oxydoréduction.

oxydoréduction. n.f., réaction chimique mettant simultanément en jeu une oxydation et une réduction. Elle fait nécessairement intervenir un agent oxydant qui, par fixation d'électrons, est transformé en une forme réduite, et un agent réducteur qui, par perte d'électrons, est transformé en une forme oxydée. Une réaction d'oxydoréduction est généralement équilibrée, mais il existe des exemples de réactions d'oxydoréduction irréversibles ou très fortement déplacées dans un sens ou dans l'autre. À l'origine, le terme d'oxydoréduction ne caractérisait que des réactions dans lesquelles une substance fixait ou perdait de l'oxygène ou de l'hydrogène. La définition actuelle, fondée sur la notion de transfert d'électrons, est beaucoup plus générale. L'ensemble des deux formes, oxydée et réduite, d'un même composé constitue un « couple redox ». Ainsi, lorsqu'une entité chimique A se transforme en ion A n+, le couple redox est constitué de la forme réduite A qui, par perte de n électrons, se transforme en la forme oxydée An+ suivant l'équation : A ® An+ + ne-. Une réaction d'oxydoréduction a lieu lorsque deux couples redox sont mis en présence. Ainsi, en présence d'un autre couple redox dont la forme oxydée Bn+ donne la forme réduite B par gain de n électrons selon l'équation : Bn+ + n e- ® B, la réaction d'oxydoréduction globale se traduit par l'équation : A + Bn+ = A n+ + B. Le déplacement de cette réaction équilibrée vers la gauche ou vers la droite dépend des aptitudes relatives de chacun des groupes redox en présence à donner ou à capter des électrons. À titre d'exemple, les métaux alcalins s'oxydent très facilement pour donner les cations correspondants : Na ® Na+ + e- (cas du sodium), alors que les halogènes se réduisent très facilement pour donner les anions correspondants : Cl + e- ® Cl- (cas du chlore). Dans ces conditions, la réaction d'oxydoréduction entre le sodium et un atome de chlore conduit de façon totale à la formation de chlorure de sodium : Na + Cl ® Na+ Cl-. Les différents couples redox sont classés d'après leurs potentiels standard de réduction. Ceux-ci varient approximativement de - 3,045 volts pour les éléments très réducteurs (donc facilement oxydés), tels que les métaux alcalins, à + 2,650 volts pour les éléments très oxydants (donc facilement réduits), tels que les halogènes. Le potentiel de référence est celui de l'hydrogène et a la valeur 0 par définition. Il résulte de cette classification que tout élément peut déplacer d'une solution tout autre élément placé avant lui dans le tableau des potentiels standard de réduction. Par exemple, si l'on trempe une tige de fer dans une solution de sulfate de cuivre, on se trouve en présence des deux couples redox Fe/Fe 2+ e t Cu/Cu 2+, dont les potentiels respectifs sont de 0,440 volt et + 0,153 volt. Compte tenu de ces valeurs respectives, le fer joue le rôle de réducteur, le cation Cu 2+, celui d'oxydant, et l'équation de la réaction d'oxydoréduction est la suivante : Cu 2+ + F e ® F e 2+ + Cu. Il en résulte le dépôt de cuivre métallique sur la tige de fer et la formation de sulfate de fer en solution. Complétez votre recherche en consultant : Les corrélats chimie - Les réactions chimiques ion liaison chimique oxydation oxyde réaction - 1.CHIMIE réduction - 1.CHIMIE titre d'une solution