Réactions redox — partie 2

Influence du milieu

Dans le cadre de réactions d’oxydo-réduction complexes, faisant intervenir des espèces moléculaires, le résultat d’une réaction d’oxydo-réduction peut dépendre du milieu dans lequel la réaction se fait — on n’obtiendra pas les mêmes produits en milieu acide et en milieu basique.
Exemple:
L’ion permanganate (MnO^4-) a un nombre d’oxydation très élevé: +VII.
C’est un puissant oxydant, qui ne peut être que réduit.

Le peroxyde d’hydrogène (H₂O₂), aussi appelé eau oxygéné, peut lui agir comme réducteur.
Contrairement à la majorité des cas, le nombre d’oxydation de l’oxygène dans H—O—O—H n’est pas égal à -II car les deux atomes d’oxygène se partagent équitablement les électrons.

Dans une expérience, on met du permanganate de potassium (KMnO₄) dans 2 tubes à essais.
Dans le 1er, on ajoute de l’acide sulfurique H₂SO₄ — ce qui rend la solution acide.
Dans le 2ème, de l’hydroxyde de sodium (NaOH) — ce qui rend la solution basique.
Et on verse du peroxyde d’hydrogène (H₂O₂) dans les 2 tubes à essais.

Un dégagement gazeux se produit dans les deux tubes, du dioxygène (O₂).
Par contre, la 1ère solution se décolore, tandis que la 2ème tourne au brun.

L’analyse chimique montre que dans la 1ère les ions MnO₄^- ont été réduits en ions Mn²⁺.
Dans la 2ème, les ions MnO₄^- ont été réduits en MnO₂.

Pondérer une demi-équation en milieu acide

Pondérer les atomes autres que H et O en introduisant les coefficients stoechiométriques adéquats.
Dans notre cas, le magnésium est déjà en quantité adéquate
Pondérer les atomes d’oxygène (O) en ajoutant des molécules d’eau (H₂O) — puisqu’on est en milieu aqueux
Pondérer les atomes hydrogène en ajoutant des protons H⁺
Pondérer les charges en ajoutant des électrons
Pour vérifier qu’on a pas fait d’erreur: calculer les nombres d’oxydation des réactifs et produits,
et vérifier que la différence entre les deux est égale au nombre d’électrons ajoutés.

Exemples supplémentaires

Pondérer une demi-équation en milieu basique

Pondérer les atomes autres que H et O en introduisant les coefficients stoechiométriques adéquats.
Dans notre cas, le magnésium est déjà en quantité adéquate
Pondérer les atomes d’oxygène (O) en ajoutant des molécules d’eau (H₂O) — puisqu’on est en milieu aqueux
Pondérer les atomes hydrogène en ajoutant des protons H⁺.

Comme on est en milieu basique, les espèces prépondérantes sont les OH^-, on doit donc ajouter des OH^- pour neutraliser les H⁺.

Côté réactif, les OH^- et H⁺ vont former une molécule de H₂O, et côté produit on va avoir des OH^- excédentaires.

On peut alors simplifier — enlever des H₂O à droite et à gauche
Pondérer les charges en ajoutant des électrons
Pour vérifier qu’on a pas fait d’erreur: calculer les nombres d’oxydation des réactifs et produits,
et vérifier que la différence entre les deux est égale au nombre d’électrons ajoutés.

Exemples supplémentaires

Pondérer une équation redox

Décomposer la réaction redox en deux demi-équations — la réduction et l’oxydation
Pondérer la réaction de réduction (des électrons sont consommés)
Pondérer la réaction d’oxydation (des électrons sont libérés)
Écrire l’équation bilan, en pondérant chacune des demi-équations pour que le nombre d’électrons fournis par l’odyxation soit égal au nombre d’électrons consommés lors de la réduction, et simplifier le résultat.
Indiquer les états d’agrégation sous lesquels se trouvent les différents réactifs et produits.

Équation de mise en oeuvre

Dans l’équation ionique, n’apparaissent que les ions et les molécules qui interviennent dans la réaction.
Dans l’équation de mise en oeuvre, les réactifs apparaissant sous la forme effective
que le chimiste va utiliser pour réaliser la réaction.
En l’occurence,
- les ions MnO₄^- sont présents sous forme de permanganate de potassium (KMnO₄)
- les ions H⁺ sont présents sous forme d’acide sulfurique (H₂SO₄) — ajouté pour rendre la solution acide
- et on doit donc ajouter des K⁺ et SO₄ côté produit — ce qu’il reste après consommation du MnO₄ et H⁺

Classement des oxydants/réducteurs

Tous les réducteurs sont des donneurs d’électrons, mais tous n’ont pas la même tendance à la faire: certains sont plus généreux, d’autres le sont moins. Plus un réducteur donne facile ses électrons, plus il est dit fort.
Même principe pour les oxydants: plus un oxydant accepte facilement des électrons, plus il est fort.

Exemple:
Les couples oxydant/réducteur Cu²⁺/Cu et Fe²⁺/Fe

Le sens de la réaction indique que Cu²⁺ a plus tendance à prendre des électrons à Fe, que Fe²⁺ à Cu.
Cu²⁺ est donc un oxydant plus fort que Fe²⁺.
Inversemment, on peut également dire que Cu est un réducteur plus faible que Fe.

Exemple 2:
Les couples oxydant/réducteur Cu²⁺/Cu et Ag²⁺/Ag

Ag²⁺ a plus tendance à prendre des électrons à Cu, que Cu²⁺ à Ag.
Ag²⁺ est un oxydant plus est fort que Cu²⁺. Ag est un réducteur plus faible que Cu.
Dans un couple redox, plus un oxydant plus fort, plus le réducteur est faible — et vice-versa.

Potentiel de réduction

Si des électrons, qui sont des particules chargées négativement sont transférés du réducteur d’un couple A à l’oxydant d’un couple B, c’est qu’il existe entre les deux une différence de potentiel électrique. Ce potentiel est appelé le potentiel de réduction.
Plus le potentiel d’un couple redox est élevé, plus l’oxydant du couple est fort.
Et puisqu’il a fortement tendance à attirer les électrons, avec un oxydant plus fort, son réducteur est plus faible.

Potentiel standard de réduction

Le potentiel standard de la réduction correspond au potentiel électrique d’un couple redox dans des conditions standards.
Il est noté E⁰ et s’exprime en Volts.
```
Potentiel standard de réduction (E⁰):
Potentiel de réduction dans des conditions standards
```
L’état standard correspond à
- une concentration de 1 mol/L pour les espèces en solution aqueuse
- une pression de 1 bar pour les gaz
```
C° = 1 mol/L
P° = 1 bar
```

Zéro de référence

On ne peut pas donner la valeur absolue d’un potentiel électrique, il faut toujours choisir un zéro de référence.
Les chimistes ont choisis de prendre pour référence le potentiel du couple H⁺/H₂ — qui, dans des conditions standards, vaudra donc 0 Volt.
```
Zéro de référence du potentiel de réduction:
H⁺/H₂ = 0V
```
Les potentiels standard de réduction des couples redox ont été déterminé expérimentalement,
par rapport au couple de référence (H⁺/H₂).

Exemples:

Table de potentiels standard de réduction
L’argent est un oxydant fort, ce qui veut dire qu’il ne peut pas être oxydé par tous les composés qui se trouvent en-dessous de lui dans le tableau trié par ordre décroissant.

Sens spontané d’une réaction redox

On a vu qu’une réaction redox consiste en un transfert d’électrons d’un réducteur vers un oxydant. Il est donc logique que ce transfert se fasse préférentiellement du “bon donneur” d’électrons vers le “bon capteur”.
Pour déterminer dans quel sens une réaction redox se produira spontanément à l’état standard, il suffit donc de connaître les potentiels de réduction des deux couples redox en présence. La réaction se fera spontanément entre
- l’oxydant le plus fort — l’oxydant du couple ayant le potentiel de réduction le plus élevé
- et le réducteur le plus fort — le réducteur du couple ayant le potentiel de réduction le plus bas

Règle du Gamma

La règle du gamma permet de visualiser ce comportement.
Écrire les couples Oxydant/Réducteur par ordre décroissant (le plus fort en haut) et tracer un gamma (ɣ).
Exemple 1:
Cu²⁺/Cu et Fe²⁺/Fe
Cu²⁺ réagit avec Fe et forme du Fe²⁺ et du Cu.
Exemple 2:
On considérera ici que le bronze est constitué uniquement de cuivre (Cu) et d’étain (Sn) à l’état métallique.
La solubilisation du bronze consiste à oxyder le cuivre métallique Cu en ions Cu²⁺ et à oxyder l’étain métallique Sn en ions Sn²⁺. Il convient donc de mettre le bronze en contact avec un réactif oxydant.

En s’aidant du tableau de potentiels standards de réduction ci-dessous, déterminer parmi les réactifs suivants, lesquels semblent convenir pour une solubilisation du bronze ?
(A) KMnO₄, (B) HCl, (C) HNO₃, (D) ZnCl₂, (E) H₂SO₄

Réponse: A et C — contiennent du NO

This site is open source. Improve this page.