A Les oxydants et les réducteurs
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.
Remarque
Les antiseptiques ont souvent un caractère oxydant.
EXEMPLE
L'ion Fe2+ est un oxydant, il se transforme en fer métallique Fe en captant 2 électrons :
Fe2+(aq) + 2 e– = Fe(s)
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 Li est réducteur, il se transforme en ion lithium Li+ en cédant un électron :
Li(s) = Li+(aq) + e–
B Les couples oxydant/réducteur
Un couple oxydant/réducteur comporte un oxydant Ox et un réducteur Réd. Une demi-équation électronique ou d'oxydo-réduction lie les 2 espèces chimiques :
Oxydant + n e– = Réducteur
Ox + n e– = Réd
Ox et Réd forment le couple oxydant/réducteur Ox/Réd. Ce sont des espèces conjuguées.
Attention
La forme oxydante est toujours écrite en premier dans un couple oxydant/réducteur.
On place un signal égal dans les demi-équations électroniques au lieu d'une simple flèche utilisée pour les réactions chimiques.
EXEMPLES
Exemple 1
Indépendant du milieu : couple I2(aq)/I–(aq)
La demi-équation électronique est : I2(aq) + n e– = I–(aq).
Il faut assurer la conservation de l'élément iode dans cette demi-équation. Or à gauche, le diiode contient 2 éléments iode. Il en faut donc aussi 2 à droite, ce qui est obtenu en plaçant un coefficient 2 devant l'ion iodure I– : I2(aq) + n e– = 2 I–(aq).
Il faut ensuite équilibrer l'équation au niveau des charges électriques : à droite, la charge globale est –2. Il faut donc ajouter 2 électrons à gauche pour obtenir la même charge –2 à gauche :
I2(aq) + 2 e– = 2 I–(aq)
La demi-équation est alors équilibrée.
Exemple 2
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 aussi 7 à droite.
Pour ajouter un élément oxygène d'un côté en milieu acide, on place une molécule d'eau de ce côté et 2 ions hydrogène (souvent appelés « protons ») de l'autre côté.
On place alors 7 molécules d'eau à droite pour ajouter les 7 éléments oxygène et 14 ions hydrogène H+ à gauche pour assurer la conservation en élément hydrogène :
Cr2O72–(aq) + 14 H+(aq) + n e– = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(liq)
Il faut ensuite équilibrer l'équation en charges électriques : à droite, la charge globale est + 6, il faut donc ajouter 6 électrons à gauche pour obtenir la même charge + 6 à gauche :
Cr2O72–(aq) + 6 e– + 14 H+(aq) = 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(liq)
La demi-équation est alors équilibrée.
C La réaction d'oxydo-réduction
Une réaction d'oxydo-réduction se produit entre l'oxydant Ox1 d'un couple et le réducteur d'un autre couple 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.
