Tu découvres les réactions d'oxydoréduction juste avant un contrôle ? Pas de panique, on démarre de zéro et on te rend opérationnel en un rien de temps. D'abord, on ravive tes souvenirs de seconde sur l'équation de réaction et le bilan de matière, puis on plonge dans le vif du sujet : le transfert d'électrons.
En seconde, tu as appris qu'une transformation chimique est modélisée par une équation de réaction. Celle-ci doit respecter la conservation des atomes et la conservation des charges. Par exemple, la combustion du dihydrogène s'écrit : $2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}$. Aujourd'hui, on découvre une nouvelle famille de réactions où des électrons sont transférés : les réactions d'oxydoréduction.
Dans une réaction d'oxydoréduction, des électrons sont échangés entre deux espèces.
Chaque oxydant est associé à un réducteur conjugué : ensemble ils forment un couple oxydant/réducteur, noté $\text{Ox}/\text{Red}$. Exemple : le couple $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$ : $\text{Cu}^{2+}$ est l'oxydant, $\text{Cu}$ est le réducteur.
Considérons la réaction entre le zinc métallique $\text{Zn}$ et les ions cuivre(II) $\text{Cu}^{2+}$. Regarde bien le schéma ci-dessous.
Complète à l'aide des mots : oxydant, réducteur, s'oxyde, se réduit.
Dans la réaction $ \text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu} $ :
Le zinc $\text{Zn}$ perd des électrons : il (il est le ).
L'ion cuivre $\text{Cu}^{2+}$ gagne des électrons : il (il est l').
Le zinc $\text{Zn}$ perd des électrons : il s'oxyde (il est le réducteur).
L'ion cuivre $\text{Cu}^{2+}$ gagne des électrons : il se réduit (il est l'oxydant).
Parmi les espèces suivantes, entoure celles qui peuvent jouer le rôle d'oxydant : $\text{Fe}$ $\text{Fe}^{2+}$ $\text{Cl}_2$ $\text{Cl}^-$ $\text{MnO}_4^-$
Indice : un oxydant est une espèce capable de gagner des électrons.
Les oxydants sont : $\text{Fe}^{2+}$ (peut se réduire en $\text{Fe}$), $\text{Cl}_2$ (peut se réduire en $\text{Cl}^-$), $\text{MnO}_4^-$ (peut se réduire en $\text{Mn}^{2+}$). $\text{Fe}$ et $\text{Cl}^-$ sont des réducteurs.
Soit la réaction : $ \text{Fe} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{2+} + \text{Cu} $.
Écris le couple oxydant/réducteur du fer : /
Écris le couple oxydant/réducteur du cuivre : /
Couple du fer : $\text{Fe}^{2+}/ \text{Fe}$ (Ox/Red)
Couple du cuivre : $\text{Cu}^{2+}/ \text{Cu}$
Ah oui, les demi-équations, ça te revient ! On a déjà croisé ça en cours ou en exercice. Allez, on remet tout en ordre avec la méthode pas à pas et on s'entraîne sur des applications directes. Tu vas voir, c'est comme un puzzle.
Pour chaque couple $\text{Ox}/\text{Red}$, on peut écrire deux demi-équations :
Le nombre $n$ est le nombre d'électrons échangés, égal à la différence entre les charges de l'oxydant et du réducteur. Par exemple, pour le couple $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$, l'oxydant porte la charge +2, le réducteur la charge 0. Il faut donc 2 électrons : $\text{Cu}^{2+} + 2 e^- \rightarrow \text{Cu}$ (réduction).
Pour écrire l'équation bilan d'une réaction d'oxydoréduction :
Exemple : réaction entre $\text{Zn}$ et $\text{Cu}^{2+}$.
Réduction : $\text{Cu}^{2+} + 2 e^- \rightarrow \text{Cu}$
Oxydation : $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2 e^-$
Même nombre d'électrons (2), on additionne : $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$.
Complète la demi-équation de réduction du couple $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$ :
$\text{Fe}^{3+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$
$\text{Fe}^{3+} + 1 \, e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$
Complète la demi-équation d'oxydation du couple $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ :
$\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^-$
$\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2 \, e^-$
On met du zinc métallique $\text{Zn}$ dans une solution contenant des ions $\text{Fe}^{3+}$. Les couples mis en jeu sont $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$ et $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$.
a) Écris la demi-équation de réduction de $\text{Fe}^{3+}$ : $\text{Fe}^{3+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$
b) Écris la demi-équation d'oxydation de $\text{Zn}$ : $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^-$
c) Pour égaliser les électrons, on multiplie la première demi-équation par .
d) On additionne : donne l'équation bilan : $\text{Zn} + \underline{\hspace{1.1em}} \, \text{Fe}^{3+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, \text{Fe}^{2+}$
a) $\text{Fe}^{3+} + 1 \, e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$
b) $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2 \, e^-$
c) On multiplie par 2.
d) Équation bilan : $\text{Zn} + 2 \, \text{Fe}^{3+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2 \, \text{Fe}^{2+}$
On muscle ta capacité à écrire des demi-équations ! Cinq exercices quasi identiques pour que ça devienne un automatisme. Tu vas voir, c'est facile.
Complète par le nombre d'électrons qui convient :
Couple $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$, sens réduction : $\text{Fe}^{3+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}$
1
Couple $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$, sens réduction : $\text{Cu}^{2+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^- \rightarrow \text{Cu}$
2
Couple $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$, sens oxydation : $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^-$
2
Couple $\text{Ag}^{+}/\text{Ag}$, sens réduction : $\text{Ag}^{+} + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^- \rightarrow \text{Ag}$
1
Couple $\text{I}_2/\text{I}^-$, sens réduction : $\text{I}_2 + \underline{\hspace{1.1em}} \, e^- \rightarrow 2\, \text{I}^-$
2
Maintenant on passe aux choses sérieuses : des exercices du niveau attendu pour le contrôle ou le brevet. On ne te tient plus par la main, à toi de jouer !
Pour équilibrer une demi-équation en milieu acide :
Soit la réaction : $ 2\text{Al} + 3\text{Cu}^{2+} \rightarrow 2\text{Al}^{3+} + 3\text{Cu} $.
a) Quelle espèce perd des électrons ? b) Quelle espèce gagne des électrons ? c) Déduis le rôle de chaque réactif. d) Nomme les deux couples oxydant/réducteur mis en jeu.
a) L'aluminium $\text{Al}$ perd des électrons (il passe de 0 à +3).
b) L'ion cuivre $\text{Cu}^{2+}$ gagne des électrons (il passe de +2 à 0).
c) $\text{Al}$ est le réducteur (il s'oxyde), $\text{Cu}^{2+}$ est l'oxydant (il se réduit).
d) Couple $\text{Al}^{3+}/\text{Al}$ et couple $\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}$.
En milieu acide, l'ion permanganate $\text{MnO}_4^-$ se réduit en ion manganèse(II) $\text{Mn}^{2+}$.
Équilibre la demi-équation de réduction en utilisant des ions $\text{H}^+$ et des molécules d'eau $\text{H}_2\text{O}$.
Étapes :
1) Atome Mn : déjà équilibré.
2) Oxygène : 4 O à gauche, on ajoute 4 $\text{H}_2\text{O}$ à droite : $\text{MnO}_4^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$.
3) Hydrogène : 8 H à droite, on ajoute 8 $\text{H}^+$ à gauche : $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$.
4) Charges : gauche : -1 + 8 = +7 ; droite : +2. On ajoute 5 électrons à gauche : $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5 e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$.
On plonge une lame de zinc dans une solution de nitrate d'argent contenant des ions $\text{Ag}^+$ et $\text{NO}_3^-$. Les couples en jeu sont $\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}$ et $\text{Ag}^{+}/\text{Ag}$.
a) Écris la demi-équation d'oxydation du zinc.
b) Écris la demi-équation de réduction des ions argent.
c) Établis l'équation bilan de la réaction.
a) $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2 e^-$
b) $\text{Ag}^{+} + e^- \rightarrow \text{Ag}$
c) Pour égaliser les électrons, multiplier (b) par 2 : $2\text{Ag}^{+} + 2 e^- \rightarrow 2\text{Ag}$. Additionner avec (a) : $\text{Zn} + 2\text{Ag}^{+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\text{Ag}$.
On étudie la réaction entre les ions fer(II) $\text{Fe}^{2+}$ et les ions permanganate $\text{MnO}_4^-$ en milieu acide. Les couples mis en jeu sont $\text{MnO}_4^-/\text{Mn}^{2+}$ et $\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}$.
a) Écris la demi-équation de réduction de $\text{MnO}_4^-$ en milieu acide (tu peux t'aider de l'exercice 2).
b) Écris la demi-équation d'oxydation de $\text{Fe}^{2+}$.
c) Combine ces deux demi-équations pour obtenir l'équation bilan.
d) Vérifie que la somme des charges est la même de part et d'autre de l'équation bilan.
a) $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5 e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}$
b) $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$
c) Multiplier (b) par 5 : $5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5 e^-$. Additionner avec (a) : $\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O} + 5\text{Fe}^{3+}$.
d) Charges à gauche : (-1) + 8×(+1) + 5×(+2) = +17. Charges à droite : +2 + 0 + 5×(+3) = +17. Conservées.
Prêt à explorer au-delà du programme de première ? Ces exercices vont te donner un avant-goût de la terminale et affûter ton analyse. Au menu : réactions en milieu basique et prévision du sens des réactions grâce au pouvoir oxydant.
En milieu basique, les ions $\text{OH}^-$ et l'eau $\text{H}_2\text{O}$ remplacent les ions $\text{H}^+$. Une méthode consiste à équilibrer d'abord comme en milieu acide, puis ajouter des deux côtés autant d'ions $\text{OH}^-$ qu'il y a d'ions $\text{H}^+$ pour les transformer en eau, puis simplifier.
On peut classer les couples rédox selon leur pouvoir oxydant croissant. Un oxydant réagit spontanément avec un réducteur placé plus bas dans cette échelle. En d'autres termes, le réducteur le plus fort (celui dont l'oxydant conjugué est le plus faible) réduit l'oxydant le plus fort. Voici une échelle simplifiée (pouvoir oxydant croissant) : $\text{Zn}^{2+} < \text{Fe}^{2+} < \text{H}^{+} < \text{Cu}^{2+} < \text{Ag}^{+}$.
En milieu basique, l'ion hypochlorite $\text{ClO}^-$ se réduit en ion chlorure $\text{Cl}^-$. Équilibre la demi-équation de réduction en utilisant $\text{OH}^-$ et $\text{H}_2\text{O}$.
Indice : équilibre d'abord comme en milieu acide, puis ajoute des ions hydroxyde.
En milieu acide : $\text{ClO}^- + 2\text{H}^+ + 2 e^- \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O}$.
Pour passer en milieu basique, on ajoute $2\text{OH}^-$ de chaque côté : $\text{ClO}^- + 2\text{H}^+ + 2\text{OH}^- + 2 e^- \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O} + 2\text{OH}^-$.
On combine $\text{H}^+$ et $\text{OH}^-$ en eau : $2\text{H}_2\text{O}$ à gauche. On obtient : $\text{ClO}^- + 2\text{H}_2\text{O} + 2 e^- \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_2\text{O} + 2\text{OH}^-$.
Simplification des $\text{H}_2\text{O}$ : $\text{ClO}^- + \text{H}_2\text{O} + 2 e^- \rightarrow \text{Cl}^- + 2\text{OH}^-$.
À l'aide de l'échelle de pouvoir oxydant croissant ci-dessous, prédis si une réaction se produit spontanément et, si oui, écris son équation bilan.
Échelle : $\text{Zn}^{2+} < \text{Fe}^{2+} < \text{H}^{+} < \text{Cu}^{2+} < \text{Ag}^{+}$.
a) On plonge une lame de zinc dans une solution d'acide chlorhydrique (contenant des ions $\text{H}^+$).
b) On plonge une lame de cuivre dans une solution de nitrate d'argent (contenant des ions $\text{Ag}^+$).
a) Le zinc est un réducteur plus fort que le dihydrogène (son oxydant $\text{Zn}^{2+}$ est en bas de l'échelle). Donc il peut réduire $\text{H}^+$ : réaction. Demi-équations : $\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2 e^-$ et $2\text{H}^+ + 2 e^- \rightarrow \text{H}_2$. Bilan : $\text{Zn} + 2\text{H}^+ \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{H}_2$.
b) Le cuivre est un réducteur plus fort que l'argent (son oxydant $\text{Cu}^{2+}$ est en dessous de $\text{Ag}^{+}$ dans l'échelle). Donc il peut réduire $\text{Ag}^+$ : réaction. Demi-équations : $\text{Cu} \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2 e^-$ et $\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}$ (×2). Bilan : $\text{Cu} + 2\text{Ag}^+ \rightarrow \text{Cu}^{2+} + 2\text{Ag}$.
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