3. Les réactions oxydoréduction a. La définition de l’oxydation et de la réduction Démonstration: Lorsqu’un morceau de zinc est placé dans une solution aqueuse de sulfate de cuivre(II), le zinc déplace le cuivre dans la réaction de déplacement simple. https://www.youtube.com/watch?v=CqGAxos2RKw https://www.youtube.com/watch?v=32XCDfJxLoU

Observations: Quand le zinc se dissout, la bande de zinc se rapetisse. Une couche de cuivre solide d’une couleur brun-rouge foncée se forme sur la bande de zinc et un peu de cuivre se dépose au fond du bécher. La couleur bleue de la solution pâlit au fur et à mesure que les ions incolores du zinc remplace les ions de cuivre(II).

Zn(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + ZnSO4(aq) Explication: La réaction dans la démonstration est représentée par les équations suivantes: Équation moléculaire Zn(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + ZnSO4(aq)

Zn(s) + Cu2+(aq) + SO42-(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42-(aq) Équation ionique totale Zn(s) + Cu2+(aq) + SO42-(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42-(aq) Équation ionique nette Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) Les atomes de zinc perdent des électrons pour former des ions de zinc. Les ions de cuivre gagnent des électrons pour former des atomes de cuivre.

Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq)   gagne 2e- Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) perd 2e- Les atomes de zinc perdent des électrons alors ils subissent une oxydation. Les ions de cuivre gagnent des électrons alors ils subissent une réduction. Puisque l’oxydation et la réduction se produisent en même temps dans la réaction, on appelle cette réaction une réaction d’oxydoréduction ou une réaction redox.

Un agent réducteur est un réactif qui réduit un autre réactif en perdant des électrons (est oxydé) dans le processus. Un agent oxydant est un réactif qui oxyde un autre réactif et qui gagne lui-même des électrons (est réduit) durant la réaction. Dans cette réaction, le zinc est l’agent réducteur car il donne des électrons tandis que le cuivre est l’agent oxydant car il accepte des électrons. ACTIVITÉ : faire exercices #1 - #6 p. 586

b. Les demi-réactions Pour nous aider à suivre le transfert des électrons dans une réactions d’oxydoréduction, on représente l’oxydation et la réduction à l’aide d’une demi-réaction. Une demi-réaction est une équation équilibrée montrant le nombre d’électrons qui participent à l’oxydation ou à la réduction.

Exemple: La réaction du zinc avec le sulfate de cuivre Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) Puisque chaque atome de zinc est oxydé pour former un ion Zn2+, il doit perdre deux électrons. On peut écrire la demi-réaction d’oxydation comme: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Puisque chaque ion de Cu2+ est réduit pour former un atome neutre de Cu, il doit gagner deux électrons. On peut écrire la demi-réaction de réduction comme: Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s)  

ACTIVITÉ: faire exercices #13 - #18 page 590

c. Les nombres d’oxydation Nombre oxydation: nombre équivalent à la charge qu’un atome aurait s’il n’y avait aucun partage d’électrons et que les électrons étaient possédés par l’atome ayant la plus grande électronégativité.

Il n’est pas toujours évident de déterminer si l’élément est réduit ou oxydé. Les chimistes ont créé une série de règles pour nous permettre de déterminer plus facilement le nombre d’oxydation d’un élément donné dans un composé ou un ion complexe.

Règles des nombres d’oxydation

Tableau de l’électronégativité

Comment attribuer un nombre d’oxydation à un composé? SiBr4 Le composé SiBr4 ne contient pas d’hydrogène ou d’oxygène alors la règle 5 s’applique. Le silicium a une électronégativité de 1,90 et le brome a une électronégativité de 2,96. Par conséquent, à l’aide de la règle 5, on attribue au brome un nombre d’oxydation de -1. Puisque le nombre d’oxydation du silicium est inconnu, on le réprésente par x. À l’aide de la règle 6, on sait que la somme des nombres d’oxydation est 0.

Alors : x + 4(-1) = 0 x = +4   Le nombre d’oxydation du silicium est +4 et le nombre d’oxydation du brome est -1.

HClO4   Le HClO4 est un composé et contient de l’hydrogène et de l’oxygène alors les règles 6, 3 et 4 s’appliquent. L’hydrogène a un nombre d’oxydation de +1. L’oxygène a un nombre d’oxydation de -2. Le nombre d’oxydation du chlore est inconnu, alors on le représente par x.

À l’aide de la règle 6, on sait que la somme des nombres d’oxydation est 0. Alors : Le nombre d’oxydation de l’hydrogène est +1, de l’oxygène est -2 et du chlore est +7.

Cr2O72-   Le Cr2O72- contient de l’oxygène et est un ion polyatomique alors la règle 4 et 7 s’appliquent. L’oxygène possède le nombre d’oxydation de -2. Le nombre d’oxydation du chlore est représenté par x. La règle 7 dit que la somme des nombres d’oxydation est -2. Alors : 2x + 7(-2) = -2 x = 6 Le nombre d’oxydation du chrome est +6. Le nombre d’oxydation de l’oxygène est -2.

ACTIVITÉ: faire exercices #11 à #24 p. 606

Application des nombres d’oxydation aux réactions oxydoréduction : On peut utiliser les nombres d’oxydation pour décrire des réactions redox et identifier les oxydants et les réducteurs. Exemple: Détermine si les reactions suivantes sont ou non des reactions redox. Dans chaque cas, identifie l’oxydant et le réducteur. 

a. CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g)   a. CH4(g) + Cl2(g) → CH3Cl(g) + HCl(g) Le nombre d’oxydation de chaque élément des réactifs et des produits se lit comme suit : CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl -4 +1 0 -2 +1 -1 +1 -1 Le nombre d’oxydation d’hydrogène est +1 des deux côtés de l’équation et donc l’hydrogène n’est ni oxydé ni réduit. Le carbone et le chlore subissent des changements dans le nombre d’oxydation donc il s’agit d’une réaction oxydoréduction.

Le nombre d’oxydation du carbone augmente de -4 à -2 Le nombre d’oxydation du carbone augmente de -4 à -2. Les atomes de carbone du côté des réactifs existent sous forme de molécules de méthane CH4, ce qui veut dire que le méthane est oxydé. Le méthane est l’agent réducteur.   Le nombre d’oxydation du chlore diminue de 0 à -1, ce qui veut dire que le chlore élémentaire, Cl2 est réduit. Le chlore est l’agent oxydant.

b. CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) + CO2(g)   Puisque la réaction met en présence des composés ioniques, on écrit l’équation ionique nette: CaCO3(s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g) On applique les règles du tableau 9.3 pour attribuer un nombre d’oxydation à chaque atome dans l’equation.    +2+4-2 +1 +2 +1 -2 +4 -2

CaCO3(s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g) On compare les nombres d’oxydation des atomes de chaque élément des deux côtés de l’équation. CaCO3(s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) + H2O(l) + CO2(g) +2 +4 -2 +1 +2 +1 -2 +4 -2 Le nombre d’oxydation de chaque hydrogrène est +1. Le nombre d’oxydation du carbone est de +4 sur les deux côtés de l’équation. Le nombre d’oxydation des atomes d’oxygène sur les deux côtés de l’équation est de -2. Le nombre d’oxydation du calcium sur les deux côtés de l’équation est de +2. Il n’y a eu aucun changement dans les nombres d’oxydations. Ce n’est pas une réaction redeox.

 ACTIVITÉ: faire exercice #25 - #34 p. 611

Équilibrer des équations avec la méthode des nombres d’oxydation Cette méthode permet d’équilibrer une équation d’oxydoréduction en comparant la diminution et l’augmentation des nombres d’oxydation c’est-à-dire des nombres d’électrons perdus et gagnés.

Exemple: L’ion dichromate réagit avec de l’éthanol dans une solution acide pour produire un ion chrome (III) et du dioxyde de carbone. Écris une équation équilibrée représentant la réaction à l’aide de la méthode des nombres d’oxydation. On écrit une équation non équilibrée à partir des données fournies: Cr2O72-(aq) + C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g)

Cr2O72-(aq) + C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g) On attribue un nombre d’oxydation à chaque atome dans l’équation afin de déterminer s’il s’agit d’une réaction redox. Cr2O72-(aq) + C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g) +6 -2 -2 +1 -2 +1 +3 +4 -2 Le nombre d’oxydation du chrome diminue, passant de +6 à +3; le chrome est donc réduit. Le nombre d’oxydation du carbone augmente, passant d’une moyenne de -2 à +4; le carbone est donc oxydé. Il s’agit d’une réaction redox.

Cr2O72-(aq) + C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g) On écrit les nombres d’oxydations sur des flèches entre l’atomes des réactifs et l’atomes des produits. +3 e- Cr2O72-(aq) + C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g) -6 e-

2Cr2O72-(aq) + 1C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g) On détermine le plus petit commun multiple des nombres 3 et 6 qui est 6. On multiplie 3 par 2 et multiplie 6 par 1 pour obtenir un résultat de 6. On donne au dichromate un coefficient de 2 et, à l’éthanol, un coefficient de 1. 2(+3 e-) 2Cr2O72-(aq) + 1C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + CO2(g) 1(-6 e-)

On équilibre le nombre d’atomes de tous les éléments. 2Cr2O72-(aq) + 1C2H5OH(aq) 4Cr3+(aq) + 2CO2(g) ATTENTION: Si la réaction se déroule dans une solution acide ou basique, on équilibre tous les éléments sauf les atomes hydrogène et d’oxygène. On ajoute des molécules d’eau, des ions d’hydrogène ou des ions hydroxyde afin d’équilibrer l’équation. 16H+ (aq) + 2Cr2O72-(aq) + 1C2H5OH(aq) 4Cr3+(aq) + 2CO2(g) + 11H2O(l)

ACTIVITÉ: Faire les exercices #35 à #44 à la page 615