[Niveau 2] Oxydation et réduction

Bon là c'est la fin du semestre, partiels time, alors les posts ça risque honnêtement d'être un peu erratique.

Mais là j'ai envie de vous parler un peu de ce que les chimistes appellent les réactions rédox, et qu'on pourrait traduire par les réactions d'oxydation et de réduction.

L'oxydation c'est quoi ?

Ben par exemple c'est quand vous laissez votre machin en fer là dehors, et qu'il rouille. Il s'est oxydé. Et plus généralement ça englobe tout un tas de réactions chimiques super communes.

La réduction, c'est l'opération inverse, ramener la rouille à l'état de fer métallique.

Passons maintenant à la théorie. Il y a deux définitions simples à appliquer.

Oxyder une espèce chimique, c'est lui faire perdre des électrons.
Réduire une espèce chimique, c'est lui faire gagner des électrons.

Et en général ça va ensemble, une espèce prend un ou plusieurs électrons à une autre, hop l'une est oxydée l'autre réduite, c'est une réaction d'oxydoréduction, dite parfois réaction rédox.

Un réducteur est une espèce capable de céder des électrons
Un oxydant est une espèce capable de capter des électrons.

Logique : un réducteur réduit une espèce, cette espèce gagne donc des électrons que le réducteur lui cède. Inversement pour un oxydant.

Exemple :

Vous mettez du zinc métallique (Zn) dans une solution de sulfate de cuivre, donc composées d'ions Cu²⁺ et SO₄^2-. Vous laissez agiter. Au bout d'un moment, dans votre solution, vous allez avoir du cuivre métallique dans une solution de sulfate de zinc.

L'équation de la réaction est la suivante :

Cu²⁺_(aq) + Zn_(s) -> Zn²⁺_(aq) + Cu_(s)

Qu'on peut découper en deux :
Cu²⁺_(aq) + 2 e^- = Cu_(s)
Zn_(s) = Zn²⁺_(aq) + 2e^-

Avec 1 e^- = 1 électron, c'est une notation fréquemment utilisée.

Petits rappels :
- La signification des notations _(s) et _(aq) a été abordée ici.
- Les métaux notés sans indication de charge ont une charge de 0 (logique)
- Un électron est chargé négativement ! Ce qui veut dire que
lorsqu'une espèce est oxydée, elle perd des électrons, sa charge augmente,
lorsqu'une espèce est réduite, elle gagne des électrons, sa charge diminue .
 
Ces deux égalités sont des demi-équations. Pour équilibrer l'équation finale, il faut s'assurer que lorsque les demi-équations sont toutes écrites dans le sens de la réaction, on ait autant d'électrons à gauche qu'à droite du signe =, ici deux.

Une demi-équation s'écrit toujours :

Oxydant + n électrons = Réducteur

Une autre, tout aussi classique mais un peu plus complexe : la réaction rédox du permanganate de potassium avec l'eau oxygénée, de MnO₄^- à Mn²⁺.

Protagonistes (i.e. réactifs)
- le permanganate, MnO₄^-.
- l'eau oxygénée H₂O₂.


Demi-équations
1) MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4 H₂O

Alors non, je ne la sors pas de mon chapeau. Il y a un processus de raisonnement que je vous livre ici. Je vous conseille le papier et le crayon pour écrire les étapes une à une afin de  bien piger.
- écrire les deux espèces chimiques principales, ici les composés du manganèse, une forme, l'oxydée ou la réduite, de chaque côté du signe égal,
- compter les atomes d'oxygène en plus à gauche, ici quatre,
- savoir que dans le milieu sans contraintes particulières, l'oxygène passera dans des molécules d'eau, en écrire le nombre voulu de l'autre côté, 4 donc,
- compter les hydrogènes surnuméraires qui sont apparus,
- découvrir que la réaction se fait en milieu acide, ce qui implique la présence d'ions H⁺ (lien à venir),
- faire apparaître le nombre de H⁺ nécessaire de l'autre côté, 4x2=8,
- compter la somme des charges de chaque côté (ici +7 à gauche, +2 à droite),
- combler la différence en ajoutant des électrons.
Et c'est terminé.

On peut raccourcir ça en :
- écrire les composés principaux de chaque côté de l'égalité (un oxydé un réduit),
- égaliser les O en faisant apparaître des H₂O,
- égaliser les H en faisant apparaître des H⁺,
- égaliser les charges en faisant apparaître des électrons.

Voilà. Ca marche dans la plupart des cas, et dans tous ceux du niveau 2 en tout cas.

Vous êtes prêts pour la seconde demi-équation ? Top départ.

H₂O₂ = O₂*^{(ça veut dire note en bas de page cette étoile hein, pas une excitation de l'oxygène ou que sais-je)}
 Il manque 2H à droite.
H₂O₂ = O₂ + 2 H⁺
Il manque 2 électrons à droite.
H₂O₂ = O₂ + 2 H⁺ + 2e^-

Donc on a nos deux demi-équations :
MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4 H₂O
H₂O₂ = O₂ + 2 H⁺ + 2e^-

Equilibrons

[MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4 H₂O] x 2
[H₂O₂ = O₂ + 2 H⁺ + 2e^-] x 5

Soit une équation finale de :
2 MnO₄^- + 16 H⁺ + 5 H₂O₂ = 2 Mn²⁺ + 8 H₂O + 5 O₂ + 10 H⁺
ou mieux
2 MnO₄^- + 6 H⁺ + 5 H₂O₂ = 2 Mn²⁺ + 8 H₂O + 5 O₂

Et voilà.

Personnellement j'ai mis quelque temps à arrêter définitivement de m'emmêler les pinceaux entre oxydation et réduction, oxydant et réducteur, etc. La meilleure recette est de se reporter aux définitions dès qu'on a un doute, c'est tout.

Bon, ça fait près d'une heure et demie que j'écris là, donc on verra plus tard pour les exercices. Je vous parlerai également des piles et des électrolyses, directement liées à cette notion d'oxydoréduction.


*Il se trouve que l'eau oxygénée peut, dans d'autres conditions, être réduite en eau, mais pas dans ce cas, ça voudrait dire qu'on a deux oxydants dans le milieu. Donc l'eau oxygénée est oxydée en dioxygène et se comporte comme un réducteur.
H₂O₂ + 2 H⁺+ 2e^- = 2 H₂O