Réaction d'oxydo-réduction

Une réaction d'oxydo-réduction est un processus de transfert d'électrons d'une espèce à une autre. On appelle réducteur l'espèce qui cède les électrons et oxydant l'espèce qui les capte au cours de la réaction.

Exemples de réactions d'oxydo-réduction

L'oxydo-réduction constitue une grande famille de réactions, puisqu'elle intervient dans les combustions, certains dosages, dans la métallurgie, la corrosion des métaux, l'électrochimie ou la respiration cellulaire. Cette variété s'explique par la mobilité, la légèreté et l'omniprésence dans toutes les formes de la matière de l'électron. Ces réactions jouent également un rôle fondamental en biologie, dans la transformation de l'oxygène au sein du corps humain par exemple.

Définitions

Première définition

Suite à des expériences avec le mercure, Lavoisier met en évidence en 1772 le rôle du dioxygène dans certaines réactions d'oxydo-réduction. Il pose les premières définitions :
- L'oxydation signifie «combinaison avec l'oxygène». Par exemple : : 2 Hg + O2 → 2 HgO
- Une réduction est «l'extraction d'un métal de son oxyde», définition déjà utilisée en métallurgie. Par exemple : : SO2 → S + O2 Dans le langage courant, l'oxydation est la réaction chimique dans laquelle un composé se combine avec un ou plusieurs atomes d'oxygène. Comme par exemple l'oxydation du fer qui produit la rouille : : 4Fe + 3O2 → 2 Fe2O3. Ce n'est qu'au , après la découverte de l'électron (J.J. Thomson, 1897) et l'introduction du modèle atomique de Bohr (1913) que les réactions chimiques ont été réexaminées à la lumière de ces nouveaux modèles et que des similitudes observées permirent de dégager progressivement le concept actuel d'oxydo-réduction qui s'exprime en termes de transferts d'électrons.

Définitions plus modernes

Pour faciliter l'étude des réactions, on utilise un outil qui associe (parfois abstraitement) à chaque atome d'un composé un nombre d'oxydation (n.o.) qui symbolise la valeur de la charge portée. (Fe2+ a un nombre d'oxydation de 2.)
- Une oxydation est une perte d'électrons (donc une augmentation du n.o., les électrons étant chargés négativement). Par exemple : : Cu → Cu2+ + 2 e-
- Ce don d'électrons ne se produit que s'il existe un corps susceptible de les accepter.
- Le phénomène inverse (acceptation des électrons) est appelé la réduction.
- Une réduction est un gain d'électrons (donc une diminution du n.o., les électrons étant chargés négativement). Par exemple : : I2 + 2 e- → 2 I- Ainsi, les « combinaisons avec l'oxygène » ne sont qu'un cas particulier des réactions d'oxydo-réduction. Voici deux réactions avec le cuivre : : Cu + ½ O2 → CuO : Cu2+ + 2 Cl- → CuCl2 La première combine le cuivre et le dioxygène tandis que la seconde combine le cuivre et l'ion chlorure. L'ion chlorure et le dioxygène ont un point commun : ce sont des éléments plus électronégatifs que le cuivre. En fait, l'oxydation d'un corps s'accompagne toujours de la réduction d'un autre (les électrons ne peuvent pas se balader tout seuls et sont nécessairement captés), on parle d'une réaction d'oxydo-réduction. L'oxydation est une demi-réaction de l'oxydo-réduction, et la réduction est l'autre demi-réaction.

Vocabulaire

Prévision du sens d'une réaction d'oxydo-réduction en utilisant la règle du gamma Dans une oxydo-réduction,
- l'élément qui perd un ou des électron(s) est appelé réducteur,
- l'élément qui capte un ou des électron(s) est appelé oxydant. Le réducteur s'oxyde (réaction d'oxydation), l'oxydant se réduit (réaction de réduction). L'oxydo-réduction se compose donc de deux demi-réactions : une oxydation et une réduction.
- Oxydation réducteur(1) → oxydant(1) + ne-
- Réduction oxydant(2) + ne- → réducteur(2)
- Oxydo-réduction (« somme » de l'oxydation et de la réduction) oxydant(2) + réducteur(1) → oxydant(1) + réducteur(2) Exemple : : Ce4+ + e- → Ce3+ : Fe2+ → Fe3+ +e- : d'où la réaction bilan : : Ce4+ + Fe2+ → Ce3+ + Fe3+ Un réducteur oxydé est un oxydant, et un oxydant réduit est un réducteur. On définit ainsi le couple oxydant-réducteur (anciennement appelé « couple redox ») qui se compose de l'oxydant et du réducteur conjugué (l'oxydant réduit). On le note sous la forme : oxydant/réducteur. Note : certains composés chimiques peuvent se comporter aussi bien en oxydant qu'en réducteur. C'est notamment le cas de l'eau oxygénée, dont on dit qu'elle se dismute, et qui par conséquent ne peut être conservée longtemps : : H2O2 → 2H+ + O2 + 2e- (oxydation) : H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O (réduction) Soit au final : : 2H2O2 → 2H2O + O2 (oxydo-réduction) On a par exemple les couples oxydant-réducteur Cu2+/Cu et Zn2+/Zn, qui donnent la réaction en solution aqueuse : : Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) (oxydo-réduction) Cette réaction peut se décomposer en une réduction et une oxydation : : Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- (oxydation) : Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) (réduction) Les deux demi-réactions d'oxydation et de réduction peuvent réellement être séparées dans certains cas (c'est-à-dire qu'elles ne se produisent pas au même endroit), ce qui permet de générer un courant électrique (c'est ce qui se passe dans les piles électriques). Dans les autres cas, par exemple dans l'exemple donné, elles n'ont qu'un intérêt formel (les électrons libres n'existent pas dans l'eau).

Équilibre des équations de réaction

Lorsque l'on écrit les équations de réaction, il faut s'assurer que l'on a toujours le même nombre d'atomes de chaque type de chaque côté de la flèche ; on appelle ceci « l'équilibrage de l'équation ». On a parfois des réactions complexes qui nécessitent d'équilibrer les coefficients stoechiométriques des demi-équations. On peut aussi avoir à rajouter des molécules ou des ions en solution (en fonction du milieu) pour équilibrer. Par exemple pour la réaction entre le permanganate de potassium (couple MnO4-/Mn2+) et une solution de fer (couple Fe3+/Fe2+) : : Fe2+ → Fe3+ + e- : MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O : MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ → Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+ Équilibrer la réaction redox, c'est également combiner linéairement les demi-réactions (oxydation et réduction) de manière que le nombre d'électrons donnés soit exactement le nombre d'électrons acceptés : on dit que la réacton redox est un échange strict d'électrons (thermodynamiquement favorable). Par exemple : :Fe → Fe3+ + 3e- ; :O2 + 4 e- → 2 O2-2 Dans le cas présent, il s'agit donc de trouver le plus petit commun multiple de 3 et de 4 soit 12, de manière à avoir un bilan d'échange strict : il faut donc combiner 4 fois la première demi-réaction (le fer va fournir 12 électrons) avec 3 fois la seconde demi-réaction (le dioxygène va accepter 12 électrons), soit : :4 Fe + 3O2 → 4 Fe3+ + 6 O2- Ceci constitue l'échange d'électrons qui constitue le phénomène redox. Ensuite , il se produit une attraction électrostatique : les charges positives et les charges négatives s'attirent et se disposent de manière à former un cristal ionique neutre : :4 Fe3+ + 6 O2- → 2 Fe2O3 Attention, ceci n'est pas une réaction chimique à proprement parler, mais une simple réécriture correspondant à l'attraction statique dans le cristal ionique, appelé hématite!

Potentiel d'oxydo-réduction

Le caractère « oxydant » ou « réducteur » n'est pas absolu, mais relatif, dans le cadre d'une réaction chimique. Un élément réducteur dans une réaction peut être oxydant dans une autre. Mais il est possible de construire une échelle de force oxydante (ou, dans l'autre sens, de force réductrice) : c'est le potentiel d'oxydo-réduction, qui se mesure en volt. En outre, ce potentiel peut dépendre du contexte chimique et notamment du pH, et même du contexte physique : les effets de la lumière sont mis à profit aussi bien par la nature dans la photosynthèse, que par l'homme dans la photographie.

Quelques couples d'oxydant-réducteur

Tous les couples d'oxydant-réducteur s'écrivent sous la forme Ox/Red. : Ag+ / Ag : Al3+ / Al : Au3+ / Au :Br2 / Br- : CH3CHO / C2H5OH : Cl2 / Cl- : Cr2O72- / Cr3+ : Cu2+ / Cu : Fe3+ / Fe2+ : Fe2+ / Fe : H+ / H2 : Hg2+ / Hg : H2O2 / H2 : I2 / I- : Mg2+ / Mg : MnO4- / Mn2+ : Ni2+ / Ni : NO2- / NO : NO3- / NO2- : O2 / H2O : Pb2+ / Pb : S4O62- / S2O32- : Sn2+ / Sn : SO42- / SO2 : Zn2+ / Zn

Voir aussi

- Oxydation et réduction en chimie organique
- Électrochimie
- Combustion
- Combustible
- Comburant
- Corrosion
- Feu
- Coupellation

Bibliographie

- Henry Guerlac (1961) Lavoisier — the crucial year: The background and origin of his first experiments on combustion in 1772 ===