Réactions redox — partie 1
Oxydation
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Une réaction d’oxydation est une réaction (souvent provoquée par l’oxygène)
au cours de laquelle un réactif perd un ou plusieurs électrons.Exemple: Le cuivre perd deux électrons
Cu → Cu2+ + 2e-
Une nouvelle toiture en cuivre a au début une couleur cuivrée brillante.
Après avoir été soumise aux conditions atmosphériques un certain temps, elle va d’abord devenir brunâtre: l’oxygène réagit avec le cuivre pour former de l’oxyde de cuivre (c’est donc une oxydation du cuivre): l’électron du cuivre est déplacé vers l’oxygène.
Après encore plus de temps, elle devient verte: c’est dû à la réaction de l’oxyde de cuivre avec le dioxyde de carbone et l’humidité de l’air (c’est donc une oxydation de l’oxyde de cuivre).
Réduction
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Une réaction de réduction est une réaction
au cours de laquelle un réactif gagne un ou plusieurs électrons.Exemple: L’oxygène gagne deux électrons
O + 2e- → O2-
Oxydo-réduction
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Une réaction d’oxydation est toujours accompagnée d’une réaction de réduction: si un atome perd son électron, c’est qu’un autre l’a attiré — les électrons ne se baladent pas seuls dans la nature.
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Une réaction d’oxydation-réduction (abrégé réaction redox) est
le transfert d’un ou plusieurs électrons d’une espèce chimique vers une autre. -
On dit de l’oxydation et de la réduction que ce sont des demi-réactions,
puisqu’elles ne constituent chacune que la moitié de ce qu’il s’est produit, à savoir une réaction d’oxydo-réduction.
Équation d’oxydo-réduction
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Pour obtenir l’équation globale de l’oxydo-réduction, on additionne les deux demi-réactions, celle d’oxydation et celle de réduction. Le nombre d’électrons donnés par une espèce chimique doit être égal au nombre d’électrons captés par l’autre espèce, il faut donc pondérer les demi-équations.
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Exemple:
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Exemple 2:
Oxydant, réducteur
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L’oxydation est la réaction dans laquelle un élément perd un ou des électrons.
L’oxydant est l’élément qui gagne des électrons, puisqu’il provoque l’oxydation (actif) et subit une réduction de l’élément en face (passif). -
La réduction est la réaction dans laquelle un élément gagne un ou des électrons.
Le réducteur est l’élément qui perd des électrons, puisqu’il subit une oxydation (passif) et provoque une réduction de l’élément en face (actif). -
La réaction d’oxydo-réduction est un transfert d’électrons, où un réducteur donne des électrons à un oxydant.
Oxydant: accepte des électrons Réducteur: donne des électrons -
Exemple:
Dans la réaction Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+,
les ions de cuivre (Cu2+) prennent des électrons au fer métallique (Fe).
Le cuivre est réduit et mène à l’oxydation du fer: c’est l’oxydant.
Le fer est oxydé et mène à la réduction du fer: c’est le réducteur.
Couple rédox
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Un même élément peut tour à tour jouer le role d’oxydant ou de réducteur, suivant l’élément en face:
la réaction globale dépendra de l’élément ayant le plus tendance à donner ou à prendre les électrons.Exemple:
La réaction faisant intervenir Cu et Cu2+ peut se passer dans un sens ou dans l’autre:
Cu2+ + 2e- ⇄ Cu — ça dépendra des éléments en présence
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On dit que Cu2+ et Cu sont les deux partenaires d’un couple redox, noté Cu2+/Cu.
Par convention, on place la forme oxydée (l’oxydant) à gauche et la forme réduite (le réducteur) à droite: Ox/Red.
Exemples:
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Une réaction redox fait toujours intervenir deux couples redox:
Réaliser une réaction d’oxydo-réduction consiste à faire réagir l’oxydant d’un couple redox A avec le réducteur d’un couple redox B, ce qui forme l’autre partenaire de chacun des couples: OxA réagit avec RedB, pour former RedA et OxB.
Nombre d’oxydation (NO)
- Le nombre d’oxydation, noté NO, indique le nombre d’électrons gagnés ou perdus
par un élément lors de la réaction d’oxydo-réduction.
Calculer le nombre d’oxydation
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Le nombre d’oxydation d’un atome dans une substance donnée est la charge qu’il porterait si toutes les liaisons entre atomes différents étaient ioniques. Pour calculer le nombre d’oxydation, écrire la formule de Lewis puis attribuer les électrons des liaisons covalentes polarisées à l’atome le plus électronégatif.
Les structures représentées ne correspondent pas directement à la réalité.
Pour ne pas l’oublier, on représente les nombres d’oxydation par des chiffres romains et non des chiffres latins.
Estimer le nombre d’oxydation
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On peut très souvent déterminer les nombres d’oxydation à partir de quelques règles de base
— sans avoir à écrire la formule de Lewis:-
Le nombre d’oxydation d’un atome est 0.
Et dans un corps pur simple (un seul type d’atomes, d’ions ou de molécules), le nombre d’oxydation vaut 0 pour chaque atome — ça n’aurait aucun sens d’attribuer les électrons de liaison à un atome plutôt qu’un autre puisqu’ils ont tous la même électronégativité.Ex: NO(H2) = NO(Cl2) = NO(Na) = 0
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Le nombre d’oxydation d’un ion mono-atomique (ion formé à partir d’un seul atome) est identique à la charge l’ion.
Ex: +I pour Na+, +II pour Fe2+, +III pour Al3+, -I pour Cl- -
La somme des nombres d’oxydation dans un composé neutre est égale à 0.
Et la somme des nombres d’oxydation dans un composé ionique est égale à la charge de l’ion.
Ex: ∑NO(H2O) = 0 -
Le nombre d’oxydation de l’oxygène (O) est de -2 dans les composés,
sauf dans les peroxydes (eau oxygénée) où il est de -1.
Ex: NO(O) = -II -
Le nombre d’oxydation de l’hydrogène est de +1,
sauf dans les hydrures où il est de -1 — c’est un des rares cas où l’hydrogène est plus électronégatif que le métal
Ex: NO(H) = +1
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Il existe des tendances dans le tableau périodique: le nombre d’oxydation est égal
au nombre d’électrons de valence pour les 3 premiers groupes de la famille a.
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Exemple 1:
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Exemple 2:
Interpréter une tendance
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Si le nombre d’oxydation augmente, c’est que le réactif a perdu des électrons:
c’est donc une réaction d’oxydation — le produit est oxydé. -
Si le nombre d’oxydation diminue, c’est que le réactif a gagné des électrons:
c’est donc une réaction de réduction — le produit est réduit.
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Exemple:
