Photographie/Physique-chimie/Oxydoréduction

Une réaction d'oxydoréduction consiste en un transfert d'électrons entre deux ou plusieurs atomes, ions ou molécules. Lorsqu'un réducteur perd des électrons, il s'oxyde. En même temps ces électrons sont capturés par un oxydant qui se réduit.

Par exemple, lorsque l'on plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate cuivrique, on constate que du cuivre se dépose sur cette lame ; si l'on analyse la solution, on s'aperçoit alors qu'elle contient des ions provenant de la lame. Le zinc, réducteur, a perdu des électrons et s'est donc oxydé. Le cuivre en a gagné et s'est réduit.

$C{u}^{++}+Zn\to Cu+Z{n}^{++}$

L'oxydation d'un atome peut se faire en plusieurs étapes :

$Fe-2e^{-}\to F{e}^{++}etF{e}^{++}-e^{-}\to F{e}^{+++}$

Il faut bien se rappeler que lorsqu'une réaction d'oxydoréduction a lieu en milieu aqueux, elle est le plus souvent soumise aux variations du pH. C'est le cas pour la, ou plutôt pour les réactions de réduction du permanganate de potassium :

• en milieu alcalin, la réaction s'arrête au manganate :

$2KMn{O}_4+2KOH\to 2K_{2}Mn{O}_4+H_{2}O+1/2O_2$

• en présence de réducteurs, on atteint le bioxyde de manganèse :

$2KMn{O}_4+H_{2}O\to 2Mn{O}_2+2KOH+3/2O_2$

• si la solution est acide, on va jusqu'à l'ion Mn⁺⁺ :

$2KMn{O}_4+3H_{2}S{O}_4\to 2MnS{O}_4+K_{2}S{O}_4+3H_{2}O+5/2O_2$

Le mélange sulfo-manganique fait passer, par exemple, l'ion ferreux Fe⁺⁺ à l'état d'ion ferrique Fe⁺⁺⁺ :

$2KMn{O}_4+10FeS{O}_4+8H_{2}S{O}_4\to 2MnS{O}_4+5F{e}_2(S{O}_4{)}_3+K_{2}S{O}_4+8H_{2}O$

réaction qui, comme les précédentes, s'écrit plus simplement sous la forme ionique :

$Mn{O}_4^{-}+5F{e}^{++}+8H_3{O}^{+}\to M{n}^{++}+5F{e}^{+++}+12H_{2}O$

Le manganèse se trouvait à l'état oxydé fictif Mn⁷⁺, est réduit en gagnant 5 électrons qu'il prend aux 5 ions ferreux :

$M{n}^{7+}+5F{e}^{++}\to M{n}^{++}+5F{e}^{+++}$

Le fait que les réactions d'oxydoréduction mettent en jeu les électrons permet d'étudier la « force » des oxydants et réducteurs au moyen de mesures électriques. On définit un potentiel d'oxydoréduction ε d'autant plus grand que le système est plus oxydant. Par convention, ce potentiel est nul pour l'hydrogène. Sans donner ici son expression complète, on peut dire que ce potentiel est une fonction du pH, lequel doit être précisé lorsque l'on donne les valeurs d'ε.

forme oxydée	forme réduite	ε (en V)	pH
$L{i}^{+}+e$	$Li$	- 3,02	0
$S+2e$	$S^{--}$	- 0,5	14
$2H^{+}+2e$	$H_2$	0,00	0
$S{n}^{++++}+2e$	$S{n}^{++}$	+ 0,13	0
$A{g}^{+}+e$	$Ag$	+ 0,20	0 (AgCl + HCl N)
$A{g}^{+}+e$	$Ag$	+ 0,80	0
$C{l}_2+2e$	$2C{l}^{-}$	+ 1,34	0
$Mn{O}_4^{-}+8H^{+}+5e$	$M{n}^{++}+4H_{2}O$	+ 1,50	0,5

Dans le domaine de la photographie, les réactions d'oxydoréduction sont nombreuses, à commencer par le développement des surfaces sensibles. Ce processus, comme nous le verrons, est très sensible au pH.

Modèle:Ph Physique-chimie