Réactions d’oxydoréduction

Une réaction redox ou d'oxydoréduction est un type de réaction chimique qui met en œuvre un transfert d'électrons entre deux espèces.

On peut dire qu'il y a eu un transfert d'électrons dès qu'il y a une variation de nombres d'oxydation entre les réactifs et les produits.

Les réactions redox sont omniprésentes ! Le corps humain les utilise pour convertir la nourriture et l'oxygène en énergie, en eau mais aussi en ${\text{CO}}_2$‍ qu'on expire. Le fonctionnement des batteries des appareils électroniques repose aussi sur des réactions redox. On verra cela lorsqu'on abordera l'électrochimie. Connaissez-vous d'autres exemples de réaction redox qui ont lieu autour de nous ?

Il existe plusieurs termes associés aux réactions redox et il est important d'être à l'aise avec ceux-ci. On va voir ces termes à travers cet exemple de réaction :

Voici quelques questions auxquelles on veut être capable de répondre :

$1.$‍ Est-ce une réaction redox, et comment le sait-on ?
$2.$‍ S'il s'agit d'une réaction redox, quelle est l'espèce réduite et quelle est l'espèce oxydée ? $3.$‍ Quel est l'agent réducteur dans cette réaction ?
$4.$‍ Quel est l'agent oxydant dans cette réaction ?

Question $1$‍:
A partir du titre de l'article, on peut deviner la réponse à la première partie de la question. Oui, ceci est probablement une réaction redox, mais comment peut-on en être sûr ? On a besoin de montrer qu'un transfert d'électrons a lieu. Pour cela, on vérifie s'il y a une variation de nombres d'oxydation entre les réactifs et les produits.

Après avoir déterminé les nombres d'oxydation pour chaque atome des réactifs et des produits, on obtient ce qui suit :

On utilise les nombres d'oxydation pour répondre à la deuxième partie de la question $1$‍ et montrer que les nombres d'oxydation du carbone et du fer changent au cours de la réaction en raison d'un transfert d'électrons.

Question $2$‍ :
Le carbone est oxydé puisqu'il perd des électrons comme le montre son nombre d'oxydation qui passe de $0$‍ à $+4$‍.
Le fer est réduit et gagne des électrons puisque son nombre d'oxydation passe de $+3$‍ à $0$‍.

Question $3$‍ :
L'agent réducteur est le réactif qui est oxydé (et qui entraîne la réduction d'une autre espèce), donc $\text{C}(s)$‍ est ici l'agent réducteur.

Question $4$‍ :
L'agent oxydant est le réactif qui est réduit (et qui provoque l'oxydation d'un autre composé), donc ${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3(s)$‍ est l'agent oxydant.

Les réactions redox constituent une catégorie importante de réactions et il est donc nécessaire d'être capable de les reconnaître. Il existe quelques types particuliers de réactions redox qu'il est préférable de maîtriser. Pour chaque exemple, essayez de déterminer ce qui a été réduit et ce qui a été oxydé !

$1.$‍Réactions de combustion

Une réaction de combustion est une réaction redox ayant lieu entre un composé et de l'oxygène moléculaire (${\text{O}}_2$‍), et conduisant à la formation de produits contenant de l'oxygène. Si l'un des réactifs est un hydrocarbure, alors on forme au moins du dioxyde de carbone et de l'eau.

La réaction suivante correspond à la combustion de l'octane, un hydrocarbure. L'octane est un composant de l'essence et sa combustion a lieu à l'intérieur du moteur de nombreuses voitures :

$2.$‍Réactions de dismutation

Une réaction de dismutation (ou réaction d'auto-oxydation) est une réaction au cours de laquelle un seul réactif est à la fois oxydé et réduit. La réaction suivante correspond à la réaction de dismutation de l'ion hypochlorite, ${\text{ClO}}^{-}$‍ :

En étudiant les nombres d'oxydation du chlore, on s'aperçoit que le réactif ${\text{ClO}}^{-}$‍ est oxydé en ${\text{ClO}}_3^{-}$‍ car le nombre d'oxydation du chlore passe alors de $+1$‍ à $+5$‍. En parallèle, le chlore dans d'autres molécules de ${\text{ClO}}^{-}$‍ est réduit en ${\text{Cl}}^{-}$‍ car dans ce cas le nombre d'oxydation du chlore passe de $+1$‍ à $-1$‍. L'oxygène a un nombre d'oxydation égal à $-2$‍ que ce soit dans ${\text{ClO}}^{-}$‍ ou dans ${\text{ClO}}_3^{-}$‍. Il n'est donc ni oxydé ni réduit au cours de cette réaction.

$3.$‍Réactions de déplacement simple

Une réaction de déplacement simple met en œuvre deux éléments qui échangent leurs places dans un composé. Par exemple, beaucoup de métaux réagissent avec de l'acide dilué pour former des sels et du dihydrogène gazeux. La réaction suivante est une réaction de déplacement simple entre le zinc sous forme métal et une solution aqueuse d'acide chlorhydrique, dans laquelle le zinc vient remplacer l'hydrogène :

L'équation-bilan d'une réaction redox peut être divisée en deux demi-équations électroniques, une pour la réduction et une pour l'oxydation. Les chimistes utilisent ces demi-équations électroniques pour visualiser plus facilement le transfert d'électrons. Elles sont aussi utiles pour équilibrer l'équation-bilan. On va écrire les demi-équations de cet autre exemple de réaction :

L'équation-bilan de cette réaction est-elle équilibrée ? Le nombre d'atomes a été équilibré : de chaque côté de la flèche, on a $1$‍ atome d'$\text{Al}$‍ et $1$‍ atome de$\text{Cu}$‍. Cependant, lorsqu'on additionne les charges du côté des réactifs, on obtient une charge $2+$‍, alors que du côté des produits on a une charge $3+$‍. On doit s'assurer que les atomes ainsi que les charges sont équilibrées ! On va utiliser la méthode des demi-équations pour équilibrer l'équation-bilan de la réaction.

Demi-équation de réduction : La demi-équation de réduction indique les réactifs et les produits qui participent à l'étape de réduction. On commence par écrire l'étape de réduction de ${\text{Cu}}^{2+}$‍ en $\text{Cu}(s)$‍ :

Cependant, ceci n'est pas la bonne demi-équation puisque les charges ne sont pas équilibrées. Il y a une charge totale $2+$‍ du côté des réactifs et une charge nulle du côté des produits. On équilibre les charges faisant apparaître les électrons qui sont transférés. On obtient alors la demi-équation de réduction suivante :

La demi-équation indique que ${\text{Cu}}^{2+}$‍ gagne $2e^{-}$‍ par atome de cuivre pour former ${\text{Cu}}^0$‍. Mais d'où viennent ces électrons ? On suit la trace des électrons à l'aide de la demi-équation d'oxydation.

Demi-équation d'oxydation : La demi-équation d'oxydation montre les réactifs et les produits qui participent à l'étape d'oxydation. Cette réaction conduit à l'oxydation d'$\text{Al}(s)$‍ en ${\text{Al}}^{3+}$‍. On s'assure aussi que la demi-équation est bien équilibrée au niveau des charges et on obtient ce qui suit :

La demi-équation d'oxydation indique que chaque atome de $\text{Al}(s)$‍ perd $3e^{-}$‍ pour former ${\text{Al}}^{3+}$‍.

On combine les deux demi-équations équilibrées pour obtenir l'équation-bilan équilibrée. Mais attention à une dernière chose : les électrons doivent s'annuler dans l'équation-bilan. Une autre façon de voir ceci est de se dire qu'on doit s'assurer que les électrons libérés dans la demi-équation d'oxydation sont bien utilisés dans la demi-équation de réduction. Dans le cas contraire, on se retrouverait avec des électrons errants ! On doit donc transférer le même nombre d'électrons dans chaque demi-équation.

On multiplie la demi-équation de réduction par $3$‍ et la demi-équation d'oxydation par $2$‍ afin de faire apparaître le transfert de $6$‍ électrons dans chaque réaction :

Maintenant qu'on a le même nombre d'électrons dans chaque demi-équation, on fait l'addition des deux pour obtenir l'équation-bilan équilibrée :

Pour finir, on vérifie si un réactif ou un produit apparaît des deux côtés de l'équation. Comme ce n'est pas le cas ici, on peut dire qu'on a fini ! Cette équation est équilibrée au niveau du nombres d'atomes et des charges.

Une variation de nombres d'oxydation dans une réaction indique qu'il s'agit d'une réaction redox. Les équations des réactions redox peuvent être divisées en deux demi-équations d'oxydation et de réduction. On utilise cette méthode des demi-équations pour équilibrer les réactions redox et s'assurer que le nombre d'atomes et les charges sont équilibrés. La combustion, la dismutation et les réactions de déplacement simple sont trois types courants de réaction redox.