Sans réduction et oxydation, le monde ne fonctionnerait pas. Car dans toute réaction dans laquelle des électrons sont transportés, l'oxydation et la réduction se produisent inévitablement.
Ce sont des processus opposés : l'oxydation est la perte d'électrons et la réduction est l'acceptation d'électrons.
Mais qu'est-ce qu'une réduction ? Grâce à ce résumé de cours, tu sauras tout sur la réduction à temps pour que tu puisses les reconnaître.
- Ce résumé de cours porte sur la réduction.
- Tout d'abord, nous allons définir la réaction chimique d'oxydoréduction.
- Nous examinerons ensuite les réactions d'oxydation et de réduction.
- Nous présenterons un exemple sur la réduction.
- Ensuite, nous explorerons les conditions de réduction.
- Nous examinerons l'effet de l'électronégativité de l'espèce chimique sur la réduction.
- Nous verrons l'hydrogène comme donneur d'électrons et l'oxygène comme accepteur d'électrons.
- Nous allons parler de la réduction en chimie minérale et l'agent réducteur.
- Enfin, nous présenterons la réduction de Birch.
Oxydoréduction : Réaction chimique
Commençons par examiner la définition d'une réaction d'oxydoréduction.
Une réaction d'oxydoréduction implique le transfert d'électrons d'une espèce à une autre.
Dans une réaction d'oxydoréduction, l'état d'oxydation de deux espèces change, l'une étant réduite (diminuée) et l'autre étant oxydée (augmentée).
Réduction oxydation
Tu dois présenter que lors d'un transfert d'électrons, un partenaire de la réaction cède des électrons et un autre partenaire de la réaction prend ces électrons donnés. Cette acceptation d'électrons est appelée réduction. Comme un transfert d'électrons consiste en un don d'électrons et une acceptation d'électrons, cet échange d'électrons est également appelé réaction d'oxydoréduction, composée des mots réduction et oxydation.
C'est quoi une oxydation ?
L'oxydation est une réaction chimique dans laquelle la substance oxydante (donneur d'électrons) émet des électrons.
Une autre substance (oxydant) absorbe ces électrons (accepteur d'électrons). Cette dernière est réduite en acceptant des électrons.
Réduction : Chimie
Dans une réduction, l'un des réactifs gagne des électrons. Les réactifs peuvent être des atomes uniques ou des molécules entières. Une première condition préalable est, d'une part, qu'il y ait un autre partenaire de réaction qui soit prêt à donner des électrons.
En chimie, un ou plusieurs électrons sont gagnés pendant la réduction. Ils sont transférés d'un atome ou d'une molécule à l'autre.
Comme indiqué précédemment, les transferts d'électrons se composent toujours d'une oxydation et d'une réduction.
Tu peux illustrer cela par un exemple dans lequel le magnésium et le chlore réagissent l'un avec l'autre pour former du chlorure de magnésium :
$$ Mg \rightarrow Mg^{2+} + 2e^- $$
$$ Cl + 1e^- \rightarrow Cl^- $$
Les nombres d'oxydation sont à distinguer des charges ioniques. Alors que les charges ioniques ne peuvent être spécifiées que pour les ions et expriment la façon dont un atome présente plus ou moins d'électrons dans sa couche atomique par rapport à ses protons, les nombres d'oxydation sont utilisés pour les atomes qui sont impliqués dans des liaisons par paires d'électrons.
Électronégativité : Espèce chimique
Dans la liaison par paire d'électrons, les électrons sont partagés entre les partenaires de liaison, deux atomes tirant chacun sur les électrons. Selon l'atome qui tire le plus, plus précisément celui dont l'électronégativité est la plus élevée, les électrons sont tirés davantage du côté de l'atome le plus fort.
Afin de comprendre pourquoi les électrons sont alors acceptés, tu dois comprendre le concept d'électronégativité.
L'électronégativité est un nombre qui indique de quelle façon un atome attire les électrons ou de quelle façon un atome est prêt à perdre ou à gagner un électron.
Fig.1- Électronégativité dans le tableau périodique
Les atomes à forte électronégativité sont capables d'attirer les électrons des atomes à faible électronégativité. Au cours de l'acceptation des électrons, les atomes les plus électronégatifs sont réduits - leur nombre d'oxydation diminue.
Même si les électrons ne sont pas complètement retirés de l'atome le plus faible, celui-ci reçoit une charge partielle dite positive, également appelée charge partielle. Cette charge ne doit pas être assimilée à une charge ionique réelle, mais exprime simplement une répartition inégale de la charge. L'atome le plus fort reçoit une charge partielle négative, car les électrons ont tendance à se rapprocher de lui.
Pour caractériser ces charges partielles, on utilise les nombres d'oxydation, qui indiquent de quelle façon les électrons sont attirés vers l'atome par rapport à l'état normal.
Dans l'exemple de la molécule de méthanol, l'atome de carbone présente un nombre d'oxydation de \( -2 \) . Le carbone est plus électronégatif que l'hydrogène : on lui attribue formellement les trois électrons de liaison aux atomes d'hydrogène. Au même cours, un électron est retiré de l'atome de carbone par l'atome d'oxygène plus électronégatif.
Pendant la réduction, le nombre d'oxydation est réduit !
Réduction : Exemple
La réduction se produit toujours en même temps que l'oxydation : les deux réactions n'ont jamais lieu indépendamment l'une de l'autre et se produiront également ensemble.
L'oxydation et la réduction peuvent être résumées comme suit :
- Perte d'électrons = oxydation/augmentation du nombre d'oxydation : valeur plus positive.
- Don d'électrons = réduction/diminution du nombre d'oxydation : valeur plus négative.
Par exemple, si un clou en fer est placé dans une solution de sulfate de cuivre, une couche rouge-brune de cuivre métallique se forme sur le clou.
Cela se produit parce que les atomes de fer donnent des électrons aux ions de cuivre.
Le cuivre est réduit et le fer oxydé.
Dans cette définition générale, une réduction se produit toujours en parallèle avec une oxydation :
Oxydation : \( Fe \rightarrow Fe^{2+} + 2e^- \)
Réduction : \( Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu \)
Réaction d'oxydoréduction : \( Fe + Cu^{2+} \rightarrow Cu + Fe^{2+} \)
Le fer \( Fe \) agit ici comme un agent réducteur, qui dans ce contexte est lui-même oxydé lors de la réaction d'oxydoréduction. Agent réducteur, car il réduit le partenaire réactionnel, les ions cuivre \( Cu^{2+} \) , et n'est pas réduit lui-même !
Pour réduire les ions de cuivre, le fer doit lui-même céder des électrons, c'est-à-dire qu'il doit être oxydé.
Conditions de réduction
Mais quelle est la "force motrice" de la réduction ? Pourquoi certains éléments peuvent-ils être réduits et pourquoi certains éléments peuvent-ils être réduits mieux que d'autres ?
La force motrice de la réduction
Le moteur de chaque atome est l'accomplissement de la règle de l'octet. La règle de l'octet stipule que chaque atome s'efforce d'atteindre un état stable. Cet état stable peut être atteint par un atome en présentant huit électrons extérieurs. Cependant, comme très peu d'atomes présentent naturellement huit électrons externes, les atomes peuvent céder, prendre ou partager des électrons lorsqu'ils forment une molécule.
Le chlore est un exemple de réduction.
Le chlore présente sept électrons externes. Tu peux le dire par le fait que dans le septième groupe principal se trouvent des tableaux périodiques. Pour obéir à la règle de l'octet, le chlore doit gagner un électron supplémentaire.
Le chlore doit donc être réduit. Cela se fait alors, par exemple, à l'aide du sodium, qui ne présente qu'un électron extérieur et qui voudrait le perdre pour atteindre la configuration de gaz noble.
Dans cet état, la règle de l'octet est également respectée pour le sodium.
Si tu souhaites approfondir tes connaissances sur les électrons externes et la structure atomique, présente-toi à l'objet sur la Composition d'un atome.
Réduction : chimie minérale
Il existe différentes conditions de réduction pour les métaux et les non-métaux. Dans le cas des métaux (par exemple le magnésium \( Mg \) et le calcium \( Ca \) ), à l'état élémentaire dans lequel le nombre de protons est égal au nombre d'électrons, ils ne peuvent pas accepter d'autres électrons. Cela n'est possible que sous forme oxydée ou cationique.
Les non-métaux tels que le chlore et l'iode, par contre, peuvent être réduits davantage à l'état élémentaire. Cependant, sous la forme déjà réduite, aucune réduction supplémentaire n'est possible.
Dans l'exemple de la réaction du magnésium avec le chlore, le magnésium représente le métal et le chlore le non-métal. Le chlore est réduit et doit donc être présent sous forme élémentaire. Les ions chlorure, c'est-à-dire \( Cl^- \) , ne peuvent plus accepter d'électrons et ne peuvent donc pas réagir avec le magnésium.
| Peut-être réduit ? | métal | non-métal |
| forme élémentaire | Non | Oui |
| Forme ionique | Oui | Non |
Agent réducteur
Certaines substances peuvent être réduites mieux que d'autres. À l'aide d'un tableau contenant certaines valeurs de tension, également connu sous le nom de série rédox, qui a été déterminé expérimentalement, on peut lire la façon dont une particule est capable d'accepter des électrons. Ces valeurs représentent la représentation de l'électronégativité déjà mentionnée.
La règle est que plus les valeurs de tension sont élevées/positives, plus la capacité à être réduit (à prendre des électrons) est élevée, c'est-à-dire plus la capacité de réduction est élevée.
En même temps, plus la capacité à être oxydé (à donner des électrons) est faible, donc plus la capacité d'oxydation est faible.
On peut également dire que l'élément/atome qui émet des électrons, c'est-à-dire qui est oxydé, représente l'agent réducteur. Inversement, l'élément réduit est appelé l'agent oxydant.
Cela signifie que les agents réducteurs sont l'opposé des agents dits oxydants.
Les agents oxydants sont des substances qui peuvent accepter des électrons, tandis que les agents réducteurs sont des substances qui donnent des électrons.
Par conséquent, les agents oxydants sont également appelés accepteurs d'électrons et les agents réducteurs sont également appelés donneurs d'électrons. Contrairement aux agents réducteurs, les agents oxydants (c'est-à-dire d'autres substances) s'oxydent eux-mêmes et sont réduits au cours du processus.
Si l'on se réfère à l'exemple ci-dessus du magnésium réagissant avec le chlore, le magnésium présente un potentiel inférieur à celui du chlore et son pouvoir réducteur ou sa capacité à retenir les électrons est plus faible.
Il fait donc don de ses électrons au chlore, qui présente un pouvoir réducteur plus élevé.
L'hydrogène comme donneur d'électrons
Dans certaines réactions de la chimie organique, comme les réactions d'addition, l'hydrogène ou le cation d'hydrogène se lie à un atome de carbone ou d'oxygène.
L'hydrogène ayant une électronégativité inférieure à celle du carbone et de l'oxygène, les électrons partagés sont plus fortement attirés du côté du carbone et de l'oxygène respectivement. Le nombre d'oxydation du carbone/oxygène augmente sauf si un autre atome plus faible que le carbone a été remplacé, sinon le nombre d'oxydation reste le même ou si l'atome d'hydrogène est nouvellement ajouté.
Fig.1- réaction entre l'hydrogène et le fluor
| oxygène | soufre | carbone | hydrogène | fluor |
| électronégativité | \( 3,44 \) | \( 2,58 \) | \( 2,55 \) | \( 2,2 \) | \( 3,8 \) |
À cet égard, on peut s'attendre à une augmentation du nombre d'oxydation de l'atome attaqué lorsque l'hydrogène est ajouté à l'oxygène, au carbone, au fluor et au soufre.
Cependant, on ne peut pas dire que l'atome attaqué est réduit de manière générale.
L'oxygène comme accepteur d'électrons
L'oxygène, contrairement à l'hydrogène, présente une électronégativité nettement supérieure.
Par exemple, si l'oxygène élémentaire se lie à un atome de carbone ou à un atome de soufre, ce n'est pas l'atome attaqué qui est réduit, mais l'atome d'oxygène (voir tableau ci-dessus).
Dans l'oxygène élémentaire, l'oxygène présente formellement un nombre d'oxydation de \( ±0 \) , puisque le partenaire avec lequel les électrons sont partagés (liaison covalente) est également de l'oxygène et tire donc les électrons avec la même force.
Toutefois, si l'atome d'oxygène se lie à un atome de carbone, il peut subir une modification du nombre d'oxydation de deux unités dans le cas d'une double liaison, par exemple.
Mais le fait que l'oxygène soit réduit de manière générale peut être constaté, comme pour l'hydrogène, donc ne pas dire. Il faut toujours comparer le nombre d'oxydation de l'atome d'oxygène dans la liaison précédente et dans la nouvelle liaison.
Cependant, cela se produit dans la plupart des cas et doit donc être gardé à l'esprit, en particulier dans les tâches où tu dois expliquer pourquoi une réaction est une réaction rédox, on doit être capable de montrer quel atome a été réduit.
Il convient de prêter attention au fait qu'un atome d'oxygène présente maintenant des partenaires plus faibles ou qu'un atome de carbone présente maintenant plus d'atomes d'hydrogène, pour se référer à la section précédente.
Réduction de Birch
La réduction de Birch convertit les systèmes aromatiques en systèmes non aromatiques à l'aide de métaux alcalins.
Le mécanisme de réduction de Birch commence par le transfert d'un électron unique à un noyau aromatique, formant initialement un anion radical. Les anions radicaux sont simplement des atomes qui présentent un électron de valence non lié.
Ce matériau est protoné au groupe cyclohexadiényle par l'éthanol comme donneur de proton, devenant ainsi un radical allyle. Ce radical allyle subit un autre transfert d'électron unique pour former l'anion cyclohexadiényle, qui est ensuite protoné par un autre alcool. De manière surprenante, seul le 1,4-cyclohexadiène est formé après la protonation finale et non le 1,3-cyclohexadiène, thermodynamiquement plus stable.
Réduction - Points clés
- Une réaction d'oxydoréduction implique le transfert d'électrons d'une espèce à une autre.
- La réactiond'oxydoréduction est une réaction chimique où l'état d'oxydation de deux espèceschimiques change.
- La réduction est l'acceptation d'électrons par un atome.
- La réduction entraîne une diminution du nombre d'oxydation. Il n'y a pas de réduction sans oxydation.
- La réduction se fait par l'électronégativité d'un atome/élément. Les atomes les plus électronégatifs sont réduits - leur nombre d'oxydation diminue.
- En chimie minérale, seuls les métaux ioniques et les non-métaux élémentaires peuvent être réduits.
- L'addition d'hydrogène entraîne toujours une réduction avec le carbone/oxygène/soufre.
- La réaction de Birch convertit les systèmes aromatiques en systèmes non aromatiques à l'aide de métaux alcalins.
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