XIII RÉACTIONS REDOX
XIII.1 INTRODUCTION
Les phénomènes d’oxydation et de réduction jouent un rôle fondamental tant chez les êtres vivants que dans les
opérations industrielles. La respiration, la préparation des métaux et des alliages, les décolorations, les désinfections
ont pour origine des réactions d’oxydation et de réduction. Ces phénomènes ce passent constamment dans la nature
Les réactions entre les acides et les bases impliquent le transfert de protons d’une molécule ou d’un ion à un autre;
alors que les réactions d’oxydo - réductions impliquent elles le transfert d’électrons.
XIII.2 TRANSFERT D’ ÉLECTRONS
Dans la réaction entre le magnésium et le chlore, le résultat global est celui d’un transfert d’électrons des atomes de
magnésium aux atomes de chlore.
Les atomes de Mg perdent des électrons (pour former des ions Mg2+) et les atomes de Cl gagnent des électrons
(pour former des ions Cl-)
XIII.3 OXYDATION ET RÉDUCTION
A l’origine on appelait oxydation entre un corps et l’oxygène.
La définition de ce terme c’est élargie à toute réaction qui implique une perte d’électrons.
Une oxydation est une perte d’électrons
De même que la réduction signifiait anciennement une réduction de la teneur en oxygène. La définition moderne est:
Une réduction est un gain d’électrons
XIII.4 RÉACTION « REDOX »
Une oxydation (perte d’électrons) doit être accompagnée d’une réduction (gain d’électrons) car un corps ne peut
perdre des électrons dans une réaction chimique que si un autre les gagne.
C’est pourquoi toute réaction dans laquelle un corps est oxydé implique la réduction d’un autre corps.
L’oxydation est une perte d’électrons
La réduction est un gain d’électrons
Le donneur d’électrons est le réducteur
L’accepteur d’électrons est l’oxydant
L’oxydant est le corps qui produit une oxydation (lui même se réduit)
Le réducteur est le corps qui produit une réduction (lui même s’oxyde)
Exemples:
Fe2O3 + 3 CO ® 2 Fe + 3 CO2
oxydant réducteur réduit oxydé
Zn + 2 HCl ® ZnCL2 + H2
oxydant réducteur oxydé réduit
En principe n’importe quel corps peut accepter ou donner des électrons qu’il le fasse ou non dépend de l’autre
corps qui participe à la réaction.
Exemples:
N2 + 3 H2 Û 2 NH3
l’azote se réduit en ammoniac
N2 + 5/2 O2 Û N2O5
l’azote peut également s’oxyder en oxydes d’azote (dans ce cas hémipentoxyde d’azote)
On peut classer les corps par ordre de pouvoir oxydant (séries électrochimique) selon le tableau ci-dessous:Réduit
Oxydant Û Réducteur
Oxydé
On utilise cette tabelle pour prévoir le résultat des réactions redox
XIII.5 NOMBRES D’OXYDATIONS
Les chimistes ont attribué à n’importe quel atomes de n’importe quelle espèces de composés un nombre de charge
effectif appelé nombre d’oxydation ( N.O ) Il exprime l’état d’oxydation de l’atome, c’est à dire le nombres de
charges gagnées ou perdues.
Le nombre d’oxydation a été défini da telle sorte qu’une augmentation de sa valeur correspond à une oxydation
et une diminution à une réduction.
Règles d’attribution des nombres d’oxydation (à utiliser dans l’ordre)
1. La somme des nombres d’oxydation (N.O) de tous les atomes de la molécule ou de l’ions est égale à sa charge
totale.
2. Les atomes à l’état fondamental ont : N.O = 0
3. Pour les éléments du groupe I N.O = + 1
groupe II N.O = + 2
groupe III (sauf bore ) N.O = + 3 pour M3+
groupe IV N.O = + 4 pour M4+
(sauf carbone et silicium ) N.O = + 2 pour M2+
4. Pour l’hydrogène N.O = + 1 si lié avec non métaux
N.O = - 1 si lié avec métaux (hydrure)
5. Pour le fluor N.O = - 1 si dans tous les composés
6. Pour l’oxygène N.O = -1 dans les peroxydes
N.O = -2 dans les autres cas
Exemples:
N.O du soufre dans SO2
règle 6 : chaque oxygène , N.O = -2
règle 1 : somme des N.O = 0
2 * (-2 ) + X = 0
X = 4 N.O (S ) = 4
N.O du soufre dans SO4- -
règle 1 : somme des N.O = -2
règle 6 : chaque oxygène = -2
4 * (-2) + X = -2
-8 + X = -2
X = 6 N .O ( S ) = 6