Chimie: Réactions d'oxydoréduction

1. Introduction

La combustion du carbone est une réaction où l'oxygène se fixe sur le carbone:
C + O2 → CO2  (1)

Le corbone est alors oxydé; et donc l'oxygène est réduit. L'équation (1) est dite une réaction d'oxydoréduction. Plus généralement une oxydoréduction (rédox) est une réaction de transfert d'électrons.

L'élément neutre solide sodium Na et le clore gazeux se combinent de la façon suivante:

2Na + Cl2 → 2NaCl  (2)

Dans la réaction (1), les atomes (C) et (O) de molécule de CO2 sont liés par des liaisons covalentes: Le carbonne transfert les électrons à l'oxygène.

Dans la réaction (2) les atomes sont liés par une liaison covalente polaire; Le sodium transfert un électron au chlore. On dit que le chlore est électronégatif est son nombre d'oxydation est égal à -1. L'oxygène est aussi électronégatif et son nombre d'oxydation est -2. Mais dans la molécule O2, avec une liason double, il n'y a aucun transfert d'électrons ( les deux oxygèes dans la molécule ont les mêmes rapport de force). Dans ce cas le nombre d'oxydation de l'atome d,Oxygène est égal à 0.



Une réaction d'oxydoréduction est une réaction qui résulte d'un échage d'électrons entre les réactifs.
La combustion du méthane est une réaction d'oxydo-réductio. En effet le nombre d'oxydation du carbonne passe de 0 à 4: Il s'oxyde. Le nombre d'oxydation de l'oxygène passe de 0 à -2: Il se réduit.

2. Réactions simultanées

Les atomes contiennent des électrons. Le nombre d'électrons dans un atome fait toute la différence. Et pourtant tous les électrons sont identiques. L'atome de carbonne contient 6 électrons, l'atome d'oxygène contient 8 électrons.

L'échange d'électrons entre atomes est le siège des transformations chimiques. Une réaction chimique est le transfert d'un ou de plusieurs électrons d'un atome à un autre.

Ces réactions, qu'elles soient de décomposition, de combustion, de synthèse, ou de photosynthèse, impliquent, en fait, toutes deux étapes de façon simultanée ou deux réactions simultanées:

• Une réaction pendant laquelle un atome cède des électrons. Par exemple: l'aluminium laisse tomber 3 électrons:
$$\large\color{green}{ Al_{(s)} \rightarrow Al^{3+}_{(aq)} + 3e^- }$$ • Une réaction simultanée pendant laquelle un atome prend les électrons. Par exemple:

Trois atomes de cuivre récupèrent les trois électrons:
$$\large\color{brown}{ 3 Cu^{1+}_{(aq)} + 3 e^- \rightarrow 3 Cu_{(s)} }$$ Ces deux réactions simultanées , en concert avec le transfert d'électrons, sont dites demi-réactions.

2. La demi-réaction d'oxydation

Le donneur d'électrons cède des électrons, c'est un réducteur. Ce faisant, il devient oxydé. Cette transformation est dite demi-réaction d'oxydation.

L'aluminium s'oxyde, c'est un réducteur. Voici sa demi-réaction: $$\bf\color{purple}{ Al_{(s)} \rightarrow Al^{3+}_{(aq)} + 3e^- }$$ Les électrons sont à la droite de la flèche de la réaction.

Exemples de demi-réactions d'oxydation:

$\bf\color{green}{ Sn_{(s)} \rightarrow Sn^{2+}_{(aq)} + 2e^- \\ Mg_{(s)}\rightarrow Mg^{2+}_{(aq)} + 2e^- \\ Cu^{1+}_{(aq)} \rightarrow Cu^{2+}_{(aq)} + 1e^- \\ Al_{(s)} \rightarrow Al^{3+}_{(aq)} + 3e^- \\ Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^- }$

$\bf\color{green}{ Sn_{(s)}, Mg_{(s)}, Cu^{1+}_{(aq)}, Al_{(s)} , \text{et} \; Zn_{(s)} \\ \text{ sont à la fois des agents réducteurs et des substances oxydées.} }$

3. La demi-réaction de réduction

Le preneur d'électrons collecte les électrons, c'est un oxydant. Ce faisant, il devient réduit. Cette transformation est dite demi-réaction de réduction.

Le cuivre se réduit, c'est un oxydant. Voici sa demi-réaction: $$\bf\color{black}{ Cu^{1+}_{(aq)} + e^- \rightarrow Cu_{(s)} }$$ Les électrons sont à la gauche de la flèche de la réaction.

Exemples de demi-réactions de réduction:

$\bf\color{brown}{ Sn^{2+}_{(aq)} + 2e^- \rightarrow Sn_{(s)} \\ Fe^{3+}_{(aq)} + 1e^- \rightarrow Fe^{2+}_{(aq)} \\ Cu^{1+}_{(aq)} + 1e^- \rightarrow Cu_{(s)} \\ Al^{3+}_{(aq)} + 3e^- \rightarrow Al_{(s)} \\ Zn^{2+}_{(aq)} + 2e^- \rightarrow Zn_{(s)} \\ }$

$\bf\color{green}{ Sn^{2+}_{(aq)}, Fe^{3+}_{(aq)}, Cu^{1+}_{(aq)}, Al^{3+}_{(aq)}, \text{et} \;Zn^{2+}_{(aq)} \\ \text {sont à la fois des agents oxydants et des substances réduites.} }$

4. La réaction d'oxydo-réduction

La réaction d'oxydo-réduction est la réaction simultanée ou globale d'oxydation et de réduction. Elle implique les deux demi-réactions à la fois.

En rassemlant les deux équations pour en faire un système, en équilibrant la deuxième en la multipliant par 3 pour que le nombre d'électrons, donnés parmi les produits de la réaction d'oxydation, soit égal au nombre d’électrons reçus dans les réactifs de la réaction de réduction, on obtient: $$\bf\color{black}{ Al_{(s)} \rightarrow Al^{3+}_{(aq)} + 3e^- \\ 3Cu^{1+}_{(aq)} + 3e^- \rightarrow 3Cu_{(s)} }$$ En additionnant les deux demi-réactions membre à membre et en simplifiant en omettant les 3 électrons, on obtient l'équation globale d'oxydoréduction:

$$\bf\color{brown}{ Al_{(s)} + 3Cu^{1+}_{(aq)} \rightarrow Al^{3+}_{(aq)} + 3Cu_{(s) } }$$ On s'assure que cette équation est équilibrée. Elle l'est puisque la somme nette des charges est égale à 0. En effet, une charge positive 3+ est la même dans chaque membre de la réaction.

Dans une équation d'oxydoréduction, il y a toujours un élément solide et un ion en phase aqueuse, autant dans les réactifs que dans les produits.

Dans une équation d'oxydoréduction, le réactif solide devient un ion dans les produits alors que le réactif ionique devient un élément solide dans les produits.

Autres exemples

1. La formation de la rouille est un exemple d'oxydoréduction. Cette réaction entraîne un transfert d'électrons entre le fer et l'oxygène de l'air selon la réaction suivante:
$$\bf\color{brown}{ 4 Fe_{(s)} + 3 O_{2(g)} \rightarrow 2 Fe_{2}O_{3(s)} }$$
2. Le fonctionnement d'une pile électrochimique implique une réaction d'oxydoréduction:

Pour une pile impliquant la réaction entre le Zinc en solution (ZnSO4) et le Cuivre en solution (CuSO4), les électrons seront fournis par l’électrode de Zn (anode), et reçus par l’électrode de Cu (cathode):
$$\bf\color{purple}{ \text {anode:} \; Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + 2 e^- \\ \text {cathode:} \; Cu^{2+}_{(aq)} + 2 e^- \rightarrow Cu_{(s)} \\ \\ \text{Équation globale d'oxydoréduction:}\\ Zn_{(s)} + Cu^{2+}_{(aq)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)} + Cu_{(s)} }$$

5. Le nombre d'oxydation

Le nombre d'oxydation est aussi appelé degré d'oxydation. Il indique le nombre d'électrons gagnés ou perdus lors d'une réaction d'oxydoréduction.

Dans leur état fondamental, tous les éléments ont un nombre d'oxydation égal à 0. Il devient positif lors d'une perte d'électrons et négatif lors d'un gain d'électrons.

Ainsi le nombre d'oxydation augmente au moment d'une oxydation et diminue lors d'une réduction.

La somme des nombres d'oxydation des atomes qui composent une molécule est égale à zéro.
Si cette somme n'est pas nulle, la molécule est un ion polyatomique. Par exemple, les ions :
$\text{sulfate}\; (SO4)^{2-}, \; \text{carbonate}\; (CO3)^{2-}\; \text{, et} \; \text{hydronium} \; (H3O)^{+}$
sont deux anions et un cation polyatomiques respectivement.

Voici les règles pour établir le nombre d'oxydation d'un atome:

• Le nombre d'oxydation d'un élément simple est de 0.
• Le nombre d'oxydation d'un ion monoatomique correspond à la charge de l'ion.
• Le nombre d'oxydation de l'oxygène est de -2 sauf dans le cas d'un péroxyde où il est de - 1.
• Le nombre d'oxydation de l'hydrogène est de +1, sauf dans les cas où l'hydrogène est lié uniquement à un métal, dans ce cas, il est alors de - 1.
• Le nombre d'oxydation d'un métal est toujours positif alors que celui d'un non-métal peut être positif ou négatif.
• La somme des nombres d'oxydation d'une molécule est égale à zéro.
• a somme des nombres d'oxydation d'un ion polyatomique est égale à la charge de cet ion.