Imagine la scène. C'est une nuit de novembre glaciale et tu te tiens dehors dans l'obscurité. À côté de toi, un feu de joie crépitant se fraie avidement un chemin à travers de vieilles palettes et des branches. Quelques clous déchiquetés dépassent du bois à moitié pourri, teintés d'un brun orangé terne par la rouille qui s'écaille. Crois-le ou non, le bois qui brûle et le métal qui rouille ont quelque chose en commun ! Ce sont tous deux des exemples de réactions d'oxydoréduction entre oxydant et réducteur.
- Ce résumé de cours porte sur l'oxydant et réducteur 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 les réactions de dismutation et le pouvoir oxydant croissant.
Oxydation et réduction
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.
Réaction rédox
Rédox est un 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.
Examinons de plus près les définitions de l'oxydation et de la réduction.
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 définie comme le processus au cours duquel un atome ou un ion perd un ou plusieurs électrons.
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 définie comme le processus par lequel un atome ou un ion gagne un ou plusieurs électrons.
Qu'est-ce qu'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.
Oxydant
Les oxydants sont des espèces qui oxydent un autre atome, ion ou composé. Ils sont réduits 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.
Plusieurs facteurs affectent la force d'un oxydant. Il s'agit notamment de l'électronégativité, de l'enthalpie de l'affinité électronique et de l'état d'oxydation, que nous allons examiner dans une seconde. En effet, les oxydants prennent des électrons, donc tout ce qui augmente l'attraction entre un atome ou un ion et un électron entrant augmentera le pouvoir oxydant. Par exemple, le fluor est l'élément le plus électronégatif du tableau périodique, ce qui en fait un oxydant très puissant. Les espèces dont l'état d'oxydation est élevé ont également tendance à être de bons oxydants.
Réducteur
Nous savons maintenant ce que sont les oxydants. À ton avis, que sont les réducteurs ? Tu peux probablement faire une bonne estimation.
Les réducteurs sont des espèces qui réduisent un autre atome, ion ou composé. Ils sont oxydés 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).
Couple oxydant réducteur
Un couple oxydant réducteur est défini comme la réunion des formes oxydée et réduite d'une substance participant à une demi-réaction d'oxydation et de réduction.
Oxydoréduction : États d'oxydation
Maintenant que nous savons ce que sont les réactions d'oxydoréduction, nous pouvons voir comment déterminer quelle espèce est oxydée et quelle espèce est réduite dans une réaction. Pour ce faire, nous utilisons les états d'oxydation.
Les états d'oxydation sont des nombres attribués aux ions qui indiquent combien d'électrons l'ion a perdu ou gagné, par rapport à l'élément dans son état non combiné.
Un état d'oxydation positif indique que l'élément a perdu des électrons, tandis qu'un état d'oxydation négatif indique qu'il a gagné des électrons. On peut également les appeler des nombres d'oxydation.
Nous pouvons utiliser les changements d'état d'oxydation pour voir si les espèces ont été oxydées ou réduites. Le passage d'un état d'oxydation positif à un état d'oxydation plus négatif signifie que l'espèce a gagné des électrons. Elle a donc été réduite. En revanche, si l'on passe d'un état d'oxydation négatif à un état d'oxydation plus positif, cela signifie que l'espèce a perdu des électrons. Elle a donc été oxydée.
États d'oxydation : Détermination
C'est bien beau de savoir ce qu'est un état d'oxydation, mais comment les déterminer ? Il existe quelques règles que tu peux utiliser pour connaître l'état d'oxydation d'une espèce.
- Tous les éléments non combinés ont un état d'oxydation de \( 0 \) . Par exemple, \( Cl_2 \) , \( Zn \) et \( O_2 \) ont tous un degré d'oxydation de \( 0 \) .
- L'état d'oxydation de tous les atomes ou ions d'un composé neutre est égal à \( 0 \) . Par exemple, dans le composé neutre \( NaCl \) , \( Na \) a un degré d'oxydation de \( +1 \) , et \( Cl \) a un degré d'oxydation de \( -1 \) . Ces deux éléments s'additionnent pour donner \( 0 \) .
- La somme des états d'oxydation d'un ion est égale à la charge de cet ion. Cela fonctionne aussi bien pour les ions monatomiques constitués d'un seul atome que pour les ions complexes constitués d'un grand nombre d'atomes. Par exemple, \( Cl^{-} \) a un degré d'oxydation de \( -1 \) et \( Ca^{2+} \) a un degré d'oxydation de \( +2 \) . Par exemple, dans l'ion nitrate négatif \( NO_{3}^{-} \) , \( N \) a un degré d'oxydation de \( +5 \) et les trois \( O \) ont chacun un degré d'oxydation de \( -2 \) . Ces deux éléments s'additionnent pour donner \( -1 \) , qui est la charge de l'ion.
- Dans un ion ou un composé, l'atome le plus électronégatif a généralement le degré d'oxydation négatif. Par exemple, dans \( F_{2}O \) , l'état d'oxydation de \( F \) est \( -1 \) , et l'état d'oxydation de \( O \) est \( +2 \) .
- Certains éléments prennent certains états d'oxydation : Les métaux du groupe \( 1 \) ont toujours un degré d'oxydation de \( +1 \) . Les métaux du groupe \( 2 \) ont toujours un degré d'oxydation de \( +2 \) . \( Al \) a toujours un degré d'oxydation de \( +3 \) . \( H \) a généralement un degré d'oxydation de \( +1 \) (sauf dans les hydrures métalliques). \( F \) a toujours un degré d'oxydation de \( -1 \) . \( Cl \) a généralement un degré d'oxydation de \( -1 \) (sauf dans les composés avec \( O \) ou \( F \) ). \( O \) a généralement un degré d'oxydation de \( -2 \) (sauf dans les peroxydes et les composés avec \( F \) ).
Oxydoréduction : Équation
Une équation d'oxydoréduction est une façon de représenter une réaction d'oxydoréduction.
Au cours d'une réaction d'oxydoréduction, deux processus simultanés se produisent : la réduction et l'oxydation. Nous pouvons représenter ces processus à l'aide d'une équation globale qui ignore les ions qui ne sont ni oxydés ni réduits, c'est-à-dire qui ne participent pas à la réaction. On les appelle les ions spectateurs.
Les ions spectateurs sont des ions qui sont présents à la fois dans les réactifs et les produits d'une réaction. Ils sont totalement inchangés par la réaction - leur état physique, leur état d'oxydation et leur charge ne changent pas.
Écrire des équations d'oxydoréduction
Nous allons maintenant nous concentrer sur la façon dont tu peux écrire des équations d'oxydoréduction, à l'aide de quelques exemples concrets. Voici un de ces exemples : la réaction de déplacement entre le magnésium et le sulfate de cuivre.
Écris une équation d'oxydoréduction pour la réaction entre le magnésium et le sulfate de cuivre. L'équation globale est donnée ci-dessous :
$$ Mg_{(s)} + CuSO_{4(aq)} \rightarrow MgSO_{4(aq)} + Cu_{(s)} $$
Tout d'abord, nous devons trouver les ions spectateurs dans l'équation. Ceux-ci ne changent pas d'état d'oxydation. Ils ne sont ni oxydés ni réduits, nous n'avons donc pas à nous en préoccuper.
Pour t'aider à identifier les ions spectateurs, sépare les sels ioniques en leurs ions constitutifs :
$$ Mg_{(s)} +Cu_{(aq)}^{2+} +SO_{4(aq)}^{2-} \rightarrow Mg_{(aq)}^{2+} +SO_{4(aq)}^{2-} + Cu_{(s)} $$
L'ion sulfate, \( SO_{4}^{2-} \) , est présent des deux côtés de l'équation. Il ne change pas d'état physique, d'état d'oxydation ou de charge. Cela signifie qu'il s'agit d'un ion spectateur. Pour écrire une équation d'oxydoréduction globale, il suffit d'omettre cet ion. Voici ta réponse finale :
$$ Mg_{(s)} + Cu_{(aq)}^{2+} \rightarrow Mg_{(aq)}^{2+} + Cu_{(s)} $$
Demi-équation électronique
Les équations d'oxydoréduction sont utiles pour illustrer une réaction d'oxydoréduction globale. Une espèce est oxydée tandis qu'une autre est réduite, ce qui signifie qu'il y a un mouvement global d'électrons. Cependant, elles peuvent rendre difficile l'identification des processus individuels d'oxydation et de réduction. Pour les visualiser plus clairement, nous utilisons souvent des demi-équations.
Les demi-équations sont des équations qui montrent la moitié d'une réaction d'oxydoréduction. Une demi-équation montre le processus d'oxydation, tandis que l'autre montre le processus de réduction.
Écrire des demi-équations
Pour écrire des demi-équations, nous considérons séparément chacun des ions ou des atomes impliqués dans l'équation d'oxydoréduction. Nous ajoutons des électrons pour montrer les processus d'oxydation et de réduction, et il se peut que nous devions également ajouter des ions eau ou hydrogène pour équilibrer l'équation.
Les étapes suivantes devraient t'aider à apprendre à écrire des demi-équations.
- Choisis un atome ou un ion impliqué dans la réaction d'oxydoréduction et écrit les réactifs et les produits qui l'impliquent ;
- Équilibre les éléments à part l'oxygène et l'hydrogène. Comme toutes les équations, les demi-équations doivent être équilibrées - tu dois avoir le même nombre de moles de chaque élément des deux côtés de l'équation ;
- Ajoute des molécules d'eau pour équilibrer les atomes d'oxygène des deux côtés de l'équation ;
- Ajoute des ions hydrogène pour équilibrer les atomes d'hydrogène des deux côtés de l'équation ;
- Ajoute des électrons pour équilibrer les charges.
Les trois seules choses que tu peux ajouter dans les demi-équations, en plus d'une plus grande quantité du réactif ou du produit, sont l'eau, les ions hydrogène et les électrons. Tu ne peux pas ajouter de l'oxygène gazeux, par exemple.
Oxydoréduction : Réactions de dismutation
Abordons maintenant les réactions de dismutation. Auparavant, nous n'avons examiné que les équations où une espèce était soit oxydée, soit réduite. Dans les réactions de dismutation, les deux processus se produisent.
Les réactions de dismutation sont des réactions 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 de \( +1 \) dans \( Cu_{2}O \) à \( O \) 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.
Pouvoir oxydant
En chimie, l'oxydation implique la perte d'électrons. Les agents oxydants sont donc des produits chimiques qui ont la capacité de provoquer une perte d'électrons dans les produits chimiques avec lesquels ils réagissent.
Le pouvoir oxydant est la capacité à gagner des électrons.
Le pouvoir oxydant est donc lié à la capacité d'une substance chimique à gagner des électrons. Des produits chimiques comme le fluor et l'oxygène sont des exemples d'éléments ayant un grand pouvoir oxydant. La substance chimique ayant le plus grand pouvoir oxydant est le fluor.
Pouvoir oxydant croissant
Le pouvoir oxydant des éléments indique la facilité avec laquelle ils peuvent accepter des électrons. En se déplaçant de gauche à droite dans une période, le caractère non métallique des éléments augmente. Cela augmente la tendance des éléments à accepter des électrons, ce qui fait croître leur pouvoir oxydant.
Couple rédox : Complexe
L'ajout d'un composé qui provoque la complexation d'un oxydant conduit à une diminution de la concentration de cet oxydant. Ainsi, le pouvoir oxydant de l'oxydant diminue et le pouvoir réducteur de l'agent réducteur augmente.
De la même manière, l'ajout d'un composé qui provoque la complexation d'un réducteur entraîne une diminution de la concentration de ce réducteur et donc le pouvoir oxydant de l'oxydant augmente et le pouvoir réducteur du réducteur diminue.
Oxydant et réducteur - Points clés
- Rédox est un 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.
- L'oxydation et la réduction ont plusieurs définitions en chimie. Cependant, on considère généralement que l'oxydation signifie une perte d'électrons, tandis que la réduction signifie un gain d'électrons.
- Les réducteurs sont des donneurs d'électrons qui réduisent une autre espèce et sont eux-mêmes oxydés.
- Les oxydants sont des accepteurs d'électrons qui oxydent une autre espèce et sont eux-mêmes réduits.
- Un couple oxydant réducteur est défini comme la réunion des formes oxydée et réduite d'une substance participant à une demi-réaction d'oxydation et de réduction.
- Les états d'oxydation sont des nombres attribués aux ions qui indiquent combien d'électrons ils ont perdus ou gagnés, par rapport à l'élément dans son état non combiné. Un état d'oxydation positif indique que l'élément a perdu des électrons, tandis qu'un état d'oxydation négatif indique qu'il a gagné des électrons.
- Une équation d'oxydoréduction est une équation montrant les processus de réduction et d'oxydation dans une réaction, sans tenir compte des ions spectateurs.
- Les équations d'oxydoréduction peuvent être divisées en demi-équations électroniques qui montrent séparément les processus d'oxydation et de réduction. Elles montrent également le mouvement des électrons.
- Le pouvoir oxydant croissant est l'augmentation de la tendance des éléments à accepter des électrons.
Cours 
Magazine 
