Oxydo-réduction

Une expérience :
l’arbre de Diane

On place un fil de cuivre $\ce{Cu (s)}$
dans une solution de nitrate d’argent $\left(\ce{Ag+ (aq) + NO^3- (aq)}\right)$.

Preuve qu’il y a transformation chimique ?

• changement de couleur de la solution
• apparition d'un solide

D’où peut venir la coloration
de plus en plus bleutée de la solution ?

De l’ion cuivre II $\ce{Cu^2+ (aq)}$

Quel est le solide qui apparaît sur le cuivre ?

De l’argent métallique $\ce{Ag (s)}$

Quel serait l’équation de réaction ?

$\ce{ Cu(s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu^2+ (aq) + 2 Ag(s)}$

• Les ions argent sont devenus des atomes d’argent.
• À l’inverse, les atomes de cuivre sont devenus des ions cuivre.

Que s’est-il échangé au final entre
l’élément argent et l’élément cuivre ?

Des électrons !

Le cuivre a cédé deux électrons.

On dit qu'il a été oxydé.

Demi-équation d'oxydation du cuivre :

$$\ce{Cu (s) = Cu^2+ (aq) + 2 e-}$$

L’ion argent a lui capté un électron.

On dit qu'il a été réduit.

Demi-équation de réduction de l'ion argent :

$$\ce{Ag+ (aq) + e- = Ag (s)}$$

C’est en combinant les deux demi-équations de manière à faire disparaître les électrons échangées du bilan final qu’on obtient la réaction d’oxydo-réduction :

$$\qquad\qquad\ce{Cu (s) = Cu^2+ (aq) + \color{#56C1FF}2 e-}$$

$$\quad\qquad\ce{Ag+ (aq)} + \color{#56C1FF}\ce{e-}\color{#93a1a1}\ce{ = Ag (s)}\qquad\qquad\quad \color{#56C1FF}(\times 2)$$

$$\ce{ Cu(s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu^2+ (aq) + 2 Ag(s)}$$

La réaction d’oxydoréduction met ainsi en jeu deux couples oxydant-réducteur :

$$\left(\color{#FF968D}\ce{Ag+}\color{#93a1a1} /\color{#56C1FF}\ce{Ag}\color{#93a1a1}\right)$$

$$\left(\color{#FF968D}\ce{Cu^2+}\color{#93a1a1} /\color{#56C1FF}\ce{Cu}\color{#93a1a1}\right)$$

• L'ion argent $\ce{Ag+}$ est ici un oxydant car il oxyde le réducteur de l'autre couple (il lui vole des électrons).


• L'atome d'argent $\ce{Ag}$ est son réducteur conjugué
  (ce que $\ce{Ag+}$ devient une fois réduit).


• L'atome de cuivre $\ce{Cu}$ est ici un réducteur car il réduit l'oxydant de l'autre couple (il lui cède des électrons).


• L'ion cuivre II $\ce{Cu^2+}$ est son oxydant conjugué
  (ce que $\ce{Cu}$ devient une fois oxydé).

Généralisation

L’oxydant d’un premier couple oxyde
le réducteur d’un deuxième couple.

On peut décomposer cette réaction
en deux demi-équations électroniques :

• la réduction de l'oxydant 1.
• l'oxydation du réducteur 2.

• Lors d'une réduction, un oxydant est réduit : il capte des électrons et devient son réducteur conjugué.
$$\ce{Ox_1 + m e- = Red_1}$$

• Lors d'une oxydation, un réducteur est oxydé : il cède des électrons et devient son oxydant conjugué : $$\ce{Red_2 = Ox_2 + n e-}$$

Pour obtenir l’équation bilan il faut équilibrer
le nombre d’électrons dans chaque demi-équation
afin qu’ils puissent disparaître du bilan.

Il y a en effet forcément autant d'électrons perdus
par les uns que d'électrons gagnés par les autres.

$$\quad\qquad\ce{Ox_1} + \color{#FFF056}\ce{m e-}\color{#93a1a1}=\ce{Red_1}\qquad\qquad \color{#56C1FF}(\times n)\qquad$$

$$\qquad\qquad\ce{Red_2 = Ox_2} + \color{#56C1FF} \ce{n e-}\quad \color{#FFF056} (\times m)$$

$$\ce{n Ox_1 + m Red_2 -> n Red_1 + m Ox_2}$$

Établir une équation d’oxydoréduction

Demi-équation électronique

Pour un couple $(\ce{Ox/Red})$ donné :

• on commence par disposer l'oxydant et les électrons d'un côté de l'égalité et le réducteur de l'autre,
  • si réduction : $\color{#FF968D}\ce{Ox + \; e-} \color{#93a1a1} = \color{#56C1FF}\ce{Red}$
  • si oxydation : $\color{#56C1FF}\ce{Red} \color{#93a1a1} = \color{#FF968D}\ce{Ox + \; e-} $

• Si besoin, on équilibre les éléments
  présents dans $\ce{Ox}$ et $\ce{Red}$

Exemple de la réduction pour le couple $\left(\ce{Cl2 / Cl-}\right)$

$\ce{Cl2 + e- = Cl-}$

$\ce{Cl2 + e- = \color{#FF968D} 2 \color{#93a1a1} Cl-}$

• S'il y a plus d'oxygènes $\ce{O}$ d'un côté que de l'autre,
  on équilibre en ajoutant des molécules d'eau $\ce{H2O}$
  de l'autre côté.

Exemple de l'oxydation pour le couple $\left(\ce{NO3- / NO }\right)$

$\ce{NO = NO3- + e-}$

$\ce{NO +\color{#FF968D} 2 H2O\color{#93a1a1} = NO3- + e-}$

• S'il y a plus d'hydrogène $\ce{H}$ d'un côté que de l'autre, on équilibre en ajoutant des ions hydrogène $\ce{H+}$
  de l'autre côté.

Suite de l'exemple précédent :

$\ce{NO +2 H2O = NO3- + e-}$

$\ce{NO + 2 H2O = NO3- + \color{#FF968D} 4 H+ \color{#93a1a1} + e-}$

• Enfin, on équilibre les charges grâce aux électrons.

Suite des exemples précédents :

$\ce{Cl2 + e- = 2 Cl-}$

$\ce{Cl2 + \color{#FF968D}2\color{#93a1a1} e- = 2 \color{#93a1a1} Cl-}$

$\ce{NO + 2 H2O = NO3- + 4 H+ + e-}$

$\ce{NO + 2 H2O = NO3- + 4 H+ + \color{#FF968D} 3 \color{#93a1a1} e-}$

Équation bilan

On fait en sorte d’avoir autant d’électrons dans la réduction et dans l’oxydation et on les combine.

Exemple de l’oxydation
du monoxyde d’azote $\ce{NO}$ par le dichlore $\ce{Cl2}$.

$$ \ce{\quad\quad\quad\;\, Cl2 + \color{#FFF056} 2 e- \color{#93a1a1} = 2 Cl-} \qquad\qquad\qquad\quad\;\, \color{#56C1FF}(\times 3)$$

$$\qquad\quad\ce{ NO + 2 H2O = NO3- + 4H+ + \color{#56C1FF} 3 e-} \quad \! \color{#FFF056} (\times 2)$$

$$\ce{3 Cl2 + 2 NO + 4 H2O -> 6 Cl- + 2 NO3- + 8 H+ } $$

Parfois, on peut trouver des espèces identiques
($\ce{H+}$ ou $\ce{H2O}$) de chaque côté de l’équation.
Dans ce cas, on simplifie les quantités.

Exemples

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Réaction d’oxydoréduction
entre l’ion fer II et l’ion cuivre II

Les couples sont :

$\left(\ce{Fe^3+ (aq)/ Fe^2+ (aq)}\right)$
et $\left(\ce{Cu^2+ (aq)/ Cu (s)}\right)$

🐥
Réaction d’oxydoréduction
entre l’aluminium et le diiode

Les couples sont :

$\left(\ce{Al^3+ (aq)/ Al (s)}\right)$
et $\left(\ce{I2 (aq)/ I- (aq)}\right)$

🐥
Réaction d’oxydoréduction
entre le dioxygène et le zinc

Les couples sont :

$\left(\ce{O2 (aq)/ H2O (l)}\right)$
et $\left(\ce{Zn^2+ (aq) / Zn (s)}\right)$

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Réaction d’oxydoréduction entre
le dioxyde de soufre et l’ion permanganate

Les couples sont :

$\left(\ce{SO4^2- (aq)/ SO2 (aq)}\right)$
et $\left(\ce{MnO4- (aq)/ Mn^2+ (aq)}\right)$

Pensez à simplifier à la fin.

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Réaction d’oxydoréduction entre
l’éthanol et les ions dichromates.

Les couples sont :

$\left(\ce{Cr2O7^2- (aq)/ Cr^3+ (aq)}\right)$
et $\left(\ce{CH3COOH (l)/ CH3CH2OH (l)}\right)$