oxydoréduction - chimie.

oxydoréduction - chimie. 1 PRÉSENTATION oxydoréduction, réaction chimique correspondant à l'action d'un corps oxydant sur un corps réducteur, avec la réduction de l'oxydant et l'oxydation du réducteur. 2 OXYDANT ET RÉDUCTEUR Une solution aqueuse d'ions cuivriques (Cu2+) est bleue. Si l'on y ajoute de la limaille de fer (Fe), on constate que la couleur bleue disparaît : les ions Cu2+ ont réagi. En outre, il se forme des ions Fe2+ dans la solution, mis en évidence par le précipité verdâtre qu'ils forment en présence de soude. On remarque également que le fer est recouvert d'un dépôt rouge. Il y a en effet formation de cuivre métallique Cu. La réaction a pour bilan : Fe + Cu2+ -> Fe2+ + Cu Le fer a été oxydé par les ions Cu2+ et ces derniers ont été réduits par le fer. La réaction ci-dessus est donc une réaction d'oxydoréduction, dans laquelle le fer est le réducteur et le cuivre l'oxydant. La réaction est en fait le bilan des deux demiréactions suivantes : o oxydation : Fe -> Fe2+ + 2eo réduction : Cu2+ + 2e- -> Cu Ainsi, l'oxydation d'un corps correspond à une perte d'électrons et la réduction correspond à un gain d'électrons. Un oxydant (ici, les ions Cu2+) est une substance susceptible de capter un ou plusieurs électrons ; un réducteur (ici, Fe) donne facilement un ou plusieurs électrons. Si l'on note Ox l'oxydant, Red le réducteur et n le nombre d'électrons mis en jeu, l'équation-bilan de la demi-réaction d'oxydoréduction du couple s'écrit alors : 3 COUPLE RÉDOX À tout oxydant d'une espèce on peut associer un réducteur de la même espèce, et réciproquement : on définit ainsi un couple rédox, que l'on note Ox / Red. Une réaction d'oxydoréduction est un échange d'électrons entre l'oxydant d'un couple rédox et le réducteur d'un autre couple. On peut remarquer que ce type de réaction est analogue aux réactions acido-basiques, qui correspondent à un échange de proton entre la base d'un couple acide-base et l'acide d'un autre couple. Considérons deux couples rédox notés Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2. Si l'on sait que l'oxydant Ox1 réagit avec le réducteur Red2, il se produit alors : soit finalement : (On a multiplié la première demi-équation par n2 et la seconde par n1 de façon à avoir le même nombre d'électrons échangés dans les deux demi-équations). 4 NOMBRE D'OXYDATION Dans la mesure où chaque espèce peut exister sous une forme plus ou moins oxydée, on peut définir un « nombre d'oxydation « pour caractériser la forme que l'on considère. Plus ce nombre est élevé, plus la forme est oxydée. Pour les corps simples, le nombre d'oxydation correspond à la charge portée par l'élément chimique. Ainsi, le fer peut exister sous sa forme réduite, le fer métallique Fe (nombre d'oxydation 0), ou sous deux formes oxydées, les ions Fe 2+ (nombre d'oxydation + II) et Fe3+ (nombre d'oxydation + III). Dans les cas plus complexes, le nombre d'oxydation est lié à la valence de l'élément chimique considéré. Lors de l'oxydation d'un corps, son nombre d'oxydation augmente ; lors de sa réduction, il diminue. Ainsi, un oxydant est un composé dont le nombre d'oxydation peut diminuer ; un réducteur est une substance dont le nombre d'oxydation peut augmenter. 5 FORMULE DE NERNST Considérons la demi-réaction rédox (en solution) : Le couple rédox est alors caractérisé par un potentiel d'électrode E, dont la valeur est donnée par la formule de Nernst : Si l'on est à 25 °C, soit 298 K, la formule de Nernst devient : E0 est le potentiel normal, ou standard, du « couple rédox « ; il caractérise le pouvoir oxydant de la forme oxydée, ou le pouvoir réducteur de la forme réduite, et ne dépend que de la température. Ainsi, on ordonne les couples rédox selon la valeur de leur potentiel normal d'oxydoréduction : plus ce potentiel est élevé, plus le pouvoir oxydant de la forme oxydée est important. 6 PRÉVISION DES RÉACTIONS En solution, lorsque l'on a en présence deux couples rédox Ox1 / Red1 et Ox2 / Red2, de potentiels normaux respectifs E01 et E02, et que E01 > E02, la réaction d'oxydoréduction qui se produit est : Il faut comparer les potentiels d'électrodes E1 et E2 pour prévoir thermodynamiquement le sens de la réaction d'oxydoréduction. La thermodynamique permet donc de prévoir dans quel sens les réactions d'oxydoréduction se déroulent lorsque plusieurs couples rédox sont en présence, mais elle ne permet pas d'en prédire la cinétique. En effet, certaines réactions thermodynamiquement possibles n'ont pas lieu, car elles sont trop lentes. 7 APPLICATIONS DE L'OXYDORÉDUCTION Les réactions d'oxydoréduction sont très courantes dans l'industrie : elles constituent le principe de fonctionnement des piles électriques et sont à la base du raffinement de certains métaux par électrochimie. Dans la nature, elles interviennent beaucoup dans la respiration cellulaire et la photosynthèse. L'électrolyse des solutions salines est une réaction d'oxydoréduction : il y a oxydation à l'anode et réduction à la cathode. Pour réaliser une électrolyse, on impose une différence de potentiel entre les électrodes afin de sélectionner la réaction voulue, alors que le potentiel d'oxydoréduction E d'une réaction rédox classique, qui est une réaction spontanée, ne dépend que des espèces en présence. Voir aussi acides et bases ; piles électriques et accumulateurs ; réaction chimique. Microsoft ® Encarta ® 2009. © 1993-2008 Microsoft Corporation. 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