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Les réactions chimiques d’oxydoréductions

Par Mathieu le 27/09/2010 Ressources > Physique-Chimie > Terminale S > L’Oxydoréduction en Chimie
Table des matières

    Exemple de réaction d’oxydoréduction : Cu2+(aq) + Fe(s) → Cu(s) + Fe2+(aq)

    Définition d’un oxydant et d’un réducteur : Dans l’expérience précédente, un atome de fer perd deux électrons. On nomme oxydation cette perte d’électron(s). L’espèce chimique qui perd des électrons est le réducteur ( ici l’atome de fer ).

    Fe(s) = Fe2+(aq) + 2e-

    Parallèlement, un ion cuivre ( II ) gagne deux électron. On nomme réduction ce gain d’électron(s). L’espèce chimique qui gagne des électrons est l’oxydant ( ici l’ion cuivre ( II ) ).

    Cu2+(aq) + 2e- = Cu(s)

    Le signe = traduit la possibilité de passer d’une forme à l’autre selon les conditions. Les réactions équivalentes à un transfert d’électron(s) sont appelées réactions d’oxydoréduction ( ou réactions rédox ).

    L’écriture de ce transfert d’électron(s) est appelée demi équation électronique. C’est une notation sans rapport avec le phénomène physique puisque les électrons n’existent pas à l’état libre en solution aqueuse.

    ( réduction → )

    Oxydant + n e- → réducteur.

    ( ← oxydation )

    Couples d’oxydoréduction : Suivant la réaction d’oxydoréduction envisagée, un même élément chimique peut jouer différents rôles :

    1 : Cu2+(aq) + Fe(s) → Cu(s) + Fe2+(aq) : Dans les réactifs, l’ion cuivre ( II ) est l’oxydant.

    2 : Cu(s) + 2Ag+(aq) → Cu2+(aq) + 2Ag(s) : Dans les réactifs, l’atome de cuivre est le réducteur.

    L’ion cuivre (II) est la forme oxydée de l’élément chimique cuivre et l’atome de cuivre est la forme réduite de l’élément chimique cuivre. L’ion cuivre ( II ) et l’atome de cuivre forment un couple oxydant réducteur ( ou couple rédox ). Ce couple est noté Cu2+ / Cu ( toujours noté dans l’ordre oxydant / réducteur ).

    MÉTHODE POUR ÉCRIRE L’ÉQUATION D’UNE RÉACTION D’OXYDORÉDUCTION.

    Exemple de la réaction entre l’oxydant du couple MnO4- / Mn2+ et le réducteur du couple Fe3+ / Fe2+.

    1 : Isoler une première demi-équation électronique :

    MnO4-(aq) = Mn2+(aq).

    2 : Assurer la conservation de l’élément oxygène avec des molécules d’eau :

    MnO4-(aq) = Mn2+ + 4H20(l)

    3 : Assurer la conservation de l’élément hydrogène avec des protons solvatés.

    Mn04-(aq) + 8H+ = Mn2+(aq) + 4H2O(l)

    4 : Assurer la conservation de la charge avec des électrons.

    MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- = Mn2+(aq) + 4H2O(l)

    5 : Refaire les étapes ci-dessus pour l’autre demi-équation électronique.

    Fe2+(aq) = Fe3+(aq) + e-

    6 : Réunir les deux demi-équations électroniques précédentes et en déduire l’équation bilan.

    ( Fe2+(aq) = Fe3+(aq) + e- ) x5

    ( MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- = Mn2+(aq) + 4H2O(l) ) x1

    5Fe2+(aq) + MnO4-(aq) + 8H+(aq) → 5FE3+(aq) + Mn2+(aq) + 4H2O(l)

    REMARQUE : En milieu basique, on utilise des ions HO- pour équilibrer les demi-équations.

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