Réactions d’Oxydo-Réduction

Principe :

Le nombre d'oxydation (n.o.) d'un atome dans une molécule ou un ion est une charge formelle attribuée en supposant que toutes les liaisons sont ioniques. La somme des n.o. des atomes dans une espèce neutre est nulle, et égale à la charge de l'ion pour une espèce ionique. L'oxygène a généralement un n.o. de -II (sauf dans les peroxydes ou avec le fluor).

Calcul pour \(MnO_4^-\) :

Soit \(x\) le n.o. de Mn. L'oxygène a un n.o. de -II. La charge de l'ion est -1.

Le nombre d'oxydation du Mn dans \(MnO_4^-\) est +VII.

Calcul pour \(Mn^{2+}\) :

Pour un ion monoatomique, le nombre d'oxydation est égal à sa charge.

Principe :

Même principe que pour le manganèse. L'oxygène a un n.o. de -II.

Calcul pour \(C_2O_4^{2-}\) :

Soit \(y\) le n.o. de C. La charge de l'ion est -2.

Le nombre d'oxydation du C dans \(C_2O_4^{2-}\) est +III.

Calcul pour \(CO_2\) :

Soit \(z\) le n.o. de C. La molécule est neutre.

Le nombre d'oxydation du C dans \(CO_2\) est +IV.

Principe :

Une demi-réaction de réduction implique un gain d'électrons et une diminution du nombre d'oxydation. On équilibre d'abord les atomes autres que O et H, puis O avec \(H_2O\), puis H avec \(H^+\) (milieu acide), et enfin les charges avec des électrons (\(e^-\)).

Le Mn passe de +VII à +II, il y a donc une réduction.

Équilibrage :

1. Équilibrer Mn : \(MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}\) (déjà équilibré)

2. Équilibrer O avec \(H_2O\) : \(MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O\)

3. Équilibrer H avec \(H^+\) : \(MnO_4^- + 8 H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O\)

4. Équilibrer les charges avec \(e^-\) :

Charge à gauche : \((-1) + 8 \times (+1) = +7\)

Charge à droite : \((+2) + 4 \times (0) = +2\)

Il faut ajouter \(7 - 2 = 5\) électrons à gauche.

Principe :

Une demi-réaction d'oxydation implique une perte d'électrons et une augmentation du nombre d'oxydation. On suit la même méthode d'équilibrage.

Le C passe de +III à +IV, il y a donc une oxydation.

Équilibrage :

1. Équilibrer C : \(C_2O_4^{2-} \rightarrow 2 CO_2\)

2. Équilibrer O : Les oxygènes sont déjà équilibrés (4 à gauche, \(2 \times 2 = 4\) à droite).

3. Équilibrer H : Il n'y a pas d'hydrogène.

4. Équilibrer les charges avec \(e^-\) :

Charge à gauche : \(-2\)

Charge à droite : \(2 \times (0) = 0\)

Il faut ajouter \(0 - (-2) = 2\) électrons à droite.

Principe :

• L'oxydant est l'espèce chimique qui capte des électrons et qui est donc réduite au cours de la réaction. Son nombre d'oxydation diminue.
• Le réducteur est l'espèce chimique qui cède des électrons et qui est donc oxydée au cours de la réaction. Son nombre d'oxydation augmente.

Application :

• L'ion permanganate \(MnO_4^-\) gagne des électrons (cf. demi-réaction de réduction) et le n.o. du Mn passe de +VII à +II (diminution). C'est donc l'oxydant.
• L'ion oxalate \(C_2O_4^{2-}\) perd des électrons (cf. demi-réaction d'oxydation) et le n.o. du C passe de +III à +IV (augmentation). C'est donc le réducteur.

Principe :

Pour obtenir l'équation globale, on combine les deux demi-réactions de manière à ce que le nombre d'électrons gagnés dans la réduction soit égal au nombre d'électrons perdus dans l'oxydation. On multiplie chaque demi-réaction par un coefficient approprié.

Demi-réactions :

Réduction : \(MnO_4^- + 8 H^+ + 5 e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O\) (éq. 1)

Oxydation : \(C_2O_4^{2-} \rightarrow 2 CO_2 + 2 e^-\) (éq. 2)

Combinaison :

Pour équilibrer les électrons, on multiplie l'équation (1) par 2 et l'équation (2) par 5 :

\(2 \times (MnO_4^- + 8 H^+ + 5 e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4 H_2O)\)

\(\Rightarrow 2 MnO_4^- + 16 H^+ + 10 e^- \rightarrow 2 Mn^{2+} + 8 H_2O\)

\(5 \times (C_2O_4^{2-} \rightarrow 2 CO_2 + 2 e^-)\)

\(\Rightarrow 5 C_2O_4^{2-} \rightarrow 10 CO_2 + 10 e^-\)

En additionnant ces deux nouvelles équations et en simplifiant les électrons :

Principe :

On utilise l'équation globale équilibrée pour déterminer les rapports stœchiométriques entre le permanganate de potassium (source de \(MnO_4^-\)) et le dioxyde de carbone (\(CO_2\)). On calcule d'abord la quantité de matière de \(MnO_4^-\) qui réagit, puis on en déduit la quantité de matière de \(CO_2\) produite, et enfin sa masse.

Calcul de la quantité de matière de \(MnO_4^-\) :

Volume de solution de \(KMnO_4\) : \(V = 25.0 \, \text{mL} = 0.0250 \, \text{L}\)

Concentration de la solution de \(KMnO_4\) : \(C = 0.020 \, \text{mol/L}\)

Calcul de la quantité de matière de \(CO_2\) produite :

D'après l'équation globale : \(2 \, \text{mol de } MnO_4^-\) produisent \(10 \, \text{mol de } CO_2\).

Le rapport stœchiométrique est donc \(n(CO_2) / n(MnO_4^-) = 10 / 2 = 5\).

Calcul de la masse de \(CO_2\) produite :

Masse molaire de \(CO_2\) : \(M(CO_2) = M(C) + 2 \times M(O) = 12.0 \, \text{g/mol} + 2 \times 16.0 \, \text{g/mol} = 12.0 + 32.0 = 44.0 \, \text{g/mol}\).