Cours : L’oxydoréduction

1 : Définitions

Toute réaction chimique mettant en jeu un transfert d’électrons (noté e^–) est appelé réaction d’oxydoréduction.

Un oxydant est un espèce chimique susceptible de capter au moins un électron. On dit qu’il est réduit.

Un réducteur est une espèce chimique susceptible de céder au moins un électron. On dit qu’il s’oxyde.

2 : Couple oxydant/réducteur

Deux entités chimiques qui ne diffèrent que par leur nombre d’électrons, constituent un couple oxydant/réducteur simple. Ainsi 2 espèces chimiques sont dites conjuguées et forme un couple oxydant/réducteur, noté Ox/Red, si elles peuvent être reliées par la demi-équation d’oxydoréduction :

Ox + ne^– = Red

Une oxydation correspond à une perte d’électrons, alors qu’une réduction correspond à un gain d’électrons.

Les demi-équations respectent les mêmes règles d’ajustement de stœchiométrie que les équations chimiques.

Ex : pour le couple I₂/I^– la demi-équation est I₂ + 2e^– = 2I^–

pour le couple Fe³⁺/Fe²⁺ la demi-équation est Fe³⁺ + 1e^– = Fe²⁺

3 : Réaction d’oxydoréduction

Elle est le siège d’un échange d’électrons entre le réducteur d’un couple qui cède les électrons et l’oxydant d’un autre couple qui les accepte. Cela doit ressortir avec les coefficients stœchiométriques. En effet, après avoir écrit les demi-équations des 2 couples mis en jeu dans une réaction chimique, on obtient l’équation de la réaction en combinant les égalités.

Ox₁/Red₁ avec Ox₁ + ne^– = Red₁ et Ox₂/Red₂ avec Ox₂ + ne^– = Red₂

ce qui donne la réaction aRed₁ + bOx₂ → cOx₁ + dRed₂ avec a,b,c,d les coefficients stœchiométriques.

Ex : Fe³⁺/Fe²⁺ la demi-équation est Fe³⁺ + 1e^– = Fe²⁺

Cu²⁺/Cu la demi-équation est Cu²⁺ + 2e^– = Cu

d’où, une fois le nombre d’électrons équilibré, donne l’équation d ela réaction : 2x(Fe³⁺ + 1e^– = Fe²⁺)

Cu²⁺ + 2e^– = Cu

2Fe³⁺ + Cu = 2Fe²⁺ + Cu²⁺

4 : Équilibrer une demi-équation d’oxydoréduction

Pour certains couples Ox/Red, l’ajustement des coefficients stœchiométriques est plus compliqué. C’est pourquoi il existe une méthode qui fonctionne à tous les coups, si on la suit étape par étape. Pour cela, nous prendrons l’exemple du couple MnO₄^–/ Mn^2+.

Étape 1 : écrire la demi-équation sous la forme classique :

MnO₄^– + ne^– = Mn²⁺

Étape 2 : assurer la conservation de l’élément principal (ici le manganèse)

Étape 3 : Assurer la conservation de l’oxygène en ajustant avec l’eau H₂O

MnO₄^– + ne^– = Mn²⁺ +4H₂O

Étape 4 : Assurer la conservation de l’hydrogène en ajustant avec l’ion H⁺

MnO₄^– + ne^– + 8H⁺ = Mn²⁺ +4H₂O

Étape 5 : assurer la conservation des électrons

MnO₄^– + 5e^– + 8H⁺ = Mn²⁺ +4H₂O

Voici un petit tableau récapitulatif des dosages couramment utilisés au labo avec les produits à doser, l’indicateur coloré et la formule de calcul de concentration du dosage…

 

produit	réactif	indicateur coloré	calcul	exemple de concentrations
acide éthanoïque	NaOH	phénolphtaléine	CaVa=CbVb
ammoniaque	HCl	rouge d eméthyl	CaVa=CbVb
I2	thiosulfate de sodium	thiodène	2CIVI=CthioVthio	CI=4.10-2 mol/L VI=10mL Cthio=0,1 mol/L Veq≈7,8mL
HCl	NaOH	BBT	CaVa=CbVb
KMnO4	sel de Mohr acidifié		5CKMnO4VKMnO4=CFeVFe	CKMnO4=1.10-2mol.L VKMnO4=12mL CFe=3.10-2mol/L VFe=20mL
KMnO4	H2O2		5CKMnO4VKMnO4=2CH2O2VH2O2	CKMnO4=2.10-2mol/L VKMnO4=17,6mL CH2O2=8,8.10-2mol/L VH2O2=10mL
AgNO3	NaCl	conductimétrique ou dichromate de potassium	CAgVAg=CCl-VCl-
H2SO4	NaOH	BBT	2CaVa=CbVb	Ca=0,05 mol/L Va=10mL Cb=0,1mol/L Vb=10mL

 

Retrouvez les calculs pour préparer les solutions couramment utilisées au labo de chimie dans l’article suivant ⇒