Cours chimie equilibres oxydoreduction degres doxydation réa

Télécharger PDF

Équilibres d'Oxydoréduction

I - Définition

Un oxydant est une espèce chimique qui peut capter un ou plusieurs électrons. Exemple : Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg

Un réducteur est une espèce chimique qui peut céder un ou plusieurs électrons. Exemple : Na → Na⁺ + 1 e⁻ (réduction)

La réduction est un gain d’électrons (e⁻) et l’oxydation est une perte d’électrons. À chaque oxydant correspond un réducteur et vice versa. On définit ainsi un couple redox : oxydant/réducteur. Exemple : Couple Na⁺/Na

Autres exemples de couples redox : Fe³⁺/Fe²⁺, Cl₂/Cl⁻

II - Degré d'Oxydation

Le degré d’oxydation (d.o) ou nombre d’oxydation (n.o) est un nombre entier positif ou négatif qui indique l’importance de la perte ou du gain d’électrons par rapport à l’atome neutre. Pour le déterminer, on suit les règles suivantes :

Pour les corps simples du tableau périodique (Na, H₂, F₂, O₂, Fe, K…), le degré d’oxydation est égal à 0.
Pour les ions simples, le degré d’oxydation est égal à la charge de l’ion (Cl⁻, O²⁻, Na⁺, Al³⁺).
Pour une molécule polyatomique neutre :
- Le degré d’oxydation de l’hydrogène (H) est +I, sauf dans les hydrures métalliques (NaH, MgH₂, AlH₃) où il est –I.
- Le degré d’oxydation de l’oxygène (O) est –II, sauf dans les peroxydes (R-O-O-R, ex : H₂O₂) où il est –I et dans OF₂ où il est +II.
La somme des degrés d’oxydation dans une molécule neutre est égale à 0. Exemple : H₂S → 2(+I) + x = 0 ⇒ x = –II
Dans un ion polyatomique, la somme des degrés d’oxydation est égale à la charge de l’ion. Exemple : SO₄²⁻ → x + 4(–II) = –II ⇒ x = +VI

L’oxydation correspond à une augmentation du degré d’oxydation et la réduction à une diminution. Exemple : (F₂/F⁻) et (Al³⁺/Al)

III - Méthode pour Équilibrer une Réaction d'Oxydoréduction

Exemple 1 : Équilibrer la réaction en milieu acide : MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺

On décompose la réaction en deux demi-réactions : une d’oxydation et une de réduction.
On équilibre les électrons transférés en calculant les degrés d’oxydation. Pour MnO₄⁻/Mn²⁺ : Mn passe de +VII à +II ⇒ gain de 5 e⁻. Pour Fe²⁺/Fe³⁺ : Fe passe de +II à +III ⇒ perte de 1 e⁻.
On équilibre les charges puis les atomes : MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1e⁻ Multiplier la demi-réaction de Fe par 5 : 5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻ Additionner les deux demi-réactions : MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

IV - Réactions Électrochimiques

Une réaction d’oxydoréduction peut se réaliser par voie chimique ou électrochimique. Exemple : Cu²⁺ + Zn → Cu + Zn²⁺

Par voie chimique : La réaction est spontanée (ΔG < 0) et libère de l’énergie thermique. Exemple : Trempage d’une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre.
Par voie électrochimique : On utilise une pile (exemple : Pile Daniell) pour transformer l’énergie chimique en énergie électrique. La pile est composée de deux compartiments reliés par un pont salin (KCl, KNO₃, Na₂SO₄).
- À l’anode (–) : Oxydation du zinc (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻).
- À la cathode (+) : Réduction du cuivre (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu).
- Le pont salin assure l’électroneutralité des solutions.
Symbole de la pile : Zn/Zn²⁺//Cu²⁺/Cu

V - Phénomène d’Électrolyse

L’électrolyse est utilisée pour décomposer une substance par voie électrique. Exemple : Électrolyse de l’eau (H₂O) → décomposition en dihydrogène (H₂) et dioxygène (O₂).

Dans une pile, l’énergie chimique est transformée en énergie électrique (ΔG < 0). Dans un électrolyseur, l’énergie électrique est transformée en énergie chimique (ΔG > 0).

VI - Potentiel d’Électrode et Relation de Nernst

Le potentiel d’une électrode n’est pas mesurable directement. On utilise une électrode de référence, comme l’électrode normale à hydrogène (H⁺/H₂).

La formule de Nernst permet de calculer le potentiel d’un couple redox en fonction des concentrations :

Pour un couple simple : E = E° + (0,06/n) log ([ox]/[red])
Pour un couple impliquant H⁺ : E = E° + (0,06/n) log ([ox][H⁺]ᵐ/[red])

Exemples d’application de la relation de Nernst :

Zn²⁺/Zn : Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn
Al³⁺/Al : Al³⁺ + 3e⁻ → Al
Fe³⁺/Fe²⁺ : Fe³⁺ + e⁻ → Fe²⁺
MnO₄⁻/Mn²⁺ : MnO₄⁻ + 5e⁻ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O
½Cl₂(g)/Cl⁻ : ½Cl₂(g) + e⁻ → Cl⁻

VII - Prévision des Réactions d’Oxydoréduction

Une réaction spontanée a lieu si le potentiel de l’oxydant du premier couple (E°₁) est supérieur au potentiel du réducteur du second couple (E°₂).

Exemple : Réaction entre le zinc et les ions Fe²⁺. E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 V et E°(Zn²⁺/Zn) = –0,76 V. Le potentiel de Fe³⁺ (0,77 V) est supérieur à celui de Zn (–0,76 V), donc la réaction est spontanée : Zn + 2Fe³⁺ → Zn²⁺ + 2Fe²⁺

Les métaux nobles (E° > 0 V) ne réagissent pas avec les acides non oxydants. Exemple : Le cuivre (Cu) n’est pas attaqué par l’acide chlorhydrique (HCl).

VIII - Calcul des Constantes d’Équilibre

La constante d’équilibre (K) permet de prédire l’état final d’une réaction. Elle est liée à la force électromotrice (f.é.m) par la relation : log K = (n₂n₁/0,06) (E°₁ – E°₂)

Exemple A : Fe³⁺ + Sn²⁺ → Fe²⁺ + Sn⁴⁺ E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 V et E°(Sn⁴⁺/Sn²⁺) = 0,14 V. log K = (2×1/0,06) (0,77 – 0,14) ⇒ K ≈ 10⁴ ⇒ réaction quasi totale.

Exemple B : Fe²⁺ + Ag⁺ → Fe³⁺ + Ag E°(Ag⁺/Ag) = 0,80 V et E°(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 V. log K = (1×1/0,06) (0,77 – 0,14) ⇒ K ≈ 3 ⇒ réaction non totale.

FAQ

1. Qu’est-ce qu’un couple redox ? Un couple redox est formé par un oxydant et un réducteur qui peuvent se transformer l’un en l’autre par échange d’électrons. Exemple : Couple Fe³⁺/Fe²⁺.

2. Comment déterminer le degré d’oxydation d’un atome dans une molécule ? On suit les règles de base (corps simples, ions simples) puis on équilibre la somme des degrés d’oxydation en fonction de la charge globale de la molécule ou de l’ion. Exemple : Dans SO₄²⁻, le soufre a un degré d’oxydation de +VI.

3. Pourquoi une pile produit-elle de l’énergie électrique ? Une pile sépare les réactions d’oxydation et de réduction, permettant un transfert d’électrons à travers un circuit externe. Cela génère un courant électrique tant que les réactifs sont disponibles.