Mesure en chimie/Réactions d'oxydoréduction

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Réactions d'oxydoréduction
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Chapitre no5
Leçon : Mesure en chimie
Chap. préc. : Réactions acido-basiques
Chap. suiv. : Dosages
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Introduction[modifier | modifier le wikitexte]

Les réactions acides bases correspondent à un échange de protons entre un acide et une base.
Les réactions d'oxydoréduction font intervenir les électrons.

Définitions[modifier | modifier le wikitexte]

Réducteurs[modifier | modifier le wikitexte]

Un réducteur est une espèce capable de céder un ou plusieurs électrons. Quand le réducteur cède un ou plusieurs électrons, il s'oxyde.


Début de l'exemple
Fin de l'exemple


Oxydants[modifier | modifier le wikitexte]

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Quand l'oxydant capte un ou plusieurs électrons, il se réduit.


Début de l'exemple
Fin de l'exemple


Couple oxydant/réducteur[modifier | modifier le wikitexte]

Définition[modifier | modifier le wikitexte]

Un couple oxydant/réducteur est l'ensemble d'un oxydant et d'un réducteur qui sont conjugués dans les réactions d'oxydoréduction.
​ Ils sont liés par une demi-équation d'oxydoréduction : l'ajout d'une quantité n d'électrons à un oxydant va donner un réducteur (son réducteur conjugué). On écrit :

Ox + n.e- = Red


Début de l'exemple
Fin de l'exemple



Généralisation :

  • Un couple va donc s'écrire :
Ox/Red
  • Un couple va donc être caractérisé par la demi équation :
Ox + ne- = Red

Équation d'une réaction[modifier | modifier le wikitexte]

Une réaction d'oxydoréduction met en jeu deux couples d'oxydant/réducteur. Au cours de cette réaction, l'oxydant d'un couple réagit avec le réducteur de l'autre couple.

Ox₁/Red₁ soit Ox₁ + n₁e = Red₁

Ox₂/Red₂ soit Ox₂ + n₂e = Red₂

et on a donc l'équation suivante ( l'expérience indique dans quel sens se passe la réaction ) :

n₂Ox₁ + n₁Red₂ → n₂Red₁ + n₁Ox₂

Exemples de couples oxydant/réducteur[modifier | modifier le wikitexte]

Couple Oxydant Réducteur Demi-équation d'oxydoréduction
Na⁺/Na ion sodium sodium Na⁺ + e⁻ = Na
Cu²⁺/Cu ion cuivre II cuivre Cu²⁺ + 2e⁻ = Cu
Mg²⁺/Mg Mg²⁺ + 2e⁻ = Mg
Zn²⁺/Zn ion zinc II zinc Zn²⁺ + 2e⁻ = Zn
Al³⁺/Al ion aluminium III aluminium Al³⁺ + 3e⁻ = Al
I₂/I⁻ diiode ion iodure I₂ + 2e⁻ = 2I⁻
Fe³⁺/Fe²⁺ ion fer III ion fer II Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺
S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻ ion tétrathionate ion thiosulfate S₄O₆²⁻ + 2e⁻ = 2S₂O₃²⁻
MnO4⁻/Mn²⁺ ion permanganate ion manganèse MnO4⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ = Mn²⁺ + 4
Début d’une formule chimique
H2O
Fin d’une formule chimique

Exemples de réaction[modifier | modifier le wikitexte]

Réaction entre les ions iodure et les ions Fer III[modifier | modifier le wikitexte]

Les couples oxydant/réducteur présents dans la réaction :

I₂/I⁻

Fe³⁺/Fe²⁺

Les demi-équations correspondantes :

I₂ + 2e⁻ = 2I⁻
Fe³⁺ + e⁻ = Fe²⁺

L'équation de la réaction :

2I⁻ + 2Fe³⁺ → I₂ + 2Fe²⁺
    Remarque : les ions Fe²⁺ sont mis en évidence par le précipité vert donné en présence des ions OH⁻ apportés par la soude.

    La diiode en solution peut être mise en évidence par une réaction d'oxydoréduction entre les couples :I₂/I⁻ et S₄O₆²⁻/S₂O₃²⁻

Réaction d'un acide sur un métal[modifier | modifier le wikitexte]

L'acide chlorhydrique réagit sur la plupart des métaux pour donner l'ion métallique correspondant et un dégagement de dihydrogène H₂ sauf pour l'Argent, l'Or et le Cuivre.


Début de l'exemple
Fin de l'exemple


Couples MnO₄⁻/Mn²⁺ et Fe³⁺/Fe²⁺[modifier | modifier le wikitexte]

MnO₄⁻ : ion permanganate (⇒ violet en solution )

Mn²⁺ : ion manganèse (⇒ incolore en solution)

Fe³⁺ : ion fer III (⇒ vert pâle en solution)

Fe²⁺ : ion fer II (⇒ rouille en solution)


Début de l'exemple
Fin de l'exemple


Méthodes[modifier | modifier le wikitexte]

Écrire une demi équation d'oxydoréduction[modifier | modifier le wikitexte]

  1. Rechercher l'oxydant et le réducteur du couple. Écrire l'oxydant à droite et le réducteur à gauche séparés par un signe égal.
  2. Equilibrer à l'aide de coefficient les éléments chimiques pour la conservation.
  3. Ajouter l'élément H₂O, si nécessaire.
  4. Ajouter l'ion H⁺, si nécessaire.
  5. Ajouter le ou les électron(s) nécessaire(s) du côté de l'oxydant afin de réaliser la conservation de la charge électrique.



Début de l'exemple
Fin de l'exemple




Début de l'exemple
Fin de l'exemple


Écrire l'équation d'une réaction d'oxydoréduction[modifier | modifier le wikitexte]

  1. Déterminer les couples oxydant/réducteur.
  2. Donner leur demi-équation.
  3. Écrire l'équation d'oxydoréduction.



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