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Sauter à un chapitre clé
- Ce résumé de cours porte sur les réactions d'oxydoréduction.
- Nous commencerons par expliquer ce que signifient les termes réaction rédox, oxydation et réduction.
- Nous verrons ensuite la différence entre un oxydant et un réducteur.
- Puis, nous te présenterons les couples oxydant réducteur, le transfert d'électrons dans une réaction rédox et le nombre d'oxydation.
- Nous te montrerons ensuite les demi-équations électroniques et comment écrire des équations d'oxydoréduction.
- Enfin, nous aborderons les réactions rédox dans une solution acide et basique avant d'explorer la photosynthèse.
Réaction chimique
Une réaction chimique consiste à rompre les liaisons entre les molécules des réactifs et à former de nouvelles liaisons entre les molécules des produits afin d'obtenir une nouvelle substance.
Les réactions chimiques sont présentes partout autour de nous, qu'il s'agisse du métabolisme des aliments dans notre corps ou de la façon dont la lumière que nous recevons du soleil est le résultat de réactions chimiques.
Oxydoréduction
Commençons par examiner la définition d'une réaction d'oxydoréduction.
Une réaction d'oxydoréduction est une réaction chimique dans laquelle des électrons sont transférés entre deux réactifs qui y participent. Ce transfert d'électrons peut être identifié en observant les changements d'état d'oxydation des espèces qui réagissent.
Examinons de plus près les définitions de l'oxydation et de la réduction.
Oxydation
Réduction
Oxydant-réducteur
Nous savons ce que sont les réactions d'oxydation et de réduction. Voyons maintenant quelles sont les espèces qui réalisent ces réactions.
Oxydant
Un 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 l'oxydant. À ton avis, qu'est-ce qu'un réducteur ? Tu peux probablement faire une bonne estimation.
Un réducteur est une espèce qui réduise 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.
Les métaux comme \( Na \) , \( Fe \) , \( Zn \) et \( Al \) , ainsi que les non-métaux comme \( C \) , \( S \) et \( H_2 \) sont des exemples de réducteurs courants. Certaines substances, y compris les hydracides, comme \( HCl \) , \( HI \) , \( HBr \) et \( H_2S \) , agissent bien en tant qu'agents réducteurs.
Consulte le résumé de cours "Oxydant Et Réducteur" pour une explication plus approfondie sur l'oxydant et réducteur.
Qu'est-ce qu'un 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.
Pour plus de détails sur le couple oxydant-réducteur, consulte le résumé de cours "Couple Rédox".
Réaction rédox : Transfert d'électrons
Ainsi, dans une réaction d'oxydoréduction, le transfert d'électrons a lieu lorsque les réactifs gagnent ou perdent des électrons pour subir simultanément une réduction et une oxydation.
Qu'est-ce qu'un électron ?
Un électron est une particule subatomique chargée négativement qui peut être soit liée à un atome, soit libre (non liée).
Les électrons se distinguent des autres particules de multiples façons. Ils existent à l'extérieur du noyau, leur masse est nettement inférieure et ils présentent des caractéristiques à la fois ondulatoires et corpusculaires.
Demi-réaction rédox
Une demi-réaction est une réaction qui présente soit une réduction, soit une oxydation, mais pas les deux.
La réaction d'oxydoréduction peut être divisée en deux demi-réactions :
- Demi-réaction d'oxydation - Dans cette réaction, l'état d'oxydation du réactif augmente au fur et à mesure que le réactif perd des électrons.
- Demi-réaction de réduction - Dans cette réaction, l'état d'oxydation du réactif diminue au fur et à mesure que le réactif gagne des électrons.
Les potentiels de réduction sont utiles, car ils indiquent la probabilité qu'une demi-réaction joue le rôle de "réduction" dans une réaction d'oxydoréduction. Le potentiel de réduction décrit quantitativement la "capacité" d'un composé à gagner des électrons.
\( A + B \rightarrow A^{-} + B^{-} \)
Demi-réaction \( 1 \) : \( A \rightarrow A^{+} + e^{-} \) \( A \) est oxydé
Demi-réaction \( 2 \) : \( B + e^{-} \rightarrow B^{-} \) \( B \) est réduit
Comment écrire les demi-équations rédox ?
Pour écrire les demi-équations d'oxydoréduction, nous devons suivre les étapes suivantes :
- Écris l'équation déséquilibrée sous sa forme ionique ;
- Détermine l'état d'oxydation de chaque espèce dans la réaction ;
- Détermine quelle espèce est oxydée et quelle espèce est réduite ;
- Divise la réaction en deux demi-équations ;
- Utilise les électrons pour équilibrer la charge de chaque demi-équation ;
- Multiplie les demi-équations nécessaires pour que le nombre d'électrons s'annule ;
- Combine chaque demi-réaction et annule les termes semblables.
Qu'est-ce que le nombre d'oxydation ?
Le nombre d'oxydation est important lorsqu'il s'agit de déterminer le déroulement d'une réaction ou de nommer des composés.
Le nombre d'oxydation est un nombre attribué à un composé ou à un élément pour indiquer le nombre d'électrons perdus ou gagnés. Un nombre négatif indique que des électrons ont été gagnés, tandis qu'un nombre positif indique que des électrons ont été perdus.
Un nombre négatif est utilisé pour le gain d'électrons parce que les électrons ont une charge négative, de sorte que plus d'électrons rendront le composé plus négatif. Si des électrons ont été perdus, le résultat global sera plus positif, et le nombre d'oxydation sera donc positif.
Un nombre d'oxydation de zéro signifie que le composé ou l'élément est dans un état neutre. Pour qu'un composé réagisse avec d'autres composés, il doit partager des électrons.
Les degrés d'oxydation peuvent être attribués à :
- Un élément ;
- Une partie particulière d'un composé ;
- Un composé entier.
Pour un composé entier, le nombre d'oxydation est égal à zéro tant qu'il n'a pas de charge ionique.
Règles d'attribution des nombres d'oxydation
Lors de l'attribution des nombres d'oxydation, des règles spécifiques doivent être respectées. Ces règles d'oxydation sont les suivantes :
- Le nombre d'oxydation d'un élément libre et neutre est égal à zéro.
- Le nombre d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à la charge de l'ion.
- Le nombre d'oxydation des éléments du groupe \( IA \) est toujours égal à \( +I \) .
- Le nombre d'oxydation des éléments du groupe \( IIA \) est toujours de \( +II \) .
- Le nombre d'oxydation de l'oxygène est généralement de \( -II \) .
- Le nombre d'oxydation de l'hydrogène est généralement de \( +I \) .
- Le nombre d'oxydation du fluor est toujours \( -I \) .
- Le nombre d'oxydation des autres halogènes (autres que le fluor) est généralement de \( -I \) , mais peut varier.
- Le nombre total d'oxydation d'un composé neutre est égal à zéro.
- Le nombre d'oxydation total des éléments d'un ion polyatomique additionne la charge de l'ion polyatomique.
Ces règles d'oxydation n'expliquent pas le nombre d'oxydation de tous les éléments. Les nombres d'oxydation de tous les autres éléments (tels que le carbone ou l'azote) diffèrent en fonction de ce à quoi ils sont liés et peuvent être déterminés à l'aide des règles ci-dessus. Le nombre d'oxydation le plus élevé est le nombre d'électrons de valence (le plus grand nombre d'électrons que l'élément peut perdre). Le nombre d'oxydation le plus bas est égal à \( 8 \) (pour la plupart des éléments, le plus grand nombre d'électrons qu'ils peuvent contenir est de \( 8 \) ) moins le nombre d'électrons de valence.
Réactions rédox en solutions acides et basiques
Lorsqu'une réaction d'oxydoréduction a lieu dans une solution acide ou basique, nous devons modifier légèrement les étapes. Ces étapes se déroulent après l'étape \( 4 \) de notre méthode de demi-réaction.
Pour les solutions acides : Utilise \( H_2O \) pour équilibrer les atomes d'oxygène et utilise \( H^{+} \) pour équilibrer les atomes d'hydrogène.
Pour les solutions basiques : Utilise \( H_2O \) pour équilibrer les atomes d'oxygène et utilise \( H^{+} \) pour équilibrer les atomes d'hydrogène. Ajoute \( OH^{-} \) pour neutraliser les atomes \( H^{+} \) et les convertir en molécules \( H_2O \) . (cette étape se trouve à la fin)
Commençons par un exemple dans une solution acide.
Écris la réaction d'oxydoréduction équilibrée (en solution acide) en utilisant la formule du squelette ci-dessous :
$$ MnO_{4}^{-} + Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} $$
Nous commençons par déterminer l'état d'oxydation de chaque espèce :
Le \( Fe \) est simple puisque son état d'oxydation est simplement sa charge. Son état d'oxydation passe donc de \( +II \) à \( +III \) Cela signifie que le \( Fe \) est oxydé. L'état d'oxydation de l'oxygène est de \( -II \) , et nous en avons \( 4 \) moles. Cela signifie que \( Mn \) doit avoir un état d'oxydation de \( +VII \) puisque la charge totale du composé est de \( 1- \) . \( Mn \) est réduit puisque son état d'oxydation passe de \( +VII \) à \( +II \) .
Nous devons maintenant dessiner nos demi-réactions. Commençons par \( Mn \)
$$ MnO_{4}^{-} \rightarrow Mn^{2+} $$
Tout d'abord, nous devons équilibrer notre oxygène en ajoutant \( 4 \) moles de \( H_2O \) au côté droit
$$ MnO_{4}^{-} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O $$
Ensuite, nous équilibrons notre hydrogène en ajoutant \( 8 \) moles de \( H^{+} \) au côté gauche
$$ MnO_{4}^{-} + 8H^{+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O $$
\( Mn \) passe de \( 7+ \) à \( 2+ \) , ce qui signifie qu'il gagne \( 5 \) électrons. Nous devons donc ajouter ces \( 5 \) électrons à l'équation.
$$ MnO_{4}^{-} + 5e^{-} + 8H^{+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O $$
Maintenant que cette demi-réaction est équilibrée, nous pouvons passer à la demi-réaction d'oxydation
$$ Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} $$
Le fer perd un électron dans cette réaction, nous pouvons donc ajouter cet électron au côté droit.
$$ Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^{-} $$
Lorsque nous combinons ces réactions, nous voulons que les électrons s'annulent, nous devons donc multiplier l'équation par \( 5 \) .
$$ 5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^{-} $$
Enfin, nous pouvons combiner ces deux réactions pour obtenir la réaction d'oxydoréduction finale.
$$ MnO_{4}^{-} + 8H^{+} + 5Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+} $$
Les réactions en solution acide se font toujours en présence de \( H^{+} \) , et les réactions en solution basique se font toujours en présence de \( OH^{-} \) . Passons maintenant à un exemple de solution basique.
Équilibre la réaction d'oxydoréduction (en solution basique) à partir de l'équation du squelette :
$$ Zn +NO_{3}^{-} \rightarrow Zn^{+2} + NO_{2} $$
Les états d'oxydation de chaque espèce sont identiques à leur charge.
Passons maintenant aux demi-réactions.
$$ Zn \rightarrow Zn^{2+} $$
Le \( Zn \) est oxydé, puisque son nombre d'oxydation augmente. Cela signifie également que nous devons ajouter nos \( 2 \) électrons au côté droit.
$$ Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^{-} $$
Passons maintenant à notre réaction de réduction,
$$ NO_{3}^{-} \rightarrow NO_2 $$
Nous pouvons ajouter une molécule de \( H_2O \) à notre côté droit pour équilibrer \( O \) ,
$$ NO_{3}^{-} \rightarrow NO_2 + H_2O $$
Ensuite, nous ajoutons \( 2H^{+} \) à gauche pour équilibrer \( H \)
$$ NO_{3}^{-} +2H^{+} \rightarrow NO_2 + H_2O $$
Comme il s'agit d'une réduction, nous ajoutons un électron au côté gauche
$$ NO_{3}^{-} + 2H^{+} + e^{-} \rightarrow NO_2 + H_2O $$
Pour que nos électrons s'annulent, nous multiplions cette réaction par \( 2 \) .
$$ 2NO_{3}^{-} + 4H^{+} + 2e^{-} \rightarrow 2NO_2 + 2H_2O $$
Nous pouvons maintenant combiner nos réactions
$$ 2NO_{3}^{-} + 4H^{+} + Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2NO_2 + 2H_2O $$
Voici maintenant la partie la plus amusante. Nous devons ajouter \( 4OH^{-} \) aux deux côtés, afin de produire de l'eau et d'annuler nos molécules d'hydrogène.
$$ 2NO_{3}^{-} + 4H^{+} + Zn + 4OH^{-} \rightarrow Zn^{2+} + 2NO_2 + 2H_2O + 4OH^{-} $$
Nous combinons le \( H^{+} \) et le \( OH^{-} \) pour obtenir de l'eau.
$$ 2NO_{3}^{-} + Zn + 4H_2O \rightarrow 2NO_2 + Zn^{2+} + 2H_2O +4OH^{-} $$
Enfin, nous pouvons soustraire les \( 2 \) molécules d'eau de droite de celles de gauche. Notre réaction finale est donc :
$$ 2NO_{3}^{-} + Zn + 2H_2O \rightarrow Zn^{2+} + 2 NO_2 + 4OH^{-} $$
Pour les réactions basiques, il ne doit pas y avoir d'atomes \( H^{+} \) dans la réaction finale.
Photosynthèse
La vie sur la planète Terre est un ensemble de processus compliqués et bien organisés. Les animaux sont conçus pour respirer de l'oxygène et les plantes pour en produire. La photosynthèse est le moyen par lequel nous obtenons l'oxygène dont nous avons besoin pour vivre.
La lumière qui frappe un pigment végétal appelé chlorophylle déclenche une série complexe de réactions, dont beaucoup impliquent des processus d'oxydoréduction avec déplacement d'électrons. Dans cette série de réactions, l'eau est convertie en oxygène gazeux et nous avons de quoi vivre.
Dans le processus de photosynthèse, les plantes contenant de la chlorophylle absorbent l'énergie de la lumière solaire et l'utilisent pour transformer le dioxyde de carbone en sucres. La réaction d'oxydoréduction impliquée dans le processus de photosynthèse est présentée ci-dessous :
$$ 6CO_{2} + 6H_2O + Énergie lumineuse \rightarrow C_6H_{12}O_6 + 6O_2 $$
Dans la réaction ci-dessus, en présence de la lumière du soleil, le dioxyde de carbone, \( CO_2 \) accepte les électrons de la molécule d'eau, \( H_2O \) et se réduit en glucose (sucre), \( C_6H_{12}O_6 \) , La molécule d'eau perd ses électrons et s'oxyde en oxygène, \( O_2 \) .
Note que l'ajout d'oxygène et l'élimination d'hydrogène sont également connus sous le nom d'oxydation et que l'élimination d'oxygène et l'ajout d'hydrogène sont appelés réduction.
Les demi-réactions d'oxydation et de réduction de la réaction d'oxydoréduction de la photosynthèse sont les suivantes :
Oxydation de l'eau : \( 2H_2O \rightarrow O_2 +4H^{+} \)
Réduction du dioxyde de carbone : \( CO_2 + 4H^{+} \)
Fig. 1- Photosynthèse.
Réaction d’oxydoréduction - Points clés
- Une réaction d'oxydoréduction est une réaction chimique dans laquelle des électrons sont transférés entre deux réactifs qui y participent.
- Un oxydant est une espèce qui oxyde un autre atome, ion ou composé.
- Un réducteur est une espèce qui réduise un autre atome, ion ou composé.
- 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 une réaction d'oxydoréduction, le transfert d'électrons a lieu lorsque les réactifs gagnent ou perdent des électrons pour subir simultanément une réduction et une oxydation.
- Le nombre d'oxydation est un nombre attribué à un composé pour indiquer le nombre d'électrons perdus ou gagnés.
- Dans le processus de photosynthèse, les plantes absorbent l'énergie de la lumière solaire et l'utilisent pour transformer le dioxyde de carbone en sucres.
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Questions fréquemment posées en Réaction d’oxydoréduction
Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydoréduction ?
Une réaction d'oxydoréduction est une réaction chimique dans laquelle des électrons sont transférés entre deux réactifs qui y participent. Ce transfert d'électrons peut être identifié en observant les changements d'état d'oxydation des espèces qui réagissent.
Comment savoir qui est l'oxydant et le réducteur ?
Pour savoir qui est l'oxydant et le réducteur, vérifie les points suivants pendant la réaction:
Un oxydant :
- Diminution de l’état d'oxydation ;
- Gagnera plus d'électrons ;
- Perdre des composés électronégatifs, tels que l'oxygène.
Un réducteur :
- Augmentation de l’état d'oxydation ;
- Perdre des électrons ;
- Gagner des composés électronégatifs, tels que l'oxygène.
Comment écrire les équations d'oxydoréduction ?
Pour écrire les équations d'oxydoréduction :
- Identifie les demi-équations pour les réactions de réduction et d'oxydation ;
- Équilibre les masses pour chaque demi-équation séparément ;
- Équilibre des charges de part et d'autre de la demi-équation ;
- Équilibre des électrons ;
- Combine les demi-équations pour obtenir une équation d'oxydoréduction complète.
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