Couple Oxydant-Réducteur et équation d’oxydo-réduction

Sommaire

Introduction
Couples oxydant/réducteur simples
Les autres couples
Équations en milieu basique
Réaction d’oxydo-réduction
Exercices

Introduction

L’oxydo-réduction correspond à une réaction chimique particulière (voir le chapitre sur les équations chimiques).
Ces réactions mettent en jeu des couples oxydant-réducteur

L’application principale de l’oxydo-réducteur est la création d’une pile Daniell (du nom de son inventeur John Daniell) que nous étudierons dans un chapitre spécifique.

Couples oxydant/réducteur

Un couple oxydant/réducteur est, comme son nom l’indique, constitué de deux espèces chimiques, un oxydant et… un réducteur.
Mais qu’est-ce-qu’un oxydant et un réducteur ? Ce sont deux espèces chimiques qui vont se transformer l’une en l’autre en s’échangeant des électrons (on va préciser cela juste après).

Les deux définitions à retenir impérativement (car on les demande souvent en contrôle et au bac en question de cours) sont :

—
Un oxydant est une espèce chimique susceptible de capter un ou plusieurs électrons.
—

—
Un réducteur est une espèce chimique susceptible de céder un ou plusieurs électrons
—

Tu auras peut-être remarqué que cela ressemble fortement à la définition d’un acide et d’une base sauf qu’ici il s’agit d’électrons alors qu’il s’agit de protons pour les acides/bases.

Voyons maintenant un exemple cela va te paraître encore plus clair :
Le couple Ag⁺/Ag est un couple oxydant/réducteur : Ag⁺ est l’oxydant tandis que Ag est le réducteur.

On peut déjà faire quelques remarques : un couple se note avec un / entre les deux espèces, l’oxydant est toujours à gauche et le réducteur est toujours à droite !

Autres exemples de couple : Zn²⁺/Zn, Fe²⁺/Fe, Cl₂/Cl^–, MnO₄^–/Mn²⁺

Tous ces couples sont reliés par une équation chimique, nous allons donc voir comment trouver cette équation.
Il y a deux cas : les cas simples… et les moins simples

Ce qu’on appelle les cas simples c’est quand l’oxydant et le réducteur sont les mêmes atomes (ou molécules) et ne diffèrent que par leur nombre ou leur charge.
Exemple : Ag⁺/Ag, Zn²⁺/Zn, Fe²⁺/Fe, Cl₂/Cl^–.

En revanche les exemples suivants ne sont pas des cas simples : MnO₄^–/Mn²⁺, PbO₂/Pb²⁺, Cr₂O₇^2-/Cr³⁺ (il y a généralement des O en plus à gauche qu’il n’y a pas à droite).

Pour les cas simples le principe est le suivant :

—
Oxydant + des électrons → Réducteur
Attention cette formule n’est valable que pour les cas simples !!
—

Les électrons se notent e- (2e-, 3e-, 4e- etc…).
Dans la formule il y a marqué des électrons mais on peut n’en rajouter qu’un seul.

Prenons comme exemple Ag⁺/Ag. D’après le principe :
Ag⁺ + des électrons → Ag

On équilibre d’abord les atomes (ici c’est bon puisqu’il y a un atome d’argent de chaque côté) puis les charges : il y a une charge « + » à gauche et pas de charge à droite : pour équilibrer il faut rajouter un « – » à gauche, donc un électron, ce qui donne :
Ag⁺ + e- → Ag

Et voilà c’est fini

Autre exemple : Zn²⁺/Zn :
Zn²⁺ + des électrons → Zn : les atomes sont équilibrés mais pas la charge : il faut rajouter deux électrons à gauche :
Zn²⁺ + 2e- → Zn

Encore un exemple : Cl₂/Cl^–
Cl₂ + des électrons → Cl^– : il y a 2 atomes de Cl à gauche mais un seul à droite, donc :
Cl₂ + des électrons → 2 Cl^– : pour équilibrer les charges il faut rajouter deux électrons à gauche :
Cl₂ + 2e- → 2 Cl^–

Dans ces exemples nous avons mis le détail qui permet d’arriver à l’équation finale mais sur ta copie tu mettras directement la bonne équation.
Si par exemple on te demande l’équation du couple Zn²⁺/Zn, tu écriras directement :
Zn²⁺ + 2e- → Zn.

Petite remarque avant de passer aux cas plus complexes : on a vu que l’équation s’écrivait oxydant + électrons → réducteur.
Mais on peut très bien écrire l’équation dans l’autre sens : réducteur → oxydant + électrons.
Ce sera l’énoncé qui te dira dans quel sens écrire l’équation. En revanche, ce que tu dois savoir, c’est qu’une des deux équations correspond à une oxydation, tandis que l’autre correspond à une réduction.
Pour savoir laquelle est laquelle c’est très simple: tu regardes quelle espèce chimique est à droite de l’équation (c’est-à-dire en produit).

—
Si l’oxydant est à droite c’est une oxydation.
Si le réducteur est à droite c’est une réduction.
—

Ceci est assez logique car si l’oxydant est à droite, cela signifie que le réducteur est transformé en oxydant, donc oxydation (le réducteur est oxydé).
A l’inverse si le réducteur est à droite, cela veut dire que l’oxydant est transformé en réducteur, donc réduction (l’oxydant est réduit).

Exemples :
Zn²⁺ + 2e- → Zn : à droite c’est Zn, qui est le réducteur, donc c’est une réduction.
2 Cl^– → Cl₂ + 2e- : à droite c’est Cl₂ qui est l’oxydant : c’est une oxydation.

Les autres couples

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Passons maintenant aux choses sérieuses, à savoir les couples compliqués (enfin un tout petit peu plus compliqués )

Reprenons les exemples vus plus haut : MnO₄^–/Mn²⁺, PbO₂/Pb²⁺, Cr₂O₇^2-/Cr³⁺ (il y a généralement des O en plus à gauche qu’il n’y a pas à droite mais ce n’est pas une généralité).

Le principe va être le suivant :

—
Oxydant + des H⁺ + des électrons → Réducteur + des H₂O
—

Pour équilibrer la réaction on utilise le procédé suivant :
1) on équilibre d’abord l’oxydant et le réducteur (en sa basant sur les atomes autres que l’oxygène)
2) on équilibre les O avec H₂O
3) on équilibre les H avec H⁺
4) on équilibre les charges avec les électrons

Il faut toujours équilibrer l’équation en suivant cet ordre !!

Exemple : MnO₄^–/Mn²⁺
MnO₄^– + H⁺ + e- → Mn²⁺ + H₂O
On équilibre d’abord oxydant et réducteur sans prendre en compte le O : ici il s’agit d’équilibrer les Mn : c’est bon (1 de chaque côté).
On équilibre ensuite les O : il y a en a 4 à gauche donc il en faut 4 à droite :
MnO₄^– + H⁺ + e- → Mn²⁺ + 4H₂O
On équilibre ensuite les H : 8 à droite donc il en faut 8 à gauche :
MnO₄^– + 8H⁺ + e- → Mn²⁺ + 4H₂O
On équilibre enfin les charges : 7+ à gauche (8 – 1) et 2+ à droite, donc il faut 5 « – » à gauche, donc 5 électrons :
MnO₄^– + 8H⁺ + 5e- → Mn²⁺ + 4H₂O

Et voilà tout est équilibré (on peut le vérifier une fois l’équation terminée)

A noter que cet exemple est extrêmement classique et qu’il est presque à connaître par cœur

Deuxième exemple : Cr₂O₇^2-/Cr³⁺ :
Cr₂O₇^2- + H⁺ + e- → Cr³⁺ + H₂O
Cr₂O₇^2- + H⁺ + e- → 2Cr³⁺ + H₂O (équilibre des Cr)
Cr₂O₇^2- + H⁺ + e- → 2Cr³⁺ + 7H₂O (équilibre des O)
Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + e- → 2Cr³⁺ + 7H₂O (équilibre des H)
Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e- → 2Cr³⁺ + 7H₂O (équilibre des charges)

Et un dernier exemple pour la route, PbO₂/Pb²⁺ :
PbO₂ + H⁺ + e- → Pb²⁺ + H₂O (équilibre des Pb)
PbO₂ + H⁺ + e- → Pb²⁺ + 2H₂O (équilibre des O)
PbO₂ + 4H⁺ + e- → Pb²⁺ + 2H₂O (équilibre des H)
PbO₂ + 4H⁺ + 2e- → Pb²⁺ + 2H₂O (équilibre des charges)

Avec le temps cela te semblera très simple !

Terminons cette partie par un couple particulier qu’il vaut mieux connaître.
Il s’agit de S₄O₆^2-/S₂O₃^2-
Il y a 2 fois plus de S dans l’oxydant, et 2 fois plus de O également : les atomes sont « proportionnels » !

Ce couple ne fait pas partie des couples compliqués que l’on vient de voir mais des cas simples. L’équation s’écrit en effet :
S₄O₆^2- + 2e- → 2S₂O₃^2-

En mettant le 2 à droite pour équilibre les S, on a en même temps équilibré les O, donc pas besoin de H⁺ ou de H₂O. Retiens bien ce cas particulier car il revient souvent !

Équations en milieu basique

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Ce que l’on a vu juste avant est vrai en milieu acide. Tout simplement parce que l’on a rajouté des ions H⁺, qui sont en fait la même chose que les ions H₃O⁺, caractéristiques des milieux acides !
Les milieux basiques sont en revanche caractérisés par les ions HO^–.

Ainsi, si dans l’énoncé il est précisé « en milieu basique », il va falloir faire apparaître les ions HO^– et faire disparaître les ions H⁺.
Pour ce faire il existe une méthode très simple :

1) on écrit l’équation avec les H⁺ comme ci-dessus
2) on ajoute autant de HO^– à gauche et à droite qu’il y a de H⁺ (s’il y a 4 H⁺, tu ajoutes 4 HO^– à gauche et à droite, s’il y a 7 H⁺ tu ajoutes 7 HO^– à gauche et à droite etc…)
3) on remplace les H⁺ et les HO^– de gauche par des H₂O.
En effet, H⁺ + HO^– = H₂O.
Donc tu remplaceras 4H⁺ + 4HO^– par 4H₂O, 6H⁺ + 6HO^– par 6H₂O etc…
4) on simplifie les H₂O de gauche et de droite

Voyons tout de suite un exemple : on avait trouvé plus haut l’équation suivante :
MnO₄^– + 8H⁺ + 5e- → Mn²⁺ + 4H₂O
Comme il y a 8H⁺, on va rajouter 8 HO^– à gauche et à droite (en mettant les HO^– à côté des H⁺) :
MnO₄^– + 8H⁺ + 8HO^– + 5e- → Mn²⁺ + 4H₂O + 8HO^–
On transforme les 8H⁺ + 8HO^– en 8H₂O :
MnO₄^– + 8H₂O + 5e- → Mn²⁺ + 4H₂O + 8HO^–
Comme il y a 8H₂O à gauche et 4 à droite, cela revient à en avoir 4 à gauche :
MnO₄^– + 4H₂O + 5e- → Mn²⁺ + 8HO^–

Tu peux vérifier que l’équation est bien équilibrée !

Autre exemple :
Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e- → 2Cr³⁺ + 7H₂O
Comme il y a 14H⁺, on va rajouter 14 HO^– à gauche et à droite :
Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 14HO^– + 6e- → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 14HO^–
On transforme les 14H⁺ + 14HO^– en 14H₂O :
Cr₂O₇^2- + 14H₂O + 6e- → 2Cr³⁺ + 7H₂O + 14HO^–
On simplifie les 14H₂O avec les 7H₂O de droite :
Cr₂O₇^2- + 7H₂O + 6e- → 2Cr³⁺ + 14HO^–

A force de t’entraîner cela te paraîtra très facile

Réaction d’oxydo-réduction

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Toutes les équations que l’on a vues ci-dessus concernent l’oxydant et le réducteur d’un couple. On a vu également qu’il s’agissait soit d’une oxydation, soit d’une réduction (suivant ce qu’il y avait dans les produits : si le réducteur est dans les produits c’est une réduction, si l’oxydant est dans les produits c’est une oxydation).

Toutes ces équations (où les électrons apparaissent) sont en réalité des demi-équations.
Pourquoi demi-équations ? Tout simplement parce qu’avec deux demi-équations on va pouvoir faire une équation (cela paraît plutôt logique )

Le principe est simple :
1) on prend deux demi-équations d’oxydo-réduction mais l’une sous forme d’oxydation et l’autre sous forme de réduction.
2) on multiplie éventuellement les équations pour avoir le même nombre d’électrons dans chaque équation
3) on combine les deux équations en une seule en mettant les réactifs ensemble et les produits ensemble (les électrons n’apparaissent pas dans l’équation finale car il y en a autant dans les réactifs et les produits d’après la deuxième étape).

Exemple :
Ag⁺/Ag et Fe²⁺/Fe

1ère étape : on écrit les dems-équations (par exemple Ag sous forme d’oxydation et Fe en réduction) :
Ag → Ag⁺ + e-
Fe²⁺ + 2e- → Fe

2ème étape : dans la première équation il n’y a qu’un seul électron alors que dans la deuxième il y en a deux : il faut donc multiplier la première équation par 2 pour avoir le même nombre d’électrons.

—
ATTENTION !!! Quand on multiplie une équation il faut multiplier les réactifs ET les produits
—

2Ag → 2Ag⁺ + 2e-
Fe²⁺ + 2e- → Fe

Maintenant il y a bien deux électrons dans chaque équation.

—
A noter que les électrons doivent être dans les réactifs dans une équation et dans les produits dans l’autre équation !
—

3ème étape : on combine les deux équations en une seule (sans noter les électrons) :
2Ag + Fe²⁺ → 2Ag⁺ + Fe

Evidemment on vérifie qu’à la fin l’équation est bien équilibrée au niveau des atomes et des charges, ce qui est le cas ici.

Petite remarque : ce sera le contexte de l’énoncé qui te dira quelle équation est sous forme d’oxydation et laquelle est sous forme de réduction (il y aura des précisions dans le chapitre sur les piles Daniell).

Autre exemple : Zn²⁺/Zn et MnO₄^–/Mn²⁺
1ère étape :
Zn → Zn²⁺ + 2e-
MnO₄^– + 8H⁺ + 5e- → Mn²⁺ + 4 H₂O

2ème étape : il faut multiplier la première équation par 5 et la deuxième par 2 :
5Zn → 5Zn²⁺ + 10e-
2MnO₄^– + 16H⁺ + 10e- → 2Mn²⁺ + 8 H₂O

3ème étape :
5Zn + 2MnO₄^– + 16H⁺ → 5Zn²⁺ + 2Mn²⁺ + 8 H₂O

Il faut bien penser, à la 2ème étape, à bien multiplier à gauche ET à droite, très souvent les élèves se trompent à ce niveau-là en oubliant de multiplier un côté…

Un dernier exemple, qui montre que la deuxième étape n’est pas systématique (ce qui arrive s’il y a déjà le même nombre d’électrons dans les deux demi-équations) :
Zn²⁺/Zn et Cu²⁺/Cu (exemple que l’on rencontre assez souvent dans les piles Daniell)

1ère étape :
Zn²⁺ + 2e- → Zn
Cu → Cu²⁺ + 2e-

2ème étape : il y a 2 électrons dans chaque demi-équation, donc pas besoin de multiplier ! On passe donc directement à la troisième étape.

3ème étape :
Zn²⁺ + Cu → Zn + Cu²⁺

Et là encore on vérifie que c’est bien équilibré.

L’équation finale que l’on obtient est ce que l’on appelle une réaction d’oxydo-réduction, car elle combine deux réactions : une oxydation et une réduction (les deux demi-équations).

Si tu fais bien attention aux pièges énoncés plus haut cela ne devrait pas te poser de problème

Une des applications principales des réactions d’oxydo-réduction est l’élaboration des piles Daniell, que nous étudions dans un chapitre spécifique.

Exercices

Les exercices sur ce chapitre sont disponibles en cliquant sur ce lien !

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