C4. Réactions d’oxydoréduction

De très nombreuses réactions consistent en un échange d’électrons entre deux réactifs. Dans certains cas, l’équation-bilan le montre très clairement, par exemple : $*\ce{Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}}*$

Dans d’autres cas, par exemple $*\ce{CH4 + 2O2 \rightarrow CO2 + 2H2O}*$, c’est moins évident. Et pourtant, là encore il s’agit d’un échange d’électrons. Vous comprendrez pourquoi à la fin de ce chapitre. Mais avant de rentrer dans le vif du sujet, il faut connaître quelques définitions.

Une réaction d’oxydoréduction consiste en un échange d’électrons entre un oxydant (accepteur d’électrons) et un réducteur (donneur d’électrons).

Une oxydation est l’action d’un oxydant, donc une perte d’électron(s).

Une réduction est l’action d’un réducteur, donc un gain d’électrons(s).

Un autre moyen mnémotechnique consiste à se rappeler que l’oxydant prend les électrons comme l’occident a pris les richesses de ses colonies, mais c’est moins politiquement correct. 😊

Couple redox et demi-équation

Couple redox

Lorsque qu’un oxydant prend des électrons, il se transforme en une nouvelle espèce qui est appelé son réducteur conjugué. Par exemple dans la réaction $*\ce{Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}}*$, l’oxydant est l’ion $*\ce{Cu^{2+}}*$. Après avoir pris deux électrons au zinc, il se transforme en $*\ce{Cu}*$.

On dit que les espèces $*\ce{Cu^{2+}}*$ et $*\ce{Cu}*$ forment un couple redox, aussi appelé couple oxydant/réduteur, et noté $*\ce{Cu^{2+}/Cu}*$.

De la même manière, $*\ce{Zn^{2+}}*$ et $*\ce{Zn}*$ forment un autre couple redox : $*\ce{Zn^{2+}/Zn}*$ .

Remarque : on écrit un couple sous la forme oxydant / réducteur et non pas dans l’ordre inverse.

Demi-équation redox

À chaque couple redox, on peut associer une demi-équation redox dont la forme générale est : $*\ce{Ox + $n$ e^- = Red}*$

Une demi-équation redox doit être équilibré, tant en atomes qu’en charges, exactement comme une équation-bilan classique

Exemples simples
Couple	Demi-équation
$\ce{Cu^{2+}/Cu}$	$\ce{Cu^{2+} + 2e^- = Cu}$
$\ce{Zn^{2+}/Zn}$	$\ce{Zn^{2+} + 2e^- = Zn}$
$\ce{Ag^+/Ag}$	$\ce{Ag^+ + e^- = Ag}$
$\ce{Fe^{3+}/Fe^{2+}}$	$\ce{Fe^{3+} + e^- = Fe^{2+}}$
$\ce{Cl2/Cl^-}$	$\ce{Cl2 + 2e^- = 2 Cl^-}$

Certains couples rédox contiennent plusieurs éléments chimiques (par exemple $*\ce{MnO4^-/Mn^{2+}}*$. Leur demi-équation ne peut pas être aussi équilibrée aussi facilement que les exemples donnés ci-dessus.

Dans ce cas, si la réaction se passe dans l’eau (et ce sera les cas de toutes les réactions d’oxydoréduction que nous étudierons), on est libre d’ajouter de l’eau et des ions $*\ce{H+}*$ fournis par l’eau dans la demi-équation pour pouvoir l’équilibrer.

Exemples plus complexes
Couple	Demi-équation
$\ce{MnO4^-/Mn^{2+}}$	$\ce{MnO4^– + 8 H^+ + 5 e^– = Mn^{2+} + 4 H2O}$
$\ce{O2/H2O}$	$\ce{O2 + 4 e^– + 4 H^+ = 2 H2O}$
$\ce{ClO^-/Cl^-}$	$\ce{ClO^– + 2 e^– + 2 H^+ = Cl^– + H2O}$

Remarque importante : on équilibre les électrons en dernier, de manière à équilibrer la charge électrique globale de chaque côté de la demi-équation.

Comment trouver une demi-équation rédox

Avant de réfléchir, écrire : $*\ce{Ox + ... e^- = Red}*$.
Équilibrer les éléments chimiques de chaque côté de la demi-équation, en rajoutant $*\ce{H+}*$ et $*\ce{H2O}*$ si nécessaire.
Ajouter le nombre d’électrons nécessaires pour équilibrer les charges.
Vérifier que la demi-équation est équilibrée (éléments et charges). Si elle l’est c’est qu’elle est juste.

Couples rédox

Écrire les demi-équations associées aux couples suivants :

1. $*\ce{Pb^{4+}/Pb^{2+}}*$ 2. $*\ce{PbO2/Pb^{2+}}*$ 3. $*\ce{CH3OH/CH4}*$ 4. $*\ce{Cr2O7^{2-}/Cr^{3+}}*$
5. $*\ce{BrO4^–/BrO3^–}*$

Correction

1. $*\ce{Pb^{4+} + 2e^- = Pb^{2+}}*$
2. $*\ce{PbO2 + 2e^- + 4 H+ = Pb^{2+} + 2 H2O}*$
3. $*\ce{CH3OH + 2e^- + 2H+ = CH4 + H2O}*$
4. $*\ce{Cr2O7^{2-} + 6e^- + 14 H+ = 2Cr^{3+} + 7 H2O}*$
5. $*\ce{BrO4^– + 2e^- + 2H+ = BrO3^– + H2O}*$

Réaction d’oxydoréduction

À partir de données expérimentales, identifier le transfert d’électrons entre deux réactifs et le modéliser par des demi-équations électroniques et par une réaction d’oxydoréduction.
Établir une équation de la réaction entre un oxydant et un réducteur, les couples oxydant-réducteur étant donnés.

Une réaction d’oxydoréduction est la réaction d’un oxydant d’un couple rédox avec le réducteur d’un autre couple rédox.

L’oxydant oxyde le réducteur. Le réducteur réduit l’oxydant.

Reprenons la réaction dont on a parlé en début de chapitre, celle entre l’ion $*\ce{Cu^{2+}}*$ (oxydant du couple $*\ce{Cu^{2+}/Cu}*$) et le $*\ce{Zn}*$ (réducteur du couple $*\ce{Zn^{2+}/Zn}*$) : $µ\ce{Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}}µ$ L’ion $*\ce{Cu^{2+}}*$ oxyde le $*\ce{Zn}*$ et le $*\ce{Zn}*$ réduit l’ion $*\ce{Cu^{2+}}*$.

Équilibrer les électrons

Lors d’une réaction d’oxydoréduction, il y a autant d’électrons cédés par le réducteur que d’électrons acceptés par l’oxydant. Il faut donc ajuster la proportion de réactifs pour en tenir compte.

Il y a des cas où c’est très facile, comme la réaction entre $*\ce{Cu^{2+}}*$ et $*\ce{Zn}*$, mais il y a des cas un peu plus compliqué. Prenons l’exemple de l’oxydation de $*\ce{Zn}*$ par l’ion $*\ce{Ag+}*$ (oxydant du couple $*\ce{Ag+/Ag}*$) :

Demi-équation du couple $*\ce{Ag+/Ag}*$ : $*\ce{Ag+ + e– = Ag}*$ (sens →)
Demi-équation du couple $*\ce{Zn^2+/Zn}*$ : $*\ce{Zn^2+ + 2 e– = Zn}*$ (sens ←)

On constate que chaque ion $*\ce{Ag+}*$ capte un seul électron, alors que chaque atome de zinc cède deux électrons. L’équation-bilan de cette réaction d’oxydoréduction est donc : $µ\ce{Zn + 2 Ag+ \rightarrow Zn^2+ + 2 Ag}µ$

Comment trouver une équation rédox

Identifier les réactifs et écrire les demi-équations rédox associées à chaque réactif.
Identifier dans quel sens se fait chaque demi-réaction. Elles se font forcément dans le sens contraire l’une de l’autre.
Appliquer un multiplicateur aux demi-équations de manière à ce qu’un même nombre d’électrons soient impliqués de chaque côté.
Écrire l’équation-bilan de la réaction d’oxydoréduction en groupant tous les réactifs à gauche de la flèche et tous les produits à droite. Les électrons n’apparaissent pas car il y en a autant qui sont produits qu’il y en a qui sont consommés.
Simplifier au maximum l’équation-bilan (supprimer les molécules d’eau et ions $*\ce{H+}*$ qui se trouvent des deux côtés en même quantité).
Vérifier que la réaction est équilibrée (éléments et charges). Si elle l’est c’est qu’elle est juste.

Réactions d’oxydoréduction

Écrire les équations-bilan d’oxydoréduction entre :

1. $*\ce{Al(s)}*$ et $*\ce{Cl2(g)}*$ 2. $*\ce{Fe(s)}*$ et $*\ce{O2(g)}*$ 3. $*\ce{ClO–(aq)}*$ et $*\ce{H2O(ℓ)}*$ 4. $*\ce{Cr2O7^2–(aq)}*$ et $*\ce{I–(aq)}*$ 5. $*\ce{MnO4-(aq)}*$ et $*\ce{C2H6O(aq)}*$

Données : couples rédox

$\ce{Al^3+(aq)}$/$\ce{Al(s)}$	$\ce{Cl2(g)}$/$\ce{Cl–(aq)}$
$\ce{Fe^3+(aq)}$ / $\ce{Fe(s}$)	$\ce{O2(g)}$/$\ce{H2O(ℓ)}$
$\ce{ClO–(aq)}$/$\ce{Cl–(aq)}$	$\ce{Cr2O7^2–(aq)}$/$\ce{Cr^3+(aq)}$
$\ce{I2(aq)}$/$\ce{I–(aq)}$	$\ce{MnO4-(aq)/Mn^2+(aq)}$
$\ce{C2H4O2(aq)/C2H6O(aq)}$