Réaction d’oxydoréduction
Introduction
On introduit, dans un verre à pied contenant une solution de sulfate de cuivre $\ce{Cu^{2+}(aq) + SO4^{2-}(aq) }$, de la poudre de zinc $\ce{Zn(s)}$. On agite pendant quelques minutes, jusqu’à ce que la solution devienne incolore. On réalise la filtration du milieu afin de récupérer le filtrat et le solide.
Observations
- On constate que la poudre de zinc est recouverte d’un solide rouge à l’éclat métallique.
- Après avoir ajouté quelques gouttes d’une solution diluée d’hydroxyde de sodium $(\ce{Na+(aq) + HO-(aq)})$ dans le filtrat on constate la formation d’un précipité blanc (soluble dans un excès de solution d’hydroxyde de sodium).
Interprétation
- La décoloration de la solution indique que les ions cuivre II, $\ce{Cu^{2+}(aq)}$, ont disparu.
- Le solide rouge à l’éclat métallique déposé sur le zinc en poudre laisse penser que du cuivre métallique, $\ce{Cu (s)}$, s’est formé au cours de la transformation.
- Le précipité blanc formé lors de l’ajout de soude pourrait être de l’hydroxyde de zinc $\ce{ Zn(OH)2 (s) }$ : $$\ce{ Zn^{2+}(aq) + 2 HO- (aq) –> Zn(OH)2 (s) }$$
À partir de l’interprétation de la manipulation, on peut déterminer que le zinc métallique, $\ce{Zn (s)}$, et les ions cuivre II, $\ce{Cu^{2+}(aq)}$, ont réagi et qu’il s’est formé du cuivre métallique, $\ce{Cu (s)}$, en compagnie d’ions zinc II, $\ce{Zn^{2+} (aq)}$. L’équation de la réaction chimique est donc : $$ \ce{ Zn (s) + Cu^{2+}(aq) –> Zn^{2+} (aq) + Cu (s)} $$
On constate que l’ion cuivre II a récupéré deux électrons lors de la réaction chimique alors que le métal zinc en a simultanément perdu deux ; un transfert d’électrons s’est effectué entre ces deux entités.
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Une réaction d’oxydoréduction est une réaction chimique au cours de laquelle des espèces chimiques s’échangent un ou plusieurs électrons.
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On appelle oxydant une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons.
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On appelle réducteur une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons.
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Au cours d’une réaction d’oxydoréduction il existe donc un transfert d’un ou plusieurs électrons entre le réducteur et l’oxydant.
Aspect formel des réactions d’oxydoréduction
On peut modéliser le transfert d’électrons, pour les ions cuivre II $\ce{Cu^{2+}(aq)}$, par l’équation : $$ \ce{Cu^{2+}(aq) + 2 e- = Cu (s) } $$ De même, on peut modéliser le transfert d’électrons pour le métal zinc $\ce{Zn (s)}$ par l’équation : $$ \ce{ Zn (s) = Zn^{2+} (aq) + 2 e- } $$
Aspect énergétique des réactions d’oxydoréduction
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Les réactions d’oxydoréduction qui se produisent spontanément sont exothermiques ; elles cèdent de l’énergie au milieu extérieur.
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Une partie de l’énergie fournie par une réaction d’oxydoréduction peut être directement obtenue sous forme d’énergie électrique.
Notion de couple oxydant-réducteur
Passage du métal à l’ion correspondant : oxydation du métal
On place un morceau de cuivre $\ce{Cu (s)}$ dans une solution aqueuse d’acide nitrique $(\ce{H+ (aq) + NO3- (aq)})$ contenue dans un bécher.
Observations
Des bulles de gaz se forment à la surface du métal, un gaz roux se dégage dans l’air et la solution se colore en bleu. À la fin de la transformation le cuivre métallique a disparu.
Interprétation
La couleur du gaz dégagé fait immédiatement penser à du dioxyde d’azote $\ce{NO2(g)}$ ; la coloration bleue de la solution traduit l’apparition d’ions cuivre (II) $\ce{Cu^{2+}(aq)}$.
Lors de la réaction, le cuivre métallique $\ce{Cu (s)}$ a disparu et donné naissance à des ions cuivre II hydratés $\ce{Cu^{2+}(aq)}$ : $$ \ce{Cu (s) –> Cu^{2+}(aq) + 2 e- }$$
Ce type de transformation définit l’oxydation :
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Une oxydation est la perte d’un ou plusieurs électrons.
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L’espèce chimique qui cède un ou plusieurs électrons est appelée un réducteur.
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Lors d’une oxydation le réducteur est oxydé.
- Remarque :
- Les électrons ne sont libérés par le métal que s’ils sont simultanément transférés à d’autres espèces chimiques.
Passage d’un ion au métal correspondant : réduction de l’ion métallique
On place une lame de zinc $\ce{Zn (s)}$ bien décapée dans une solution de sulfate de cuivre II $(\ce{Cu^{2+}(aq) + SO4^{2-} (aq)})$ contenue dans un bécher.
Observations
La lame de zinc se recouvre d’un dépôt rouge à l’éclat métallique alors que la solution se décolore.
Interprétation
La décoloration de la solution indique que les ions cuivre II, $\ce{Cu^{2+}(aq)}$, ont disparu.
Le solide rouge à l’éclat métallique déposé sur le zinc en poudre laisse penser que du cuivre métallique, $\ce{Cu (s)}$, s’est formé au cours de la transformation.
Lors de la réaction, les ions cuivre II hydratés $\ce{Cu^{2+}(aq)}$ ont disparu et donné naissance au cuivre métallique $\ce{Cu (s)}$ : $$ \ce{Cu^{2+}(aq) + 2 e- –> Cu (s)}$$
Ce type de transformation définit la réduction :
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Une réduction est le gain d’un ou plusieurs électrons.
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L’espèce chimique qui capte un ou plusieurs électrons est appelée un oxydant.
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Lors d’une réduction, l’oxydant est réduit.
- Remarque :
- Les électrons captés par un oxydant proviennent d’un réducteur.
Notion de couple oxydant-réducteur
Nous avons vu que dans certaines conditions expérimentales on peut oxyder le cuivre métallique : $$ \ce{ Cu (s) –> Cu^{2+}(aq) + 2 e- }$$ tandis que dans d’autres conditions on peut réduire les ions cuivre II: $$ \ce{ Cu^{2+}(aq) + 2 e- –> Cu (s) }$$ Ces deux transformations inverses l’une de l’autre sont regroupées sous la forme : $$ \ce{Cu^{2+}(aq) + 2 e- = Cu (s)}$$ Les deux espèces chimiques, $\ce{Cu^{2+}(aq)}$ et $\ce{Cu (s)}$, constituent un couple appelé couple oxydant-réducteur. Par convention, on écrit plus simplement ce couple : $\ce{Cu^{2+} / Cu}$, en faisant figurer l’oxydant à gauche.
Généralisation de la notion de couple oxydant-réducteur
Dans les deux parties précédentes les réactions d’oxydoréduction étudiées ne faisaient intervenir que des métaux. Dans cette partie, les concepts introduits seront généralisés à toutes les réactions d’oxydoréduction se déroulant en solution aqueuse.
On ajoute quelques gouttes de réactif de Schiff à la solution aqueuse obtenue, après l’avoir laissé refroidir. Le réactif de Schiff rosit, ce qui traduit la présence d’un aldéhyde dans la solution — ici de l’éthanal (Note : nous étudierons les familles de molécules organiques plus tard cette année : alcools, aldéhydes, cétones et acides carboxyliques.).
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L’éthanol $\ce{C2H6O} (aq)$ est le réducteur du couple $\ce{ CH3CHO / CH3CH2OH }$. Il a donc été, lors de l’expérience, oxydé selon la demi-équation : $$ \ce{ CH3CH2OH (aq) = CH3CHO (aq) + 2 H+ (aq) + 2 e- }$$
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L’ion dichromate $\ce{ Cr2O7^{2-} (aq) }$, est l’oxydant du couple $\ce{ Cr2O7^{2-} / Cr^{3+} }$. Bien qu’aucune observation expérimentale ne puisse le confirmer dans le compte-rendu de l’expérience, on peut imaginer que cette espèce chimique a été réduite en ion chromate selon la demi-équation : $$\ce{ Cr2O7^{2-} (aq) + 14 H+ (aq) + 6 e- = 2 Cr^{3+} (aq) + 7 H2O }$$
Méthodologie : demi-équation électronique
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Écrire les demi-équations électronique des couples précédents, nécessite de procéder avec méthode. Il faut, dans l’ordre,
- Assurer la conservation des éléments chimiques en choisissant les valeurs des nombres stœchiométriques devant les espèces chimiques.
- Assurer la conservation de la charge électrique en choisissant le bon nombre d’électrons transférés.
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La réaction chimique se déroulant en solution aqueuse, il faut introduire des molécules d’eau $\ce{H2O}$ à la partie de la demi-équation électronique contenant le réducteur, afin d’assurer la conservation de l’élément oxygène $\ce{O}$ ;
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Si la réaction se déroule en milieu acide — Hypothèse que nous ferons toujours cette année car un schéma réactionnel simple ne traduit pas toujours exactement les conditions expérimentales de la réaction effective ; *il ne rend pas toujours compte du milieu acide ou basique dans lequel la réaction s’effectue. —, il faut introduire l’ion hydronium $\ce{H+ (aq)}$, à la partie de la demi-équation électronique contenant l’oxydant, afin d’assurer la conservation de l’élément hydrogène $\ce{H}$.
Méthodologie : équation d’oxydoréduction
Les électrons sont cédés et captés par le réducteur et l’oxydant simultanément et en même nombre. Avant de procéder à la réunion des demi-équations électroniques il est donc nécessaire de s’assurer que les moles d’électrons échangés sont identiques dans les deux demi-équations.
- Comme les électrons ne peuvent exister libres en solution aqueuse, le bon nombre d’entre eux transférés dans les deux demi-équations doit être assuré. Il est donc nécessaire de ré-écrire l’équation d’oxydation de l’éthanol avec tous les nombres stœchiométriques multipliés par 3 : $$ \ce{ 3 CH3CH2OH (aq) = 3 CH3CHO (aq) + 6 H+ (aq) + 6 e- }$$ pour finalement écrire l’équation de la réaction : $$\ce{ 3 CH3CH2OH (aq) + Cr2O7^{2-} (aq) + 8 H+ (aq) –> 3 CH3CHO (aq) + 2Cr^{3+} (aq) + 7 H2O }$$
- Remarques :
- D’autres espèces chimiques sont présentes dans le milieu réactionnel ; ces espèces n’interviennent pas dans la réaction qui se produit : les ions potassium $\ce{K+ (aq)}$ (introduits avec les ions dichromate dans le dichromate de potassium) et les ions sulfate $\ce{SO4^{2-} (aq)}$ (introduits avec les ions hydronium dans l’acide sulfurique). Ces espèces chimiques ne doivent pas apparaître dans l’équation de la réaction puisque leurs quantités de matière ne varient pas.
Synthèse
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On appelle oxydant toute espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons. Les oxydants peuvent être des cations ($\ce{Fe^{2+}}$, $\ce{H^+}$, etc.) mais aussi des anions ($\ce{Cr2O7^{2-}}$, $\ce{MnO4-}$, etc.) ou des molécules ($\ce{Cl2}$, $\ce{I2}$, $\ce{CH3CHO}$, etc.).
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On appelle réducteur toute espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons. Les réducteurs peuvent être des atomes ($\ce{Cu}$, $\ce{Zn}$, etc.) mais aussi des molécules ($\ce{CH3CH2OH}$, $\ce{SO2}$, etc.), des cations ($\ce{Cr^{3+}}$, $\ce{Sn^{2+}}$, etc.) ou des anions ($\ce{I-}$, $\ce{Cl-}$, etc.).
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Un couple oxydant-réducteur est représenté par la demi-équation formelle : $$ \text{oxydant} + n e^- = \text{réducteur}$$ dans laquelle $n$ représente le nombre de moles d’électrons captés par l’oxydant ou cédés par le réducteur.
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Les deux espèces chimiques constituant un couple sont appelées oxydant et réducteur conjugués.
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Une réaction d’oxydoréduction est la réaction entre un oxydant et un réducteur.
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Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, tous les électrons cédés par le réducteurs sont captés par l’oxydant.
Il faut donc s’assurer, lors de l’écriture de l’équation d’une réaction d’oxydoréduction, que les quantités de matière d’électrons captés ou cédés sont bien identiques.