Couples rédox

As-tu déjà regardé une barre de fer rouillée en te demandant comment il se fait que le même fer qui l'a fabriquée puisse devenir rouge et orange ? Comment les différents états d'oxydation peuvent-ils produire des propriétés si différentes pour les couples rédox ? Comment se fait-il que la quantité d'électrons puisse souvent prédire le comportement d'un métal, ainsi que son état d'oxydation

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Table des mateères

    Dans ce résumé de cours, tu seras guidé à travers la chimie des réactions d'oxydoréduction.

    • Ce résumé de cours porte sur les couples rédox en chimie.
    • Nous commencerons par expliquer ce que signifient les termes rédox, oxydation et réduction.
    • Nous verrons ensuite la différence entre un oxydant et un réducteur.
    • Puis, nous te présenterons les couples oxydant réducteur et les états d'oxydation.
    • Nous te montrerons ensuite comment écrire des équations d'oxydoréduction et examinerons les demi-équations électroniques.
    • Enfin, nous aborderons la réaction de dismutation.

    Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydoréduction ?

    Une réaction d'oxydoréduction ou rédox est une réaction qui implique le transfert d'électrons entre des espèces chimiques (atomes, ions ou molécules) impliqués dans la réaction.

    Rédox est le terme utilisé pour décrire les réactions impliquant à la fois l'oxydation et la réduction. Ces réactions impliquent un mouvement d'électrons et sont caractérisées par un changement d'état d'oxydation.

    En anglais, il existe un acronyme pratique qui t'aidera à te souvenir de cette troisième définition : OILRIG.

    Couples rédox, L'acronyme OILRIG, StudySmarterFig.1- L'acronyme OILRIG.

    Examinons de plus près les définitions de l'oxydation et de la réduction.

    L'oxydation

    Selon le concept classique, l'oxydation est un processus qui implique l'ajout d'oxygène ou l'élimination d'hydrogène.

    Selon le concept électronique, l'oxydation est le processus au cours duquel un atome ou un ion perd un ou plusieurs électrons.

    Par exemple, lorsque le cuivre réagit avec l'oxygène, il forme de l'oxyde de cuivre. Le cuivre est oxydé.

    $$ Cu_{(s)} + \frac{1}{2} O_{2(g)} \rightarrow CuO_{(s)} $$

    Si tu veux en savoir plus, il suffit de consulter le résumé de cours "oxydation".

    La réduction

    Selon le concept classique, la réduction est un processus qui implique l'ajout d'hydrogène ou l'élimination d'oxygène.

    Selon le concept électronique, la réduction est le processus par lequel un atome ou un ion gagne un ou plusieurs électrons.

    Mais la réaction de l'hydrogène avec l'oxyde de cuivre sépare le cuivre et l'oxygène. L'oxyde de cuivre est réduit.

    $$ CuO_{(s)} + H_{2(g)} \rightarrow Cu_{(s)} +H_{2}O_{(l)} $$

    Consulte le résumé de cours "Réduction" pour une explication plus approfondie sur la réduction.

    Que sont un oxydant et un réducteur ?

    Nous savons ce que sont les réactions d'oxydation et de réduction. Voyons maintenant quelles sont les espèces qui réalisent ces réactions.

    Une fois de plus, il existe en anglais un acronyme pratique qui t'aidera à te souvenir des actions des agents oxydants et réducteurs en termes d'électrons : RAD OAT.

    Couples rédox, l'acronyme RADOAT, StudySmarterFIg.2- L'acronyme RADOAT.

    Oxydant

    L'oxydant est une espèce qui oxyde un autre atome, ion ou composé. Il est réduit au cours du processus.

    Les oxydants prennent les électrons d'une autre espèce - ils l'oxydent. Ils sont également appelés agents oxydants.

    Certains oxydants particulièrement puissants sont le fluor et, sans surprise, l'oxygène.

    Réducteur

    Nous savons maintenant ce qu'est un oxydant. À ton avis, qu'est un réducteur ? Tu peux probablement faire une bonne estimation.

    Le réducteur est une espèce qui réduit un autre atome, ion ou composé. Il est oxydé au cours du processus.

    Les réducteurs donnent des électrons à une autre espèce - ils la réduisent. Ils sont également appelés agents réducteurs.

    De nombreux métaux, tels que le lithium, l'aluminium et le zinc, sont de bons réducteurs, de même que l'hydrogène gazeux (s'il est en présence d'un catalyseur au nickel).

    Pour plus de détails sur les oxydants et les réducteurs, consulte le résumé "Oxydant Et Réducteur"

    Couple oxydant réducteur

    Un couple oxydant réducteur est la réunion des formes oxydée et réduite d'une substance participant à une demi-réaction d'oxydation et de réduction.

    Dans cette réaction, quelle espèce est oxydée, et quelle espèce est réduite ?

    $$ Zn + CuSO_{4} \rightarrow Cu + ZnSO_{4} $$

    1. Commençons par identifier les états d'oxydation sur le côté gauche. \( Zn \) est un élément neutre solitaire, son état d'oxydation est donc \( 0 \) .

    2. \( SO{4} \) est un ion avec une charge de \( -2 \) , donc Cu doit avoir une charge de \( +2 \) puisque c'est un composé neutre.

    3. Maintenant, pour le côté droit. \( Cu \) est maintenant seul, donc son état d'oxydation est \( 0 \) .

    4. \( Zn \) est maintenant lié à \( SO_{4} \) , son état d'oxydation est donc \( +2 \) .

    Ainsi, nos changements d'état d'oxydation sont \( Cu \) \( (+2 \rightarrow 0) \) et \( Zn \) \( (0 \rightarrow +2) \) . Puisque l'état d'oxydation du cuivre a diminué, il est réduit. Cela signifie que le zinc est oxydé puisque son état d'oxydation a augmenté.

    Donc les couples rédox dans cette réaction sont :

    \( Cu^{2+}/Cu \)

    \( Zn^{2+}/Zn \)

    L'équation oxydoréduction

    Une équation oxydoréduction est une façon de représenter une réaction d'oxydoréduction.

    La chimie de l'oxydoréduction est la chimie de la réduction et de l'oxydation. Nous allons ici aborder ce sujet en termes de demi-équations, ce qu'elles sont et comment elles s'assemblent.

    Écrire les demi-équations

    Nous pouvons étudier chaque réaction chimique d'oxydoréduction en examinant les demi-réactions individuelles impliquant les électrons. Comme nous le savons, dans chaque réaction d'oxydoréduction, des électrons sont gagnés et perdus, nous pouvons donc les représenter par des demi-équations.

    Les demi-équations montrent les demi-réactions qui se produisent avec chaque élément en termes de perte ou de gain d'électrons.

    Pour écrire les demi-équations, nous devons suivre les étapes suivantes :

    1. Écris l'équation déséquilibrée sous sa forme ionique ;

    2. Détermine l'état d'oxydation de chaque espèce dans la réaction ;

    3. Détermine quelle espèce est oxydée et quelle espèce est réduite ;

    4. Divise la réaction en deux demi-équations ;

    5. Utilise les électrons pour équilibrer la charge de chaque demi-équation ;

    6. Multiplie les demi-équations nécessaires pour que le nombre d'électrons s'annule ;

    7. Combine chaque demi-réaction et annule les termes semblables.

    Pour l'exemple de réaction ci-dessus concernant le sulfate de magnésium et de cuivre, nous pouvons créer les deux demi-équations suivantes :

    $$ Mg \rightarrow Mg^{+} + 2\ e^{-} $$

    $$ Cu^{2+} +2 \ e^{-} \rightarrow Cu $$

    Peux-tu voir comment chaque équation précise l'un des éléments correspondants dans la réaction et montre le mouvement des électrons ? Ici, l'atome de magnésium perd deux électrons et devient un ion positif de charge \( 2+ \) . Ce processus est une oxydation, car l'atome de magnésium perd deux électrons dans le processus.

    D'autre part, l'ion cuivre de charge \( 2+ \) gagne deux électrons et devient du cuivre solide sans charge. Ce processus est une réduction, car l'atome de cuivre gagne deux électrons au cours de ce processus.

    La représentation de ces demi-équations est essentielle pour comprendre le transfert d'électrons d'une espèce à une autre. Tu peux ensuite utiliser les demi-réactions pour les assembler et comprendre le contexte chimique global qui se produit dans les réactions d'oxydoréduction.

    Assemblage des demi-équations

    Si tu as résolu deux demi-équations, les assembler est la partie la plus facile !

    Tu sais que l'une des demi-équations produira des électrons et que l'autre en captera. Tu peux donc rassembler toutes les espèces dans une seule équation de réaction et annuler les espèces présentes des deux côtés.

    Si l'on prend l'exemple ci-dessus et qu'on les met ensemble, on obtient les résultats suivants :

    $$ Mg +Cu^{2+} + 2 \ e^{-} \rightarrow Cu + Mg^{2+} +2 \ e^{-} $$

    Nous pouvons simplifier cela pour obtenir ce qui suit :

    $$ Mg +Cu^{2+} \rightarrow Cu + Mg^{2+} $$

    L'équation ci-dessus, qui est une addition de deux demi-réactions, montre clairement le transfert d'électrons d'un atome à l'autre. Dans l'exemple ci-dessus, l'atome de magnésium fait don de ses deux électrons à l'atome de cuivre. Ainsi, tu peux dire que le magnésium est oxydé, tandis que le cuivre est réduit.

    À partir de l'équation que tu as obtenue, tu peux introduire les anions négatifs dans le système pour compléter l'équation. L'équation complète de la réaction ressemblera à ceci :

    $$ Mg+ CuSO_{4} \rightarrow MgSO_{4} + Cu $$

    Tu peux analyser toute réaction d'oxydoréduction en écrivant des demi-équations, puis en les assemblant pour comprendre quelle espèce s'oxyde et quelle espèce se réduit.

    État d'oxydation

    Souvent, tu peux analyser les réactions d'oxydoréduction à travers l'état d'oxydation des atomes et la façon dont ils changent au fur et à mesure de la réaction.

    L'état d'oxydation est une représentation quantitative des éléments perdus ou gagnés dans une réaction chimique.

    Les règles de base des états d'oxydation sont les suivantes :

    • Les atomes à l'état solide ont un état d'oxydation de \( 0 \) .

    • L'état d'oxydation des ions est égal à leur charge.

    • L'état d'oxydation des éléments dans les molécules est égal à leur charge en fonction de la disponibilité des électrons.

    Dans l'exemple que nous avons utilisé, quels chiffres pourrais-tu attribuer aux différents éléments concernés ?

    $$ Mg +CuSO_{4} \rightarrow MgSO_{4} + Cu $$

    L'état d'oxydation du côté gauche de l'équation (du côté des réactifs est) :

    \( Mg \ = 0 \)

    \( Cu \ = +2 \)

    L'état d'oxydation du côté droit de l'équation (du côté des produits est) :

    \( Mg = \ +2 \)

    \( Cu = \ 0 \)

    Comment l'état d'oxydation change-t-il au cours de l'équation ? C'est ce qu'il est le plus important d'observer et de comprendre pour savoir quelles espèces sont oxydées et lesquelles sont réduites. Tu peux suivre ci-dessous comment l'état d'oxydation change pour chaque atome :

    \( Mg : 0 \) à \( +2 \)

    \( Cu : +2 \) à \( 0 \)

    D'après les informations ci-dessus, on peut dire que le magnésium s'oxyde car son état d'oxydation augmente, tandis que le cuivre se réduit car son état d'oxydation diminue tout au long de la réaction.

    Tu peux déterminer l'état d'oxydation de molécules complexes par un processus d'élimination et en utilisant quelques mathématiques. Par exemple, dans l'exemple de \( CuSO_{2} \) , le sulfate doit avoir un degré d'oxydation de \( -2 \) pour que la molécule globale ait un degré d'oxydation de \( 0 \) .

    Les éléments peuvent avoir un degré d'oxydation négatif.

    Qu'est-ce qu'est la réaction de dismutation ?

    Abordons maintenant la réaction de dismutation. Auparavant, nous n'avons examiné que l'équation où une espèce était soit oxydée, soit réduite. Dans la réaction de dismutation, les deux processus se produisent.

    La réaction de dismutation est une réaction où la même espèce est à la fois oxydée et réduite.

    Nous pouvons voir si une espèce a été réduite, oxydée, ou les deux, en examinant ses états d'oxydation.

    Voici un exemple :

    $$ Cu_{2}O + H_{2}SO_{4} \rightarrow CuSO_{4} + Cu + H_{2}O $$

    Nous pouvons constater ce qui suit :

    • Le cuivre passe d'un état d'oxydation \( +1 \) dans \( Cu_{2}O \) à \( 0 \) dans \( Cu \) et \( +2 \) dans \( CuSO_{4} \) .
    • Pour passer de \( Cu_{2}O \) à \( Cu \) , le cuivre doit gagner un électron. Cela signifie qu'il est réduit.
    • Pour passer de \( Cu_{2}O \) à \( CuSO_{4} \) , le cuivre doit perdre un électron. Cela signifie qu'il est oxydé.


    Comme le cuivre a été à la fois oxydé et réduit, il s'agit d'une réaction de dismutation.

    Couples rédox - Points clés

    • Un couple oxydant réducteur est défini comme la réunion des formes oxydée et réduite d'une substance participant à une demi-équation d'une réaction d'oxydoréduction.
    • L'oxydant est une espèce qui oxyde un autre atome, ion ou composé. Il est réduit au cours du processus.
    • Le réducteur est une espèce qui réduit un autre atome, ion ou composé. Il est oxydé au cours du processus.
    • Une équation oxydoréduction est une façon de représenter une réaction d'oxydoréduction.
    • Les demi-équations montrent les demi-réactions qui se produisent avec chaque élément en termes de perte ou de gain d'électrons.
    • La réaction de dismutation est une réaction où la même espèce est à la fois oxydée et réduite.
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    Questions fréquemment posées en Couples rédox

    Comment classer les couples rédox ? 

    Les couples rédox sont classés selon la force oxydante ou réductrice d’un élément. Plus un agent oxydant est fort, plus l'agent réducteur correspondant est faible, et plus un agent réducteur est fort, plus l'agent oxydant correspondant est faible.

    Comment savoir qui est l'oxydant et le réducteur ? 

    Pour savoir qui est l'oxydant et le réducteur on compare la perte et le gain d’électrons dans une réaction rédox. La substance qui perd des électrons est oxydée et est le réducteur. La substance qui gagne des électrons est réduite et est un oxydant.

    Quel est le réducteur le plus fort ? 

    Le lithium est le réducteur le plus fort  parce qu’il le plus petit potentiel de réduction standard.

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    • Temps de lecture: 12 minutes
    • Vérifié par l'équipe éditoriale StudySmarter
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