Comprendre les Concepts d’Oxydoréduction

Comprendre les Concepts d'Oxydoréduction

Introduction à l'Oxydoréduction

Les réactions d'oxydoréduction, ou réactions redox, sont des réactions chimiques impliquant un transfert d'électrons entre deux espèces. Ce concept est central en chimie. On peut suivre ce transfert en utilisant les nombres d'oxydation, qui sont des charges fictives assignées aux atomes.

Oxydation : Perte d'électrons, ce qui se traduit par une augmentation du nombre d'oxydation.
Réduction : Gain d'électrons, ce qui se traduit par une diminution du nombre d'oxydation.

Règles d'Attribution des Nombres d'Oxydation

Quelques règles simplifiées pour déterminer le nombre d'oxydation (N.O.) d'un atome :

Le N.O. d'un atome dans un corps simple est toujours 0 (ex: \(\text{Fe}\), \(\text{O}_2\)).
Le N.O. d'un ion monoatomique est égal à sa charge (ex: pour \(\text{Fe}^{2+}\), N.O. = +2).
Le N.O. de l'oxygène dans la plupart de ses composés est -2 (sauf dans les peroxydes comme \(\text{H}_2\text{O}_2\)).
Le N.O. de l'hydrogène est +1 lorsqu'il est lié à un non-métal, et -1 lorsqu'il est lié à un métal.
La somme des N.O. de tous les atomes dans une molécule neutre est 0.
La somme des N.O. de tous les atomes dans un ion polyatomique est égale à la charge de l'ion.

Question à traiter

Considérez la réaction suivante en milieu acide entre l'ion permanganate et l'ion fer(II) :

\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}

Déterminer le nombre d'oxydation de chaque atome (Mn, O, Fe) dans les réactifs et les produits.
Identifier l'espèce qui est oxydée et celle qui est réduite.
Identifier l'agent oxydant et l'agent réducteur.
Écrire et équilibrer les demi-réactions d'oxydation et de réduction.
Écrire l'équation globale équilibrée de la réaction.

Correction : Analyse de la Réaction Redox

1. Nombres d'Oxydation

Dans \(\text{MnO}_4^-\) : L'oxygène a un N.O. de -2. Soit \(x\) le N.O. du manganèse. La somme des N.O. doit être -1. Donc, \(x + 4(-2) = -1 \Rightarrow x - 8 = -1 \Rightarrow x = +7\). N.O.(Mn) = +7.
Dans \(\text{Fe}^{2+}\) : C'est un ion monoatomique. N.O.(Fe) = +2.
Dans \(\text{Mn}^{2+}\) : C'est un ion monoatomique. N.O.(Mn) = +2.
Dans \(\text{Fe}^{3+}\) : C'est un ion monoatomique. N.O.(Fe) = +3.

2. Espèces Oxydées et Réduites

Manganèse (Mn) : Son N.O. passe de +7 dans \(\text{MnO}_4^-\) à +2 dans \(\text{Mn}^{2+}\). Le N.O. diminue, donc l'ion \(\text{MnO}_4^-\) est réduit.
Fer (Fe) : Son N.O. passe de +2 dans \(\text{Fe}^{2+}\) à +3 dans \(\text{Fe}^{3+}\). Le N.O. augmente, donc l'ion \(\text{Fe}^{2+}\) est oxydé.

3. Agents Oxydant et Réducteur

L'agent oxydant est l'espèce qui provoque l'oxydation (en étant elle-même réduite). C'est donc \(\text{MnO}_4^-\).
L'agent réducteur est l'espèce qui provoque la réduction (en étant elle-même oxydée). C'est donc \(\text{Fe}^{2+}\).

4. Demi-réactions Équilibrées

Demi-réaction d'oxydation (Fer)

\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + 1e^-

La réaction est déjà équilibrée en termes d'atomes. On ajoute un électron pour équilibrer la charge.

Demi-réaction de réduction (Manganèse)

Équilibrer Mn : \(\text{MnO}_4^- \rightarrow \text{Mn}^{2+}\) (déjà fait)
Équilibrer O avec H₂O : \(\text{MnO}_4^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}\)
Équilibrer H avec H⁺ : \(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}\)
Équilibrer les charges avec e⁻ : \( \text{Charges à gauche} = (-1) + 8(+1) = +7 \). \( \text{Charges à droite} = (+2) + 0 = +2 \). On ajoute 5 électrons à gauche.

\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}

5. Équation Globale Équilibrée

Analyse :

On doit combiner les deux demi-réactions en s'assurant que le nombre d'électrons perdus dans l'oxydation est égal au nombre d'électrons gagnés dans la réduction. On multiplie la demi-réaction d'oxydation par 5.

Oxydation : \(5 \times (\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + 1e^-) \Rightarrow 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5e^-\)
Réduction : \(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\text{H}_2\text{O}\)

On additionne les deux réactions et on simplifie les électrons.

\(\text{MnO}_4^- + 8\text{H}^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 5\text{Fe}^{3+} + 4\text{H}_2\text{O}\)

Quiz Rapide : Testez vos connaissances

1. Dans une réaction redox, l'agent oxydant...

perd des électrons.
gagne des électrons.
a un nombre d'oxydation qui augmente.

2. Quel est le nombre d'oxydation du soufre (S) dans l'ion sulfate \(\text{SO}_4^{2-}\) ?

+6
+4
-2

Glossaire

Oxydation: Processus chimique impliquant une perte d'électrons ou une augmentation du nombre d'oxydation d'un atome.
Réduction: Processus chimique impliquant un gain d'électrons ou une diminution du nombre d'oxydation d'un atome.
Nombre d'Oxydation: Charge fictive qu'un atome aurait si toutes ses liaisons avec des atomes d'éléments différents étaient 100% ioniques. C'est un outil pour suivre le transfert d'électrons.
Agent Oxydant: Espèce chimique qui accepte des électrons d'une autre espèce. L'agent oxydant est lui-même réduit au cours de la réaction.
Agent Réducteur: Espèce chimique qui donne des électrons à une autre espèce. L'agent réducteur est lui-même oxydé au cours de la réaction.
Demi-réaction: Partie d'une réaction redox qui montre soit le processus d'oxydation, soit le processus de réduction, de manière isolée, en incluant les électrons transférés.

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