Réactions d’oxydo-réduction

Les réactions d'oxydo-réduction

Une réaction d'oxydo-réduction est une transformation chimique qui met en jeu des transferts d'électrons entre un oxydant et un réducteur.

Définitions des espèces chimiques

Un oxydant, noté $\mathrm{Ox}$, est une entité capable de capter un ou plusieurs électrons $\rm e^-$. Un réducteur, noté $\rm Red$, est une entité capable de céder un ou plusieurs électrons $\rm e^-$.

Un oxydant et un réducteur sont dits conjugués et forment un couple Oxydant/Réducteur et sont reliés par une demi-équation électronique :

$$\mathrm{Ox} + n \rm~e^- \Leftrightarrow Red$$

avec $n$ nombre d'électrons échangés.

Types de réactions

Le passage de l'oxydant à son réducteur conjugué est une réduction :

$$\mathrm{Ox} + n \rm~e^- \Rightarrow Red$$

Le passage du réducteur à son oxydant conjugué est une oxydation :

$$\rm Red \Rightarrow Ox + n \rm~e^-$$

Équilibrage d'une demi-équation électronique

Pour équilibrer une demi-équation électronique, il faut suivre plusieurs étapes :

1. Écrire les espèces conjuguées de part et d'autre de la double flèche et s'assurer de la conservation des éléments autres que $\rm H$ et $\rm O$.
2. Assurer la conservation de l'élément $\rm O$ en ajoutant des molécules d'eau $\rm H_2O$.
3. Assurer la conservation de l'élément $\rm H$ en ajoutant des ions hydrogène $\rm H^+$.
4. Assurer la conservation de la charge électrique en ajoutant des électrons $\rm e^-$.

Réaction d'oxydo-réduction complète

Une réaction d'oxydo-réduction est une réaction dont les réactifs sont un oxydant et un réducteur de deux couples oxydant/réducteur différents.

Méthode pour écrire une équation d'oxydo-réduction

1. Déterminer les $2$ couples oxydant/réducteur mis en jeu.
2. Écrire les demi-équations électroniques dans le sens de la réaction.
3. Appliquer un coefficient multiplicateur pour obtenir le même nombre d'électrons dans les deux demi-équations électroniques.
4. Additionner les deux demi-équations électroniques.

EN RÉSUMÉ

Objectif

Comprendre ce qu'est une réaction d'oxydo-réduction, savoir identifier oxydant et réducteur, et équilibrer les équations.

Pourquoi c'est important ?

• Essentiel pour comprendre les réactions dans les piles, batteries, électrolyses.
• Permet d'analyser les transformations chimiques en chimie minérale, organique et biochimie.
• Utilisé dans l'industrie (corrosion, galvanoplastie, traitement des métaux).

Petit rappel

• Une réaction d'oxydo-réduction (ou redox) est un échange d'électrons entre deux espèces chimiques.
• Elle se compose de deux demi-équations :
  • Oxydation : perte d'électrons ($\mathrm{e^-}$)
  • Réduction : gain d'électrons
• Oxydant : espèce qui capte des électrons (se réduit)
• Réducteur : espèce qui cède des électrons (s'oxyde)

🪜 Les étapes pour assurer

1. Identifier oxydant et réducteur

• Oxydant : forme oxydée d'un couple rédox, capte $\mathrm{e^-}$
• Réducteur : forme réduite d'un couple rédox, cède $\mathrm{e^-}$
• Couple rédox : Ox/Red

Exemple 

$\mathrm{Cu^{2+}/Cu}$

2. Équilibrer une équation

Méthode en 5 étapes

Étape 1 : Écrire les deux demi-équations (oxydation et réduction).

Étape 2 : Équilibrer les atomes autres que H et O.

Étape 3 : Équilibrer les O avec $\mathrm{H_2O}$.

Étape 4 : Équilibrer les H avec $\mathrm{H^+}$.

Étape 5 : Équilibrer les charges avec des électrons $\mathrm{e^-}$.

Exemple 

Réaction entre Zn et Cu²⁺

1. Oxydation

$$\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}$$

2. Réduction

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

3. Addition

$$\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}$$

3. Milieu basique

Après équilibrage en milieu acide, ajouter $\mathrm{OH^-}$ de part et d'autre pour neutraliser les $\mathrm{H^+}$ et former $\mathrm{H_2O}$.

❌ On évite absolument

• Mélanger les demi-équations sans équilibrer les électrons.
• Oublier les molécules d'eau ou d'ions $\mathrm{OH^-/H^+}$ selon le milieu
• Adapter la méthode au milieu (acide ou basique).

✅ On valide

• Toujours équilibrer les atomes puis les charges.
• Vérifier que le nombre d'électrons perdus = nombre d'électrons gagnés.
• Adapter la méthode au milieu (acide ou basique).

Le petit + à retenir

 

Objectif

Comprendre la définition d'un acide et d'une base, reconnaître une réaction acido-basique, et savoir l'écrire et l'équilibrer.

Pourquoi c'est important ?

• Les réactions acido-basiques interviennent partout : chimie en solution, biochimie, industrie, environnement.
• Comprendre ces réactions permet de prédire le sens des équilibres et de calculer le pH.
• Indispensable pour les dosages acide-base.

Petit rappel

• Selon Brønsted-Lowry :
  • Acide = espèce chimique capable de donner un proton ($\mathrm{H^+}$)
  • Base = espèce chimique capable de recevoir un proton ($\mathrm{H^+}$)
• Une réaction acido-basique met en jeu un transfert de proton entre deux couples acide/base.

🪜 Les étapes pour assurer

1. Couple acide / base

• Notation : acide / base
• Exemples :
  • $\mathrm{H_3O^+/H_2O}$
  • $\mathrm{CH_3COOH/CH_3COO^-}$

2. Exemple de réaction acido-basique

Réaction :

$$\mathrm{CH_3COOH + OH^- \longrightarrow CH_3COO^- + H_2O}$$

L'acide $\mathrm{CH_3COOH}$ cède un proton à la base $\mathrm{OH^-}$

On forme la base conjuguée $\mathrm{CH_3COO^-}$ et l'acide conjugué $\mathrm{H_2O}$

3. Force des acides et des bases

• Un acide fort se dissocie totalement en solution aqueuse (ex : $\mathrm{HCl}$)
• Un acide faible ne se dissocie que partiellement (ex : $\mathrm{CH_3COOH}$)
• Idem pour les bases (fortes : $\mathrm{NaOH}$, faibles : $\mathrm{NH_3}$)

4. pH et relation avec [$\mathrm{H_3O^+}$]

Pour une solution aqueuse :

$$\mathrm{pH} = -\log_{10}[\mathrm{H_3O^+}]$$

À 25°C :

• Acide : pH < 7
• Neutre : pH = 7
• Basique : pH > 7

5. Constante d'acidité ($K_a$) et $pK_a$

Pour un acide faible $\mathrm{HA}$ :

$$K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$$

$$pK_a = -\log_{10}(K_a)$$

Plus $pK_a$ est petit plus l'acide est fort.

❌ On évite absolument

• Confondre acide et base conjugués.
• Mélanger les définitions de Brønsted et celles de Lewis (concept différent).
• Oublier que l'eau peut jouer le rôle d'acide ou de base (amphotère).

✅ On valide

• Identifier les deux couples acide/base impliqués.
• Vérifier que le transfert de proton est équilibré.
• Utiliser le $pK_a$ pour comparer les forces relatives

Le petit + à retenir