Chapitre 7 L’oxydoréduction

7.1 Les réactions d’oxydoréduction Oxydoréduction : réaction chimique qui implique un échange d’électrons. Lire la page 333 pour quelques « conventions » sur les nombres d’oxydation. Reconnaître les réactions d’oxydoréduction : Au cours d’une réaction d’oxydoréduction, il y a transfert d’électrons ⇒ des éléments changent de nombre d’oxydation. Ex: CuCl2 (aq) + Mg (s) → Cu (s) + MgCl2(aq) nombre d’oxydation : 2+ 1- 0 0 2+ 1-

Oxydation et réduction Oxydation : augmentation du nombre d’oxydation Réduction : diminution du nombre d’oxydation Dans l’exemple précédent ; Réduction : Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) Oxydation : Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e- Écrire et équilibrer des réactions d’oxydoréduction : Exemples en classe… et ne lisez surtout pas le livre à ce sujet !!!

7.2 Les agents oxydants et réducteurs Oxydant : substance qui accepte des électrons ; si on se souvient de ceci, on peut retrouver le reste : Réducteur : substance qui cède des électrons. Le réducteur est oxydé (puisqu’il subit l’action de l’oxydant). L’oxydant est réduit (puisqu’il subit l’action du réducteur). Au cours d’une oxydation, des électrons sont enlevés à la substance oxydée. Au cours d’une réduction, des électrons sont ajoutés à la substance réduite. Dans une oxydoréduction, l’oxydant est réduit, et le réducteur est oxydé!

Les agents oxydants et réducteurs TRUC ! Oxydant = Accepteur d’électrons (voyelle) Réducteur = Donneur d’électrons (consonne)

7.3 Quelques applications de l’oxydoréduction Titrages par oxydoréduction : ce sont des titrages où la réaction en est une d’oxydoréduction. Le plus souvent, l’oxydant et le réducteur ne sont pas en rapport 1 pour 1 (contrairement aux titrages acido-basiques). Ex: 5 Fe2+ (aq) + MnO4- (aq) + 8 H+ (aq) → 5 Fe3+ (aq) + Mn2+ (aq) + 4 H2O (l) On voit que 5 moles du réducteur Fe2+ réagissent avec 1 mole de l’oxydant MnO4- au point d’équivalence : nb mol Fe2+ = nb mol MnO4- 5 1

Quelques applications de l’oxydoréduction Pour la réaction générale a Ox + b Réd → Produits on a au point d’équivalence : nOx = nRéd a b d’où : cOxVox = cRédVRéd a b

2 H+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g) 7.4 Les demi-réactions Une réaction d’oxydoréduction peut être subdivisée en deux demi-réactions : 2 H+(aq) + Zn(s) → Zn2+(aq) + H2(g) demi-réaction de réduction : 2 H+(aq) + 2 e- ⇌ H2(g) demi-réaction d’oxydation : Zn(s) ⇌ Zn2+(aq) + 2 e- ***Pour équilibrer une réaction, il suffit d’écrire les 2 demi-réactions, et d’équilibrer le nombre d’électrons de chaque côté de l’équilibre.

I2 (aq) + 2 S2O32- (aq) → S4O62- (aq) + 2 I- (aq) Quelques exercices Dans les réactions suivantes, trouver les nombres d’oxydation de tous les atomes puis identifier les oxydants et les réducteurs: 2 HNO3 (aq) + Ba(OH)2 (aq) → Ba(NO3)2 (aq) + 2 H2O (l) Cu(NO3)2 (aq) + Fe(NO3)2 (aq) → CuNO3 (aq) + Fe(NO3)3 (aq) O3 (g) + 2 HCl (aq) → O2 (g) + H2O (l) + 2 Cl2 (g) On titre une solution aqueuse d’iode à l’aide d’une solution aqueuse de thiosulfate de sodium. La réaction qui a lieu est la suivante : I2 (aq) + 2 S2O32- (aq) → S4O62- (aq) + 2 I- (aq) On a préparé 500 ml de solution titrante en dissolvant 3,11 g de Na2S2O3 ·5 H2O. Calculer la concentration d’iode sachant qu’on a utilisé 11,40 ml de solution de thiosulfate pour titrer 200 ml de solution d’iode.