Fiche de révision

L'oxydant et le réducteur

Contenu

A Le nombre d'oxydation dans une espèce inorganique

Un nombre d'oxydation est le nombre de charges électriques élémentaires réelles ou fictives que porte un atome au sein d'une espèce chimique. On le note en chiffre romain.

Sa valeur :

est nulle dans le cas d'un atome ou d'une molécule ne contenant qu'une sorte d'atome. Exemple : 0 pour l'élément aluminium dans Al, pour l'élément hydrogène dans H;

est égale à la charge dans le cas d'un ion monoatomique. Exemple : – I pour l'élément chlore dans l'ion chlorure Cl, + III pour l'élément aluminium dans l'ion aluminium Al3+ ;

se calcule en considérant que l'élément :

 possède tous les électrons des liaisons chimiques établies avec les atomes moins électronégatifs que lui, ce qui se traduit donc pour lui par un gain d'électron(s) ;

 ne possède aucun des électrons des liaisons chimiques établies avec les atomes plus électronégatifs que lui, ce qui se traduit par une perte d'électron(s).

EXEMPLES

• Dans CO2, O = C = O, l'élément oxygène est plus électronégatif que l'élément carbone, on considère que l'oxygène a pris les deux électrons des liaisons chimiques : son nombre d'oxydation est donc – II, ce qui est le cas en général. La molécule étant neutre, la somme des nombres d'oxydation est nulle, ainsi n.o.(C) + 2 n.o.(O) = 0. Le nombre d'oxydation du carbone vaut donc IV car n.o.(C) = -2 n.o.(O) = + IV.

• Dans MnO4, l'élément oxygène, plus électronégatif que l'élément manganèse, a un nombre d'oxydation égal à – II. Il s'agit d'un ion, aussi la somme des nombres d'oxydation est égale à la charge de l'ion -I. Ainsi, n.o.(Mn) + 4 n.o.(O) = -I. Le nombre d'oxydation du manganèse vaut donc VII car n.o.(Mn) = - I - 4 n.o.(O) = + VII.

• Dans Cr2O72–, l'élément oxygène, plus électronégatif que l'élément chrome, a un nombre d'oxydation égal à -II. Il s'agit d'un ion, aussi la somme des nombres d'oxydation est égale à la charge de l'ion – II. Ainsi 2 n.o.(Cr) + 7 n.o.(O) = – II. Le nombre d'oxydation du chrome vaut donc VI car n.o.(Cr) = ½ (- II – 7 n.o.(O)) = + VI.

Dans une réaction chimique d'oxydoréduction, on peut déterminer l'oxydant et le réducteur en prenant en compte les nombres d'oxydation. L'oxydant est l'espèce pour laquelle le nombre d'oxydation de l'élément chimique a la plus grande valeur et le réducteur, l'espèce pour laquelle le nombre d'oxydation a la plus petite valeur.

EXEMPLE

Dans la réaction 2 I + H2O2 + 2 H+ → I2 + 2 H2O, les valeurs des nombres d'oxydation sont :

– pour l'élément iode : -I dans I et 0 dans I2, donc l'oxydant est le diiode I2 et le réducteur est l'ion iodure I– ;

– pour l'élément oxygène : –I dans H2O2 (car la molécule s'écrit H–O–O–H : chaque atome d'oxygène ne peut prendre que l'électron de la liaison O-H mais pas celui de la liaison O–O) et –II dans H2O, donc l'oxydant est l'eau oxygénée H2O2 et le réducteur est l'eau H2O.

Il se produit une réaction entre l'oxydant – l'eau oxygénée H2O2 – et le réducteur – l'ion iodure I.

B Définitions

Un oxydant est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs électrons en solution aqueuse. Quand l'oxydant a capté un ou plusieurs électrons, il est réduit.

Exemple

L'ion Fe2+ est un oxydant, il se transforme en fer métallique en captant 2 électrons :

Fe2+ + 2 e = Fe.

Quelques oxydants usuels : le dioxygène gazeux O2, le dichlore gazeux Cl2, le diiode I2 en solution, l'eau oxygénée H2O2 en solution.

Un réducteur est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs électrons en solution aqueuse. Quand le réducteur a cédé un ou plusieurs électrons, il est oxydé.

Exemple

Le lithium métallique est réducteur, il se transforme en ion lithium en cédant un électron :

Li = Li+ + e .

Quelques réducteurs usuels : le dihydrogène gazeux H2, l'ion fer (II) en solution.

C Les couples oxydant/réducteur et la demi-réaction électronique

Un couple oxydant/réducteur comporte un oxydant Ox et un réducteur Réd. Une demi-équation électronique ou d'oxydoréduction lie les deux espèces chimiques :

Oxydant + n e = Réducteur ou Ox + n e = Réd

Ox et Réd forment le couple oxydant/réducteur Ox/Réd.

Attention, la forme oxydante est toujours écrite en premier dans un couple oxydant réducteur ! On utilise un signe égal dans les demi-équations électroniques.

EXEMPLE

En milieu acide : couple Cr2O72–(aq)/Cr3+(aq).

La demi-équation électronique est : Cr2O72–(aq) + n e = Cr3+(aq).

Il faut assurer la conservation de l'élément chrome. Or, à gauche, l'ion dichromate Cr2O72– contient 2 éléments chrome. Il en faut aussi 2 à droite, ce qui est obtenu en plaçant un coefficient 2 devant Cr3+ : Cr2O72–(aq) + n e = 2 Cr3+(aq).

Il faut assurer la conservation de l'élément oxygène. Or, à gauche, l'ion dichromate contient 7 éléments oxygène, il en faut donc 7 à droite sous forme d'eau :

Cr2O72–(aq) + n e = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l). Ceci ajoute 14 hydrogènes à droite, qui doivent figurer à gauche sous forme de H+ : Cr2O72–(aq) + n e + 14 H+(aq) = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l).

Il reste à équilibrer la charge : Cr2O72–(aq) + 6 e + 14 H+(aq) = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l).

D La réaction d'oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction se produit entre l'oxydant Ox1 d'un couple Ox1/Red1 et le réducteur Réd2 d'un autre couple Ox2/Réd2. Il y a transfert d'électrons :

le réducteur 2 cède des électrons et est oxydé en oxydant 2 ;

l'oxydant 1 capte les électrons cédés et est réduit en réducteur 1.

Le nombre d'électrons cédés par le réducteur 2 est égal au nombre d'électrons captés par l'oxydant 1, car les électrons ne peuvent pas exister à l'état libre en solution aqueuse.

EXEMPLE

La réaction entre le diiode I2 et les ions thiosulfate S2O32–.

Il faut identifier les couples oxydant/réducteur mis en jeu et souligner les réactifs :

Image dont le contenu est  I2/I– et S4O62–/S2O32–; Fin de l'image

On écrit alors les demi-équations avec les réactifs à gauche :

Image dont le contenu est I2/I– : I2 + 2 e– = 2 I–S4O62–/S2O32–  : 2 S2O32– = 2 e– + S4O62–; Fin de l'image

On ajoute les deux demi-équations pour former l'équation. Comme chaque demi-équation nécessite deux électrons, ces électrons vont disparaître en faisant la somme :

L'équation est donc : I2 + 2 S2O32 → 2 I + S4O62–

Cette équation signifie qu'il faut deux moles d'ions thiosulfate pour réagir avec une mole de diiode. On utilise une simple flèche si la réaction est totale.

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