Réactions d'oxydo-réduction et prévision

Introduction

Après avoir étudié les couples oxydant/réducteur et les demi-équations, il est temps de comprendre comment se construit une réaction d'oxydo-réduction complète. Ces réactions impliquent toujours un transfert d'électrons entre un réducteur d'un couple et un oxydant d'un autre couple. Savoir écrire l'équation bilan, prévoir le sens de la réaction grâce à la classification électrochimique et utiliser le nombre d'oxydation pour repérer les transferts d'électrons sont des compétences essentielles du programme de Première.

Section 1 — Construction d'une réaction d'oxydo-réduction

Principe du transfert d'électrons

Une réaction d'oxydo-réduction met en jeu deux couples Ox/Réd. Le réducteur d'un couple cède ses électrons à l'oxydant de l'autre couple. Les électrons n'apparaissent pas dans l'équation bilan : ils sont transférés directement d'une espèce à l'autre.

Pour écrire l'équation bilan, on procède en trois étapes :

1. Écrire les deux demi-équations (l'une dans le sens de la réduction, l'autre dans le sens de l'oxydation)
2. Multiplier les demi-équations pour que le nombre d'électrons échangés soit identique
3. Additionner les deux demi-équations : les électrons se simplifient

Exemple détaillé : réaction entre le zinc et les ions cuivre(II)

Couples mis en jeu : $Cu^{2+}/Cu$ et $Zn^{2+}/Zn$

Demi-équation de réduction (l'oxydant $Cu^{2+}$ capte des électrons) :

$$Cu^{2+} + 2e^- \to Cu$$

Demi-équation d'oxydation (le réducteur $Zn$ cède des électrons) :

$$Zn \to Zn^{2+} + 2e^-$$

Chaque demi-équation échange 2 électrons → on peut les additionner directement :

$$Zn + Cu^{2+} \to Zn^{2+} + Cu$$

Observation expérimentale : lorsqu'on plonge une lame de zinc dans une solution de sulfate de cuivre ($CuSO_4$), la solution bleue se décolore progressivement (disparition de $Cu^{2+}$) et un dépôt rougeâtre de cuivre métallique apparaît sur la lame de zinc.

Exemple avec ajustement des coefficients

Couples : $MnO_4^-/Mn^{2+}$ et $Fe^{2+}/Fe^{3+}$ (en milieu acide)

Demi-équation de réduction :

$$MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \to Mn^{2+} + 4H_2O$$

Demi-équation d'oxydation :

$$Fe^{2+} \to Fe^{3+} + e^-$$

Le permanganate échange 5 électrons et le fer n'en échange qu'un seul. On multiplie la seconde par 5 :

$$5Fe^{2+} \to 5Fe^{3+} + 5e^-$$

Addition des deux demi-équations (les $5e^-$ se simplifient) :

$$MnO_4^- + 8H^+ + 5Fe^{2+} \to Mn^{2+} + 4H_2O + 5Fe^{3+}$$

Section 2 — Prévision du sens de la réaction

Classification électrochimique et règle du gamma

Les couples oxydant/réducteur peuvent être classés selon leur pouvoir oxydant (ou réducteur). Cette classification, souvent présentée sous forme de tableau vertical, permet de prévoir le sens spontané d'une réaction :

Pouvoir oxydant croissant ↑	Couple $Ox/Réd$	Pouvoir réducteur croissant ↓
Fort	$MnO_4^-/Mn^{2+}$	Faible
	$I_2/I^-$
	$Cu^{2+}/Cu$
	$Fe^{2+}/Fe$
Faible	$Zn^{2+}/Zn$	Fort

La règle du gamma (γ) énonce que la réaction spontanée a lieu entre :

• L'oxydant le plus fort (en haut à gauche du tableau)
• Le réducteur le plus fort (en bas à droite du tableau)

En traçant un « gamma » (γ) reliant ces deux espèces, on obtient le sens de la réaction.

Application de la règle

Question : La réaction entre $Zn$ et $Cu^{2+}$ est-elle spontanée ?

Dans le tableau, $Cu^{2+}$ est un oxydant plus fort que $Zn^{2+}$, et $Zn$ est un réducteur plus fort que $Cu$. Le gamma relie $Cu^{2+}$ (oxydant fort) à $Zn$ (réducteur fort) → la réaction $Zn + Cu^{2+} \to Zn^{2+} + Cu$ est spontanée ✓.

La réaction inverse ($Cu + Zn^{2+} \to Cu^{2+} + Zn$) n'est pas spontanée dans les conditions standard.

Section 3 — Nombre d'oxydation

Définition

Le nombre d'oxydation (NO, noté aussi d.o. pour degré d'oxydation) est un nombre algébrique attribué à chaque atome dans une espèce chimique. Il représente la charge fictive que porterait l'atome si toutes les liaisons étaient purement ioniques (les électrons de liaison étant attribués à l'atome le plus électronégatif).

Règles de calcul

1. Corps simple : $NO = 0$ (ex : $Zn$, $O_2$, $H_2$)
2. Ion monoatomique : $NO =$ charge de l'ion (ex : $Fe^{3+}$ → $NO = +III$, $Cl^-$ → $NO = -I$)
3. Dans une molécule : $\sum NO = 0$
4. Dans un ion polyatomique : $\sum NO =$ charge de l'ion
5. Conventions : $NO(H) = +I$ (sauf les hydrures métalliques), $NO(O) = -II$ (sauf les peroxydes)

Application numérique

Déterminer le $NO$ du soufre dans $SO_4^{2-}$ :

On sait que $NO(O) = -II$. Dans l'ion $SO_4^{2-}$, il y a 1 atome de $S$ et 4 atomes de $O$ :

$$NO(S) + 4 \times (-II) = -2$$

$$NO(S) - 8 = -2$$

$$NO(S) = +VI$$

Le soufre a un nombre d'oxydation de $+VI$ dans l'ion sulfate.

Lien avec l'oxydo-réduction

Le nombre d'oxydation permet de repérer les transferts d'électrons :

• Si le $NO$ d'un élément augmente → l'espèce est oxydée (elle perd des électrons)
• Si le $NO$ d'un élément diminue → l'espèce est réduite (elle gagne des électrons)

Exemple : Dans la réaction $Zn + Cu^{2+} \to Zn^{2+} + Cu$ :

• $NO(Zn)$ passe de $0$ à $+II$ → le zinc est oxydé (réducteur)
• $NO(Cu)$ passe de $+II$ à $0$ → le cuivre est réduit (oxydant)

À retenir

• Une réaction redox combine deux demi-équations dont les électrons se compensent.
• On ajuste les coefficients pour que le nombre d'électrons échangés soit identique dans les deux demi-équations.
• La règle du gamma prédit que la réaction spontanée se fait entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.
• Le nombre d'oxydation (NO) est un outil pour identifier les transferts d'électrons : il augmente lors d'une oxydation et diminue lors d'une réduction.
• Les règles : $NO(H) = +I$, $NO(O) = -II$, $\sum NO = 0$ (molécule) ou $=$ charge (ion polyatomique).

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