe «=» ne traduit pas une transformation effective mais la possibilité de passer d une forme à l autre selon les conditions (ce n est pas un équilibre chimique). 1
Exemple : (forme «oxydant») et (forme «réducteur») forme un couple oxydant/réducteur : /. réduction + 2 e = Ox oxydation Réd Force des oxydants et réducteurs Expérience : lame de cuivre Observation : Rien ne se passe solution de sulfate de fer (Fe 2+, SO 4 2 ) Interprétation : Le métal fer réduit les ions, alors que le métal cuivre ne peut pas réduire les ions Fe 2+ : Fe est donc un métal plus réducteur que. Les ions oxydent le métal fer, alors que les ions Fe 2+ ne sont pas capables d oxyder le métal cuivre : les ions sont plus oxydants que les ions Fe 2+. Conclusion : Tout oxydant ne réagit sur n importe quel réducteur. Il existe des oxydants plus ou moins forts, idem pour les réducteurs. On peut donc classer les couples oxydant/réducteur par pouvoir oxydant croissant (ou réducteur) : pouvoir oxydant croissant du cation métallique Fe 2+ Fe pouvoir réducteur croissant du métal 2
Réaction d oxydoréduction Une réaction d oxydoréduction est une réaction de transfert d électrons entre 2 couples. La réaction naturelle se fait toujours entre l oxydant le plus fort des deux couples et le réducteur le plus fort. Ce résultat peut se retrouver à l aide de la règle dite du gamma γ. pouvoir oxydant croissant du cation métallique Zn 2+ Zn On écrit les 2 équations de demiréaction électroniques : + 2 e = Zn 2+ + 2 e = Zn On réécrit ces 2 équations dans le sens où la réaction a réellement lieu (règle γ) : + 2 e Zn Zn 2+ + 2 e On écrit l équation chimique de la réaction : + Zn Zn 2+ + pile La f.e.m. d une pile est égale à la différence de potentiel (d.d.p.), en circuit ouvert, entre les électrodes des demipiles associées. Ainsi une demipile M n+ /M peut être caractérisée par un potentiel appelé potentiel d oxydoréduction. Le potentiel d oxydoréduction se note Le couple de référence choisi est le couple H + / H 2 : E n M + /M et s exprime en volts (V). 2 H + + 2 e = H 2 E H + /H = 0 V 2 Potentiel standard Le potentiel standard d un couple est le potentiel du couple lorsque la concentration des espèces en solution est de 1 mol.l 1. Exemple : pour / = 0,34 V 3
Exemples : Equilibrer une équation de demiréaction électronique 1. Al 3+ /Al : Al 3+ + 3 e = Al conservation de l élément immédiat conservation des charges ajout e 2. I 2 /I : I 2 + 2 e = 2 I 3. S 4 O 6 2 /S 2 O 3 2 : S 4 O 6 2 + 2 e = S 2 O 3 2 4. /Mn 2+ : + 5 e + 8 H + = Mn 2+ + 4 H 2 O Règles d équilibre : Conservation des éléments (autres que O et H) conservation de l élément Mn immédiat O ajout molécule d eau H ajout ions H + conservation des charges ajout e Conservation des atomes d oxygène (ajout de molécules H 2 O) Conservation des atomes d hydrogène (ajout d ions H + ) Conservation des charges électriques (ajout d électrons) Remarque : on ajoute H 2 O et H + car ils sont présents en solution aqueuse. Ecrire l équation chimique bilan Exemple : réaction entre les ions et Fe 2+ Vérifier que la réaction est possible (respect de la règle du gamma) : Mn 2+ 1,51 V Ecrire et équilibrer les équations de demiréactions électroniques : + 5 e + 8 H + = Mn 2+ + 4 H 2O Fe 3+ + e = Fe 2+ Ecrire les équations dans le sens de la réaction naturelle observée : + 5 e + 8 H + Mn 2+ + 4 H 2O Fe 2+ Fe 3+ + e Fe 3+ Fe 2+ 0,77 V Multiplier les équations par des coefficients pour égaliser le nombre d électrons échangés : 4
+ 5 e + 8 H + Mn 2+ + 4 H 2O Fe 2+ Fe 3+ + e ( 5) Soit : + 5 e + 8 H + Mn 2+ + 4 H 2O 5 Fe 2+ 5 Fe 3+ + 5 e Additionner membre à membre les deux équations (et simplifier éventuellement) : + 5 Fe 2+ + 8 H + Mn 2+ + 5 Fe 3+ + 4 H 2O La classification des couples redox nous permet de connaître le sens de la réaction naturelle grâce à la règle du gamma. Exemple : couples /Mn 2+ et I 2 /I : 1,51 V 0,62 V I 2 I Mn 2+ + 5 e + 8 H + = Mn 2+ + 4 H 2 O ( 2) 2 I = I 2 + 2 e ( 5) 2 + 10 I + 16 H + 2 Mn 2+ + 5 I 2 + 8 H 2 O Les alcools : réducteurs Exemples Les alcools sont des réducteurs. Exemple : oxydation de l éthanol par le dichromate (principe alcootest). Cr 2 O 7 2 CH 3 COOH Cr 3+ 1,33 V CH 3 CH 2 OH 0,03 V Cr 2 O 7 2 + 6 e + 14 H + = 2 Cr 3+ + 7 H 2 O CH 3 CH 2 OH + H 2 O = CH 3 COOH + 4 e + 4 H + 2 2 Cr 2 O 7 + 3 CH 3 CH 2 OH + 16 H + 4 Cr 3+ + 3 CH 3 COOH + 11 H 2 O orange vert Les aldéhydes : réducteurs ( 2) ( 3) Les aldéhydes sont de très bons réducteurs. test liqueur de Fehling 0,34 V 2 + H 2 O + 2 e = 2 O + 2 H + RCHO + H 2 O = RCOOH + 2 e + 2 H + RCOOH RCHO 0,03 V 2 + RCHO + 2 H 2 O 2 O + RCOOH + 4 H + bleu rouge 5