Mise en équation des réactions d'oxydoréduction

Couples oxydant/réducteur)

Soit les demi-équations d’oxydoréduction suivantes :

  • $\ce{Co^{2+}(aq) + 2 e^- = Co (s) }$
  • $\ce{ S2O8^{2-} (aq) + 2 e^- = 2 SO4^{2-} (aq) }$
  • $\ce { 2 HBrO(aq) + 2 H+ (aq) + 4 e^- = 2 Br- (aq) + 2 H2O}$
  • $\ce{ 2 Hg^{2+} (aq) + 2 e^- = Hg_2^{2+} (aq) }$

  1. Repérer les oxydants et les réducteurs mis en jeu.

  2. On donne les équations des réactions suivantes : $$ \ce{ 2 HBrO(aq) + 2 H+ (aq) + 2 Co (s) –> 2 Br- (aq) + 2 H2O + 2 Co^{2+} (aq)} $$ $$ \ce{ S2O8^{2-} (aq) + Hg2^{2+} (aq) –> 2 SO4^{2-}(aq) + 2 Hg^{2+} (aq) } $$ Ce sont des réactions d’oxydoréduction. Justifier. Préciser quelles sont les espèces qui sont réduites et celles qui sont oxydées.

Réponses

  1. Voici les couples oxydant/réducteur mis en jeu : $\ce{ Co^{2+}/Co }$ ; $\ce{ S2O8^{2-}/SO4^{2-} }$ ; $\ce{ HBrO/Br- }$ ; $\ce{ Hg2^{2+} / Hg^{2+}}$.

  2. Réduction de l’oxydant $\ce{ HBrO }$ et oxydation simultanée du réducteur $\ce{Co}$. Il se forme le réducteur $\ce{Br-}$ et l’oxydant $\ce{Co^{2+}}$.
    Réduction de l’oxydant $\ce{ S2O8^{2-}}$ et oxydation simultanée du réducteur $\ce{Hg2^{2+}}$. Il se forme le réducteur $\ce{SO4^{2-}}$ et l’oxydant $\ce{Hg^{2+}}$.

Réaction entre les ions argent (I) et le plomb

Les ions argent (I) $\ce{Ag+}$ réagissent avec le plomb métallique $\ce{Pb}$ pour donner un dépôt d’argent métallique et des ions plomb (II) $\ce{Pb^{2+}}$ selon la réaction d’équation :

$$ \ce{ 2 Ag+ (aq) + Pb(s) –> 2 Ag(s) + Pb^{2+}(aq) } $$

  1. Quelles sont les transformations subies par les réactifs ?
  2. Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent.
  3. Quels sont les couples Ox/Red mis en jeu ?
  4. Écrire les demi-équations électroniques.
Réponses

  1. Lors de la réaction, l’ion argent (I) se transforme en atome d’argent et l’atome de plomb se transforme en ion plomb (II).

  2. L’ion argent (I) capte des électrons, c’est l’oxydant. Le plomb cède des électrons, c’est le réducteur.

  3. $\ce{Ag+ / Ag}$ et $\ce{Pb^{2+} / Pb}$.

  4. Pour le couple $\ce{Ag+ / Ag}$ : $\ce{ Ag+ + e^- = Ag}$
    Pour le couple $\ce{Pb^{2+} / Pb}$ : $\ce{Pb^{2+} + 2 e^- = 2 Pb}$

Réaction entre le diiode et les ions thiosulfate

En solution, le diiode $\ce{ I2 (aq)}$ réagit avec les ions thiosulfate $\ce{ S2O3^{2-} (aq) }$ pour donner des ions iodure $\ce{ I- (aq)}$ selon la réaction d’équation :

$$ \ce{ I2 (aq) + 2 S2O3^{2-} (aq) –> 2 I- (aq) + S4O6^{2-} (aq) } $$

  1. Cette réaction est-elle une réaction d’oxydoréduction ? Justifier.
  2. Les couples couples oxydant/réducteur mis en jeu sont $\ce{ I2/I-}$ et $\ce{ S4O6^{2-}/ S2O3^{2-} }$.
    Écrire les demi-équations d’oxydoréduction de ces couples.
  3. Identifier l’oxydant et le réducteur qui réagissent dans l’équationd d’oxydoréduction.
Réponses
  1. La molécule de diiode se transforme en ion iodure, il y a donc eu échange d’électrons.
  2. Pour le couple $\ce{ I2/I-}$ : $\ce{ I2 + 2e- = 2 I-}$
    Pour le couple $\ce{ S4O6^{2-}/ S2O3^{2-} }$ : $\ce{ S4O6^{2-} + 2e- = 2 S2O3^{2-} }$
  3. Le diiode, oxydant, est réduit et l’ion thiosulfate, réducteur, est oxydé.

Dépôt d’or

Les ions or (III) $\ce{Au^{3+} (s)}$ réagissent avec le zinc métallique pour donner un dépôt d’or métallique et des ions zinc (II) $\ce{ Zn^{2+} (aq)}$.

  1. Quels sont les couples Ox/Red mis en jeu ?
  2. Donner leurs demi-équations d’oxydoréduction et en déduire l’équation de la réaction.
  3. Identifier l’espèce oxydée et l’espèce réduite.
Réponses

  1. Les deux couples sont : $\ce{ Au^{3+}/Au }$ et $\ce{Zn^{2+}/Zn }$.

  2. Les deux demi-équations sont $\ce{ \boxed{\ce{ Au^{3+} }} + 3e- = Au}$ et $\ce{ Zn^{2+} + 2e- = \boxed{Zn}}$ (les réactifs sont encadrés).
    On constate que la seconde demi-équation électronique n’est pas écrite dans le bon sens puisque le réactif apparaît à gauche du symbole $=$. De plus, si l’on se contente de retourner cette demi-équation on constate que plus d’électrons sont captés que libérés. $$ \begin{aligned} ( \ce{ Au^{3+} + 3e-} &= \ce{ Au } ) \times (2)\\ ( \ce{ Zn^{2+} + 2e-} &= \ce{ Zn } ) \times (-3) \\ \hline \ce{2 Au^{3+}(aq) + 3 Zn(s)} &\longrightarrow \ce{ 2 Au(s) + 3 Zn^{2+}(aq) }\\ \end{aligned} $$

  3. Oxydant : $\ce{ Au^{3+} }$, réducteur : $\ce{Zn}$.

Équation de réaction d’oxydoréduction

On donne les couples oxydant/réducteur suivants :

  • $\ce{ Cl2/Cl-}$ ;
  • $\ce{ Sn^{2+} / Sn}$ ;
  • $\ce{ Al^{3+} / Al}$.
  1. Donner les demi-équations d’oxydoréduction correspondantes.
  2. En déduire l’équation de la réaction qui se produit entre :
    • Le dichlore $\ce{ Cl2}$ et l’étain $\ce{Sn}$.
    • L’aluminium $\ce{Al}$ et les ions étain $\ce{Sn^{2+}}$.
  3. Peut-il se produire une réaction d’oxydoréduction entre les ions chlorure et l’aluminium ? Justifier.
Réponses

  1. $\ce{ Cl2/Cl-}$ : $\ce{ Cl2 + 2e- = 2 Cl-}$ ; $\ce{ Sn^{2+} / Sn}$ : $\ce{ Sn^{2+} + 2e- = Sn}$ ; $\ce{ Al^{3+} / Al}$ : $\ce{ Al^{3+} + 3e- = Al}$

  2. Réaction entre $\ce{ Cl2}$ et $\ce{Sn}$ : $$ \begin{aligned} ( \ce{ Cl2 + 2e-} &= \ce{ 2 Cl- } ) \times (1)\\ ( \ce{ Sn^{2+} + 2e-} &= \ce{Sn} ) \times (-1) \\ \hline \ce{Cl2(aq) + Sn(s)} &\longrightarrow \ce{ 2 Cl-(aq) + Sn^{2+}(aq) } \end{aligned} $$ Réaction entre $\ce{Al}$ et $\ce{Sn^{2+}}$ : $$ \begin{aligned} ( \ce{ Al^{3+} + 3e- } &= \ce{ Al } ) \times (-2)\\ ( \ce{ Sn^{2+} + 2e-} &= \ce{Sn} ) \times (3) \\ \hline \ce{2 Al(s) + 3 Sn^{2+}(aq)} &\longrightarrow \ce{ 2 Al^{3+}(aq) + 3 Sn(s) } \end{aligned} $$

  3. $\ce{Cl-}$ et $\ce{Al}$ sont des réducteurs, des espèces capables de céder un ou plusieurs électrons. Une réaction d’oxydoréduction implique un réducteur et un oxydant.

Demi-équations d’oxydoréduction

Établir les demi-équations d’oxydoréduction des couples suivants :

  1. $\ce{ NO3-/NO }$ ;
  2. $\ce{ ClO-/Cl-}$ ;
  3. $\ce{ MnO4-/MnO2}$ ;
  4. $\ce{ BrO3-/Br2}$.
Réponses

  1. $\ce{ NO3-/NO }$ : $\ce{ 4 H+ + NO3- + 3 e- = NO + 2 H2O}$.

  2. $\ce{ ClO-/Cl-}$ : $\ce{ 2 H+ + ClO- + 2 e- = Cl- + H2O }$

  3. $\ce{ MnO4-/MnO2}$ : $\ce{ 4 H+ + MnO4- + 3 e- = MnO2 + 2 H2O }$

  4. $\ce{ BrO3-/Br2}$ : $\ce{ 6 H+ + BrO3- + 5 e- = 1/2 Br2 + 3 H2O }$

Équations de réactions

Établir l’équation de la réaction qui se produit en milieu acide entre :

  1. L’ion permanganate $\ce{ MnO4-}(aq)$ et le dioxyde de soufre $\ce{SO2}(aq)$.
  2. L’ion iodate $\ce{IO3- (aq)}$ et l’ion iodure $\ce{I- (aq)}$.

Couples oxydant/réducteur : $\ce{ MnO4-/Mn^{2+}}$ ; $\ce{ SO4^{2-}/SO2 }$ ; $\ce{ IO3-/I2 }$ et $\ce{ I2/I-}$

Réponses

  1. $$ \begin{aligned} ( \ce{ 8 H+ + MnO4- + 5e- } &= \ce{ Mn^{2+} + 4 H2O } ) \times (2)\\ ( \ce{ 4 H+ + SO4^{2-} + 2e-} &= \ce{SO2 + 2 H2O} ) \times (-5) \\ \hline \ce{ 5 SO2(aq) + 2 H2O + 2 MnO4-(aq) } &\longrightarrow \ce{ 4 H+(aq) + 5 SO4^{2-}(aq) + 2 Mn^{2+}(aq) } \end{aligned} $$

  2. $$ \begin{aligned} ( \ce{ I2 + 2e- } &= \ce{ 2 I- } ) \times (-5)\\ ( \ce{ 6 H+ + IO3- + 5e-} &= \ce{1/2 I2 + 3 H2O} ) \times (2) \\ \hline \ce{ 5 I-(aq) + 6 H+(aq) + IO3-(aq) } &\longrightarrow \ce{ 3 I2(aq) + 3 H2O } \end{aligned} $$

Dismutation

Une dismutation est une réaction d’oxydoréduction au cours de laquelle une même espèce chimique réagit en tant qu’oxydant d’un couple et en tant que réducteur d’un autre couple. L’eau de Javel est une solution équimolaire d’hypochlorite de sodium , $\ce{Na+(aq)}$ et $\ce{ClO-(aq)}$, et de chlorure de sodium $\ce{Na+(aq)}$ et $\ce{Cl- (aq)}$. Le chauffage prolongé d’une solution d’eau de Javel conduit à la formation d’ions chlorate $\ce{ClO3- (aq)}$ et chlorure $\ce{Cl- (aq)}$.

  1. Écrire les demi-équations d’oxydoréduction relatives aux couples $\ce{ClO3-/ClO-}$ et $\ce{ClO- / Cl-}$.
  2. En déduire l’équation de la réaction de dismutation des ions hypochlorite $\ce{ClO-(aq)}$.
Réponses

  1. $\ce{ClO3-/ClO-}$ : $\ce{ 4 H+ + ClO3- + 4 e- = ClO- + 2 H2O }$ ;
    $\ce{ClO- / Cl-}$ : $\ce{ 2 H+ + ClO- + 2e- = Cl- + H2O }$.

  2. $$ \begin{aligned} ( \ce{ 4 H+ + ClO3- + 4 e- } &= \ce{ ClO- + 2 H2O } ) \times (-1)\\ ( \ce{ 2 H+ + ClO- + 2e-} &= \ce{Cl- + H2O} ) \times (2) \\ \hline \ce{ 3 ClO-(aq) } &\longrightarrow \ce{ ClO3-(aq) + 2 Cl-(aq) } \end{aligned} $$

Oxydant  Réducteur  Couple oxydant/réducteur  Réaction d'oxydo-réduction  Équation de réaction chimique 

Suggestions de lecture :