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== Réaction d'oxydoréduction ==
Une réaction d'oxydoréduction, souvent abrégée en Redox, est une réaction qui fait intervenir un échange d'électrons entre les réactifs. Son nom indique qu'elle fait intervenir simultanément une oxydation et une réduction :

* L'oxydation d'une espèce chimique correspond à une perte d'électrons pour celle-ci<ref>http://www.cnrs.fr/cnrs-images/chimieaulycee/THEMES/oxydo/reaction.htm</ref>.
* La réduction d'une espèce chimique correspond à un gain d'électrons pour celle-ci.

Dans les milieux habituels de réaction, les charges n'apparaissent pas à l'état libre, car ces milieux doivent rester électriquement neutres. C'est pourquoi oxydation et réduction sont couplées, les électrons perdus par une espèce sont gagnés par une autre.

== Oxydant ==
{{Définition|Un oxydant est une espèce chimique (atome, ion, molécules,...) capable de capter un ou plusieurs électrons. Il subit la réduction. Il opère ainsi une oxydation.}}

== Réducteur ==
{{Définition|Un réducteur est une espèce chimique (atome, ion, molécule,...) capable de céder un ou plusieurs électrons. Il opère ainsi une réduction, permettant à l'oxydant de capter des électrons.}}

== Couple oxydant réducteur ==

L'oxydant est l'espèce qui va capter au moins un électron lors de la réaction d'oxydation, qui aboutit simultanément à la réduction de l'oxydant:   <math>~~\hbox{Red} \to \hbox{Ox} + \hbox{ne}^-</math>'''(réaction d'oxydation)'''

Le réducteur est l'espèce qui va donner au moins un électron lors de la réaction de réduction, qui aboutit simultanément à l'oxydation du réducteur:    <math> \hbox{Ox} + \hbox{ne}^- \to \hbox{Red}</math> '''(réaction de réduction)'''

Un oxydant ainsi que le réducteur associé forment un couple oxydant-réducteur. La notation d'un couple oxydant-réducteur est la suivante : oxydant/réducteur.<br />Exemple : <math> \hbox{Cu}^{2+} / \hbox{Cu}</math>



==== Expériences ====

· Action d'une solution d'acide chlorhydrique <math>\hbox{H}_3\hbox{O}^+_{(aq)} + \hbox{Cl}^-_{(aq)}</math> sur le zinc <math>\hbox{Zn}_{(s)}</math>.

- Les ions chlorure, présents dans la solution d'acide chlorhydrique <math>\hbox{H}^+_{(aq)} + \hbox{Cl}^-_{(aq)}</math>, sont passifs.

- Les atome de zinc Zn (s) perdent, chacun, deux électrons e - et se transforment en ions zinc Zn + + (aq). 

- Les ions hydrogène H + (aq) gagnent, chacun, un électrons e - et se transforment en molécules de dihydrogène H2 (g).

Remarque 1 : En donnant des électrons, un réducteur subit une oxydation. En recevant des électrons, un oxydant subit une réduction.

Remarque 2 : Si les ions hydrogène H + (aq) sont écrits sous la forme d'ions oxonium H3O + alors l'équation (4) s'écrit sous la forme :

Zn (s) + 2 H3O -> Zn + + (aq) + H2 (g) + 2 H2O (l) (4 bis)

Rappelons que (l) signifie (liquide).

· Réduction des ions cuivrique Cu + + (aq) par le métal zinc Zn (s).


 

On réalise l'expérience schématisée ci-dessus. Les ions sulfates sont spectateurs. L'équation de la réaction d'oxydoréduction qui se produit s'écrit :


 

Les ions oxydants Cu + +, recevant des électrons, sont réduits et deviennent Cu. 

Un oxydant subit une réduction en gagnant des électrons.

Les atomes réducteurs Zn, perdant des électrons, sont oxydés et deviennent Zn + +. 

Une oxydation est une perte d'électrons.

Remarque : 

- La solution initiale contient des ions cuivre (II) Cu + + qui, avec de la soude, donnent un précipité bleu d'hydroxyde cuivrique :

Cu + + (aq) + 2 HO - (aq) Cu(OH)2 (s) (8)

- La solution finale contient des ions Zn + + qui, avec de la soude, donnent un précipité blanc d'hydroxyde de zinc : 

Zn + + (aq) + 2 HO - (aq) Zn(OH)2 (s) (9)

Un excès d'ions hydroxyde ferait disparaître le précipité blanc d'hydroxyde de zinc en donnant des ions zincates incolores :

Zn(OH)2 (s) + 2 HO - (aq) Zn(OH)4 - - (aq) (10)

· Réduction des ions permanganates MnO4 - par les ions fer (II) Fe + + en milieu acide.

- Un bécher de 100 mL contient 10 mL d'une solution décimolaire de permanganate de potassium K + + MnO4 -, acidifié par quelques gouttes d'acide sulfurique concentré 2 H + + SO4 - -. Le mélange possède la couleur violette des ions MnO4 -. 

- On ajoute progressivement une solution de sulfate ferreux décimolaire Fe + + + SO4 - -. La couleur violette finit par disparaître.

- On peut montrer que les ions fer (II) Fe + + se sont transformés en ions fer (III) Fe + + +. Ils ont été oxydés par les ions permanganate MnO4 - : 


 

- Les ions fer (II) Fe + +(ou ferreux) initiaux donneraient avec des ions hydroxyde HO - un précipité vert d'hydroxyde ferreux :

Fe + + (aq) + 2 HO - (aq)Fe(OH)2 (s) (14)

- Les ions fer (III) Fe + + + (ou ferrique) formés donneraient avec des ions hydroxyde HO - un précipité rouille d'hydroxyde ferrique :

Fe + + + (aq) + 3 HO - (aq)Fe(OH)3 (s) (15)

Remarque 1 : Les ions potassium K + et les ions sulfates SO4 - - sont des ions spectateurs.

Remarque 2 : Pour équilibrer la demi équation (12) on suit les étapes suivantes : 

  MnO4 - + ... = Mn + + + ...

- On équilibrera en dernier les charges électriques (avec des électrons e -).

- Le dernier élément équilibré sera l'élément manganèse qui figure sous forme d'ion simple Mn + +.

- On équilibre l'élément oxygène :

MnO4 - + ... = Mn + + + 4 H2O

- On équilibre l'élément hydrogène en se rappelant qu'on opère en milieu acide, en présence de H + (aq).

  MnO4 - + 8 H + + ... = Mn + + + 4 H2O

- L'élément manganèse est équilibré.

- Equilibre des charges électriques :

Le bilan des charges est provisoirement de 7 (+) à gauche et de 2 (+) à droite. 

On fait donc intervenir 5 e - à gauche. 

MnO4 - + 8 H + + 5 e - = Mn + + + 4 H2O ou mieux :

MnO4 - (aq) + 8 H + (aq) + 5 e - = Mn + + (aq) + 4 H2O (l) (12)

=== Changement du rôle (oxydant/réducteur) de certains éléments selon le couple === 

==== Exemple : Cas de l'ion fer (II) ==== 

L'ion ferreux se comporte parfois comme un réducteur, parfois comme un oxydant.

- L'ion ferreux Fe + + est le réducteur du couple oxydant / réducteur Fe + + + / Fe + + :

Fe + + + (aq) + 1 e - = Fe + + (aq) (16) 

- L'ion ferreux Fe + + est l'oxydant du couple oxydant / réducteur Fe + + / Fe :

Fe + + (aq) + 2 e - = Fe (s) (17) 

=== Conclusion : les réactions d'oxydoréduction ===
==== Écriture d'une réaction d'oxydoréduction ====
 

Toute réaction d'oxydoréduction fait intervenir l'oxydant d'un couple oxydant 1 / réducteur 1 qui reçoit un ou plusieurs électrons donnés par le réducteur autre couple oxydant 2 / réducteur 2 :

oxydant 1 + n e - = réducteur 1

réducteur 2 = oxydant 2 + n e -

L'équation de toute réaction d'oxydoréduction s'écrit donc :

<div style="text-align: center;"><math> \hbox{oxydant}_1 + \hbox{réducteur}_2 \to \hbox{réducteur}_1 + \hbox{oxydant}_2 </math></div>

La flèche simple indique que la réaction est supposée totale pour le réactif limitant ou pour les deux réactifs s'ils sont pris dans des proportions stœchiométriques

L'année prochaine nous classerons les oxydants (et les réducteurs) suivant leur "force" et nous verrons que certaines réactions sont limitées, voire impossibles. 

Donnons, en complément de programme, l'échelle classant les couples oxydant / réducteur. La définition du potentiel standard d'oxydoréduction Eo d'un couple oxydant / réducteur ne sera donnée que dans l'enseignement post baccalauréat. 


==== Réaction d'oxydoréduction spontanée ==== 

Ce sous paragraphe, hors programme, est donné en complément.

Règle du gamma direct : Dans une réaction spontanée, l’oxydant le plus fort des deux couples réagit avec le réducteur le plus fort des deux couples.

L'échelle ci-dessus montre que H2O et Na réagissent de façon naturelle en donnant H2 et Na + (un gamma direct joint les réactifs et les produits). Par contre H2 et Na + ne réagissent pas (gamma indirect).

La réaction spontanée s'écrit :

H2O (l) + Na (s) H2 (g) + HO - (aq) + Na + (aq)

C'est une réaction dangereuse car elle est violente. Le dihydrogène produit peut s'enflammer au contact de l'oxygène de l'air.

== Réaction d'oxydo-réduction ==
Une réaction d'oxydo-réduction est le transfert d'électrons du réducteur d'un premier couple oxydant-réducteur, vers l'oxydant du deuxième couple oxydant-réducteur.
<br />

<math>Fe_{(s)} + Cu^{2+} \rightarrow Fe^{2+} + Cu_{(s)}</math>

On additionne les deux demi-équations pour donner la réaction d'oxydoréduction.

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== Références ==
{{Références}}

[[Catégorie:Chimie générale (livre)|Réactions oxydant-réducteur]]