1.5 – Réactions redox

L’atmosphère terrestre contient environ 20 % d’oxygène moléculaire, O₂, un gaz chimiquement réactif qui joue un rôle essentiel dans le métabolisme des organismes aérobies et dans de nombreux processus environnementaux qui façonnent le monde. Le terme “oxydation” a été utilisé à l’origine pour décrire les réactions chimiques impliquant l’O₂, un terme que vous connaissez peut-être dans le contexte de scénarios et d’applications réels comme le brunissement de certains fruits et l’implication des antioxydants. Cependant, dans le domaine des sciences, sa signification a évolué pour faire référence à une classe de réactions large et importante connue sous le nom de réactions d’oxydoréduction (redox). Quelques exemples de ces réactions seront utilisés pour dresser un tableau clair de cette classification, et nous utiliserons les compétences en stœchiométrie que vous avez acquises tout au long de ce chapitre pour équilibrer les réactions d’oxydoréduction et résoudre les quantités/concentrations de réactifs/produits.

Réactions d’oxydation-réduction (Redox)
Certaines réactions redox impliquent le transfert d’électrons entre les espèces réactives pour donner des produits ioniques, comme la réaction entre le sodium et le chlore pour donner le chlorure de sodium :

2 Na (s) + Cl₂ (g)  →  2 NaCl (s)

Il est utile de considérer le processus en fonction de chaque réactif individuel, c’est-à-dire de représenter le sort de chaque réactif sous la forme d’une équation appelée demi-réaction :

2 Na (s)  →  2Na⁺ (s) + 2 e^–

Cl₂ (g) + 2 e^–  →  2 Cl^– (s)

Ces équations montrent que les atomes de Na perdent des électrons tandis que les atomes de Cl (dans la molécule de Cl₂) en gagnent, les indices “s” des ions résultants signifiant qu’ils sont présents sous la forme d’un composé ionique solide. Pour les réactions d’oxydoréduction de ce type, la perte et le gain d’électrons définissent les processus complémentaires qui se produisent :

Oxydation = perte d’électrons

Réduction = gain d’électrons

Tableau 1.5.1 Trucs et astuces – Acronymes d’oxydation et de réduction

Trucs et astuces – Acronymes d’oxydation et de réduction

Voici deux acronymes que vous pouvez facilement utiliser pour vous rappeler la différence entre oxydation et réduction : OIL RIG OIL = Oxidation Is Loss (of electrons) RIG = Reduction Is Gain (of electrons) LEO dit GER LEO (signe zodiaque pour le lion) = Loss of Electrons is Oxydation GER (comme le grognement d’un lion – *grrr*) = Gain of Electrons is Reduction

Dans cette réaction, le sodium est donc oxydé et le chlore subit une réduction. D’un point de vue plus actif, le sodium fonctionne comme un agent réducteur (réducteur), puisqu’il fournit des électrons au chlore (ou le réduit). De même, le chlore fonctionne comme un agent oxydant (oxydant), puisqu‘il élimine efficacement les électrons du sodium (oxyde).

Agent réducteur = espèce qui agent oxydantst oxydée

Agent oxydant = espèce qui est réduite

Par conséquent, étant donné que les électrons sont transférés d’un réactif à un autre, il est important de se rappeler que si quelque chose a été oxydé (il a perdu des électrons), alors quelque chose d’autre a été réduit (il a gagné ces électrons).
Certains processus d’oxydoréduction, cependant, n’impliquent pas de transfert d’électrons. Prenons, par exemple, une réaction similaire à celle qui donne le HCl :

H₂ (g) + Cl₂ (g)  →  2 HCl (g)

Le produit de cette réaction est un composé covalent, de sorte que le transfert d’électrons au sens explicite n’est pas impliqué. Pour clarifier la similitude de cette réaction avec la précédente et permettre une définition non ambiguë des réactions d’oxydoréduction, une propriété appelée indice d’oxydation a été définie. Le numéro d'oxydation (ou état d'oxydation) d’un élément dans un composé est la charge que ses atomes posséderaient si le composé était ionique. Les directives suivantes sont utilisées pour attribuer un indice d’oxydation à chaque élément d’une molécule ou d’un ion.

1. Le nombre d’oxydation d’un atome sous sa forme élémentaire est égal à zéro (par exemple O₂, Cl₂, Na).
2. Le nombre d’oxydation d’un ion monoatomique est égal à la charge de l’ion (par exemple +1 pour Na⁺, -2 pour O^2–).
3. La somme des nombres d’oxydation pour tous les atomes d’une molécule ou d’un ion polyatomique est égal à la charge de la molécule ou de l’ion.
4. Les numéros d’oxydation des non-métaux courants sont généralement attribués comme suit :

• • L’hydrogène : +1 lorsqu’il est combiné avec des non-métaux (par exemple H₂O), -1 lorsqu’il est combiné avec des métaux et du bore
  • Oxygène : -2 dans la plupart des composés (par exemple H₂O), parfois -1 (peroxydes, O₂^2-), très rarement -1/2 (superoxydes, O^2-), peut être +2 ou -1 lorsqu’il est couplé à un centre plus électronégatif (tel que F) ou à un métal du groupe 1 ou du groupe 2
  • Halogènes : -1 pour F toujours (par exemple HF), -1 pour les autres halogènes lorsqu’ils sont combinés avec des métaux, des non-métaux (sauf O), et d’autres halogènes inférieurs dans le groupe

Note : La convention appropriée pour la déclaration de la charge est d’écrire le nombre en premier, suivi du signe (par exemple, 2+), tandis que le nombre d’oxydation est écrit avec la séquence inversée, le signe suivi du nombre (par exemple, +2). Cette convention vise à souligner la distinction entre ces deux propriétés liées.

Quelques conseils à garder à l’esprit pour résoudre les problèmes liés à la détermination du nombre d’oxydation des composés : 1) si deux règles semblent se contredire, suivez la règle qui apparaît en haut de la liste ; 2) pour une espèce à plusieurs atomes, déterminez d’abord les états d’oxydation faciles, puis résolvez pour les autres atomes inconnus.

Exemple 1.5.1  – Attribution de numéros d’oxydation

Suivez les directives de cette section du texte pour attribuer des numéros d’oxydation à tous les éléments des espèces suivantes :

a. H₂S

b. SO₃^2-

c. Na₂SO₄

Solution

a. Selon la ligne directrice 4, le nombre d’oxydation de H est de +1.

En utilisant ce nombre d’oxydation et la formule du composé, la ligne directrice 3 peut alors être utilisée pour calculer le nombre d’oxydation du soufre :

Charge sur H₂S = 0 = (2 +1) + (1 × x)

x = 0 – (2 × (+1)) = -2

(b) La ligne directrice 4 suggère que l’indice d’oxydation pour l’oxygène est de -2.

En utilisant ce nombre d’oxydation et la formule de l’ion, la ligne directrice 4 peut alors être utilisée pour calculer le nombre d’oxydation du soufre :

Charge sur SO₃^2- = -2 = (3 × (-2)) + (1 × x)

x = -2 – (3 × (-2)) = +4

(c) Pour les composés ioniques, il est pratique d’attribuer des numéros d’oxydation pour le cation et l’anion séparément.

Selon la ligne directrice 2, l’indice d’oxydation du sodium est de +1.

En supposant l’indice d’oxydation habituel pour l’oxygène (-2 selon la ligne directrice 4), l’indice d’oxydation pour le soufre est calculé selon les indications de la ligne directrice 3 :

Charge sur SO₄^2- = -2 = (4 × (-2)) + (1 × x)

x = -2 – (4 × (-2)) = +6

Vérifiez votre apprentissage 1.5.1  – Attribution de numéros d’oxydation

Attribuez des états d’oxydation aux éléments dont les atomes sont soulignés dans chacun des composés ou ions suivants :

(a) KNO₃

(b) AlH₃

(c) NH₄⁺

(d) H₂PO₄^–

Réponse :

  (a) N, +5 ; (b) Al, +3 ; (c) N, -3 ; (d) P, +5

 

En utilisant le concept de nombre d’oxydation, une définition globale de la réaction d’oxydoréduction a été établie. Les réactions d’oxydoréduction (redox) sont celles dans lesquelles un ou plusieurs éléments impliqués subissent un changement d’indice d’oxydation. (Bien que la grande majorité des réactions d’oxydoréduction impliquent des changements du nombre d’oxydation pour deux éléments ou plus, il existe quelques exceptions intéressantes à cette règle – voir l’exemple “Description des réactions d’oxydoréduction”). Les définitions des processus complémentaires de cette classe de réaction sont révisées en conséquence, comme indiqué ici :

Oxydation = augmentation de l’indice d’oxydation

Réduction = diminution de l’indice d’oxydation

Pour en revenir aux réactions utilisées pour introduire ce sujet, on peut maintenant les identifier toutes deux comme des processus d’oxydoréduction. Dans la réaction entre le sodium et le chlore pour donner le chlorure de sodium, le sodium est oxydé (son nombre d’oxydation passe de 0 dans Na à +1 dans NaCl) et le chlore est réduit (son nombre d’oxydation passe de 0 dans Cl₂ à -1 dans NaCl). Dans la réaction entre l’hydrogène moléculaire et le chlore, l’hydrogène est oxydé (son nombre d’oxydation augmente de 0 dans H₂ à +1 dans HCl) et le chlore est réduit (son nombre d’oxydation diminue de 0 dans Cl₂ à -1 dans HCl).

Types de réactions d’oxydoréduction – Combustion

Plusieurs sous-classes de réactions d’oxydoréduction sont reconnues, notamment les réactions de combustion dans lesquelles le réducteur (également appelé combustible) et l’oxydant (souvent, mais pas nécessairement, l’oxygène moléculaire) réagissent vigoureusement et produisent des quantités importantes de chaleur, et souvent de lumière, sous la forme d’une flamme. Les réactions fusées-combustibles solides (figure 1.5.1) sont des processus de combustion. Cette équation représente une réaction typique des propergols dans laquelle l’aluminium solide est oxydé par le perchlorate d’ammonium :

10 Al (s) + 6 NH₄ClO₄ (s)  →  4 Al₂O₃ (s) + 2 AlCl₃ (s) + 12 H₂O (g) + 3 N₂ (g)

Figure 1.5.1. De nombreux carburants pour fusées modernes sont des mélanges solides de substances combinées en quantités soigneusement mesurées et allumées pour produire une réaction chimique générant une poussée. (crédit : modification des travaux par la NASA) (OpenStax, Chemistry. OpenStax CNX. 15 juin 2020 http://cnx.org/contents/85abf193-2bd2-4908-8563-90b8a7ac8df6 @ 4 Introduction).

Regardez cette brève vidéo montrant l’essai d’un petit prototype de moteur-fusée hybride destiné à être utilisé dans le nouveau système de lancement spatial développé par la NASA. Les premiers moteurs, qui fonctionnent à 3 s (flamme verte), utilisent un mélange de carburant liquide et d’oxydant, et les seconds, plus puissants, qui fonctionnent à 4 s (flamme jaune), utilisent un mélange solide.

Types de réactions d’oxydoréduction – Déplacement unique (remplacement)

Les réactions à déplacement unique (remplacement) sont des réactions d’oxydoréduction dans lesquelles un ion en solution est déplacé (ou remplacé) par l’oxydation d’un élément métallique. Un exemple courant de ce type de réaction est l’oxydation acide de certains métaux :

Zn (s) + 2 HCl (aq)  →  ZnCl₂ (aq) + H₂ (g)

Les éléments métalliques peuvent également être oxydés par des solutions d’autres sels métalliques, par exemple :

Cu (s) + 2 AgNO₃ (aq)  →  Cu(NO3)₂ (aq) + 2 Ag (s)

Cette réaction peut être observée en plaçant un fil de cuivre dans une solution contenant un sel d’argent dissous. Les ions argent en solution sont réduits en argent élémentaire à la surface du fil de cuivre, et les ions Cu²⁺ résultants se dissolvent dans la solution pour donner une couleur bleue caractéristique (figure 1.5.2).

Figure 1.5.2. (a) Un fil de cuivre est représenté à côté d’une solution contenant des ions d’argent(I). (b) Le déplacement des ions argent dissous par les ions cuivre entraîne (c) l’accumulation d’argent métallique de couleur grise sur le fil et le développement d’une couleur bleue dans la solution, due aux ions cuivre dissous. (crédit : modification du travail de Mark Ott)

Exemple 1.5.2 – Décrire les réactions d’oxydoréduction

Identifiez les équations qui représentent les réactions d’oxydoréduction, en donnant un nom à la réaction le cas échéant. Pour les réactions identifiées comme redox, nommer l’oxydant et le réducteur.

a. ZnCO₃ (s)  →  ZnO (s) + CO₂ (g)

b. 2 Ga (l) + 3 Br₂ (l)  →  2 GaBr₃ (s)

c. 2 H₂O₂ (aq)  →  2 H₂O (l) + O₂ (g)

d. BaCl₂ (aq) + K₂SO₄ (aq)  →  BaSO₄ (s) + 2 KCl (aq)

e. C₂H₄ (g) + 3 O₂ (g)  →  2 CO₂ (g) + 2 H₂O (l)

Solution

Les réactions d’oxydoréduction sont identifiées par définition si un ou plusieurs éléments subissent un changement d’indice d’oxydation.

a. Il ne s’agit pas d’une réaction d’oxydoréduction, puisque les nombres d’oxydation restent inchangés pour tous les éléments.

b. Il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction. Le gallium est oxydé, son indice d’oxydation passant de 0 en Ga (l) à +3 en GaBr₃ (s). L’agent réducteur est le Ga (l). Le brome est réduit, son indice d’oxydation passant de 0 en Br₂ (l) à -1 en GaBr₃ (s). L’agent oxydant est Br₂ (l).

c. Il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction. C’est un processus particulièrement intéressant, car il implique le même élément, l’oxygène, qui subit à la fois une oxydation et une réduction (une réaction dite de disproportionnement). L’oxygène est oxydé, son nombre d’oxydation passant de -1 dans H₂O₂ (aq) à 0 dans O₂ (g). L’oxygène est également réduit, son indice d’oxydation passant de -1 dans H₂O₂ (aq) à -2 dans H₂O (l). Pour les réactions de disproportionnement, la même substance fonctionne comme un oxydant et un réducteur.

d. Il ne s’agit pas d’une réaction d’oxydoréduction puisque les nombres d’oxydation restent inchangés pour tous les éléments.

e. Il s’agit d’une réaction d’oxydoréduction (combustion). Le carbone est oxydé, son indice d’oxydation passant de -2 en C₂H₄ (g) à +4 en CO₂ (g). L’agent réducteur (combustible) est le C₂H₄ (g). L’oxygène est réduit, son indice d’oxydation passant de 0 dans O₂ (g) à -2 dans H₂O (l). L’agent oxydant est O₂ (g).

Vérifiez votre apprentissage 1.5.2 – Décrire les réactions d’oxydoréduction

Cette équation décrit la production de chlorure d’étain (II) :

Sn (s) + 2 HCl (g)  →  SnCl₂ (s) + H₂ (g)

S’agit-il d’une réaction d’oxydoréduction ? Si oui, donnez un nom plus précis à la réaction, le cas échéant, et identifiez l’oxydant et le réducteur.

Réponse

Oui, une réaction de remplacement unique. Sn (s) est le réducteur, HCl (g) est l’oxydant.

 

Équilibrer les réactions d’oxydoréduction – La méthode des demi-réactions

Les réactions d’oxydoréduction discutées jusqu’à présent ont eu tendance à être assez simples, et la conservation de la masse (comptage des atomes par type) et la dérivation d’une équation chimique correctement équilibrée ont été relativement simples. L’équilibrage des autres réactions devient plus compliqué lorsqu’elles ont lieu dans un milieu aqueux qui contient souvent de l’eau, des ions hydroniums et des ions hydroxydes comme réactifs ou produits. Bien que ces espèces ne soient pas oxydées ou réduites, elles participent au changement chimique d’autres façons (par exemple en fournissant les éléments nécessaires à la formation d’oxyanions). Les équations représentant ces réactions sont parfois très difficiles à équilibrer par l’inspection, c’est pourquoi des approches systématiques ont été développées pour faciliter le processus. Une approche très utile consiste à utiliser la méthode des demi-réactions, qui divise les réactions d’oxydoréduction en leur “moitié” d’oxydation et leur “moitié” de réduction pour faciliter la recherche de l’équation globale. Cette méthode comporte les étapes générales suivantes :

1. Écrivez la forme ionique nette de la réaction (voir la section précédente “Stœchiométrie des solutions” pour vous rafraîchir la mémoire sur l’expression des équations ioniques nettes)

2. Séparez cette équation en ses deux demi-réactions représentant le processus d’oxydoréduction.

3. Équilibrez tous les éléments sauf l’oxygène et l’hydrogène.

4. Équilibrez les atomes d’oxygène en ajoutant des molécules de H₂O_.

5. Équilibrez les atomes d’hydrogène en ajoutant des ions H⁺.

6. Équilibrez la charge nette de chaque côté en ajoutant des électrons.

7. Si nécessaire, multipliez les coefficients de chaque demi-réaction par les plus petits nombres entiers possibles pour obtenir un nombre égal d’électrons dans chacune.

8. Additionnez les demi-réactions équilibrées et simplifiez en supprimant les espèces qui apparaissent des deux côtés de l’équation.

9. Vérifiez votre réaction finale (vérifiez que le nombre d’atomes et les charges totales sont équilibrés)

Les réactions d’oxydoréduction se produisent fréquemment dans les solutions, qui peuvent être acides, basiques ou neutres. Lors de l’équilibrage des réactions d’oxydoréduction, la nature de la solution peut être importante :

• Solution acide : suivre toutes les étapes 1 à 9 comme d’habitude
• Solution de base : suivez toutes les étapes 1 à 9 comme d’habitude, ajoutez deux “étapes” supplémentaires à l’étape 5 :
  • Ajouter les ions OH^– aux deux côtés de l’équation en nombre égal au nombre d’ions H⁺. Une erreur courante des étudiants est d’ajouter des ions OH^– à un seul côté de l’équation, mais comme dans les équations mathématiques, si vous ajoutez un élément à un côté, vous devez l’ajouter à l’autre côté également (donc, ajoutez le même nombre d’ions OH- aux deux côtés !)
  • Du côté de l’équation contenant à la fois des ions H⁺ et OH^–, on combine ces ions pour obtenir des molécules d’eau.

Exemple 1.5.3 – Équilibrer les réactions d’oxydoréduction en solution acide

Écrivez une équation équilibrée pour la réaction entre l’ion dichromate et le fer (II) pour donner du fer (III) et du chrome (III) dans une solution acide.

Cr₂O₇^2- + Fe²⁺  →  Cr³⁺ + Fe³⁺

Solution

1. Écrivez les deux demi-réactions.

Chaque demi-réaction contiendra un réactif et un produit ayant un élément en commun.

Fe²⁺  →  Fe³⁺

Cr₂O₇^2-  →  Cr³⁺

2. Équilibrez tous les éléments sauf l’oxygène et l’hydrogène.

La demi-réaction du fer est déjà équilibrée, mais la demi-réaction du chrome montre deux atomes de Cr à gauche et un atome de Cr à droite. En changeant le coefficient du côté droit de l’équation à 2, on obtient un équilibre en ce qui concerne les atomes de Cr.

Fe²⁺  →  Fe³⁺

Cr₂O₇^2-  →  2 Cr³⁺

3. Équilibrez les atomes d’oxygène en ajoutant des molécules de H₂O.

La demi-réaction du fer ne contient pas d’atomes O. La demi-réaction du chrome montre sept atomes O à gauche et aucun à droite, donc sept molécules d’eau sont ajoutées du côté droit.

Fe²⁺  →  Fe³⁺

Cr₂O₇^2-  →  2 Cr³⁺ + 7 H₂O

4. Équilibrez les atomes d’hydrogène en ajoutant des ions H⁺.

La demi-réaction du fer ne contient pas d’atomes H. La demi-réaction du chrome présente 14 atomes H à droite et aucun à gauche, donc 14 ions hydrogène sont ajoutés à gauche.

Fe²⁺  →  Fe³⁺

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺  →  2 Cr³⁺ + 7 H₂O

5. Équilibrez la charge en ajoutant des électrons.

La demi-réaction du fer montre une charge totale de 2+ sur le côté gauche (1 ion Fe²⁺) et de 3+ sur le côté droit (1 ion Fe³⁺). L’ajout d’un électron du côté droit porte la charge totale de ce côté à (3+) + (1-) = 2+, et l’équilibre des charges est atteint.

La demi-réaction du chrome montre une charge totale de (1 × 2-) + (14 × 1+) = 12+ sur le côté gauche (1 ion Cr₂O₇^2- et 14 ions H⁺). La charge totale du côté droit est de (2 × 3+) = 6 + (2 ions Cr³⁺). L’ajout de six électrons du côté gauche porte la charge totale de ce côté à ((12+) + (6-)) = 6+, et l’équilibre des charges est atteint.

Fe²⁺  →  Fe³⁺ + e^–

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^–  →  2 Cr₃+ + 7 H₂O

Remarque : à ce stade, veillez toujours à vérifier que l’une de vos équations comporte le ou les électrons du côté des réactifs, tandis que l’autre équation comporte le ou les électrons du côté des produits. Si ce n’est pas le cas, c’est un signe évident que vous avez fait quelque chose de mal – retournez vérifier votre travail pour trouver la ou les erreurs.

6. Multipliez les deux demi-réactions pour que le nombre d’électrons dans une réaction soit égal au nombre d’électrons dans l’autre réaction.

Pour être cohérent avec la conservation de la masse et l’idée que les réactions d’oxydoréduction impliquent le transfert (et non la création ou la destruction) d’électrons, le coefficient de la demi-réaction du fer doit être multiplié par 6.

6 Fe²⁺ →  6 Fe³⁺ + 6 e^–

Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^–  →  2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Une bonne façon de vérifier qualitativement votre travail lorsque vous équilibrez les deux demi-réactions est de vous rappeler votre compréhension de l’oxydation et de la réduction. Pour la première réaction, 6 Fe²⁺ → 6 Fe³⁺ + 6 e^–, l’état d’oxydation du fer passe de +2 et +3, et des électrons sont perdus du côté des produits, il s’agit donc de la demi-réaction d’oxydation. Pour la deuxième réaction, l’état d’oxydation du chrome passe de +6 à +3, et des électrons sont gagnés du côté des réactifs, il s’agit donc de la demi-réaction de réduction.

• • Ajoutez les demi-réactions équilibrées et annulez les espèces qui apparaissent des deux côtés de l’équation:

6 Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14 H⁺ + 6 e^–  →  6 Fe³⁺ + 6 e^– + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Seuls les six électrons sont des espèces redondantes. En les retirant de chaque côté de l’équation, on obtient ici l’équation simplifiée et équilibrée :

6 Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14 H⁺  →  6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Une dernière vérification de l’équilibre des atomes et des charges confirme que l’équation est équilibrée.

Vérifiezvotreapprentissage 1.5.3 – Équilibrer les réactions d’oxydoréduction en solution acide

En solution acide, le peroxyde d’hydrogène réagit avec le Fe²⁺ pour produire du Fe³⁺ et de l’H₂O. Écrivez une équation équilibrée pour cette réaction.

Réponse

H₂O₂ (aq) + 2 H⁺ (aq) + 2 Fe²⁺  →  2 H₂O (l) + 2 Fe³⁺

Exemple 1.5.4 – Équilibrer les réactions d’oxydoréduction dans la solution de base

Équilibrez l’équation de réaction suivante dans la solution de base :

MnO^4- (aq) + Cr(OH)₃ (s)  →  MnO₂ (s) + CrO₄^2- (aq)

Solution

Il s’agit d’une réaction d’oxydation-réduction, il faut donc commencer par rassembler les espèces données en une demi-réaction d’oxydation déséquilibrée et une demi-réaction de réduction déséquilibrée

L’oxydation (déséquilibrée) : Cr(OH)₃ (s)  →  CrO₄^2- (aq)

Réduction (déséquilibrée) : MnO^4- (aq)  →  MnO₂ (s)

En commençant par la demi-réaction d’oxydation, nous pouvons équilibrer le chrome

L’oxydation (déséquilibrée) : Cr(OH)₃ (s)  →  CrO₄^2- (aq)

En solution acide, nous pouvons utiliser ou générer des ions hydrogène (H⁺). L’ajout d’une molécule d’eau du côté gauche fournit l’oxygène nécessaire ; l’hydrogène “restant” apparaît sous la forme de cinq H⁺ du côté droit:

L’oxydation (déséquilibrée) : Cr(OH)₃ (s) + H₂O (l)  →  CrO₄^2- (aq) + 5 H⁺ (aq)

Le côté gauche de l’équation a une charge totale de [0], et le côté droit une charge totale de [-2 + 5 × (+1) = +3]. La différence est de trois, l’ajout de trois électrons au côté droit produit une demi-réaction d’oxydation équilibrée en masse et en charge (en solution acide) :

L’oxydation (équilibrée) : Cr(OH)₃ (s) + H₂O (l)  →  CrO₄^2- (aq) + 5 H⁺ (aq) + 3 e^–

Vérification de la demi-réaction :

Cr : Est-ce que (1 x 1) = (1 x 1) ? Oui.

H : Est-ce que (1 x 3 + 1 x 2) = (5 x 1) ? Oui.

O : Est-ce que (1 x 3 + 1 x 1) = (4 x 1) ? Oui.

Charge : Est-ce que [0] = [1 x (-2) +5 x (+1) + 3 x (-1)] ? Oui.

Travaillez maintenant sur la réduction. Il est nécessaire de convertir les quatre atomes O du MnO₄^– moins les deux atomes O du MnO₂ en deux molécules d’eau. Pour ce faire, il faut ajouter quatre H+ pour convertir l’oxygène en deux molécules d’eau :

Réduction (déséquilibrée) : MnO₄^– (aq) + 4 H⁺ (aq)  →  MnO₂ (s) + 2 H₂O (l)

Ajoutez ensuite trois électrons sur le côté gauche pour équilibrer la charge :

(Équilibrée) : MnO₄^– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e^–  →  MnO₂ (s) + 2 H₂O (l)

Veillez à vérifier la demi-réaction :

Mn : Est-ce que (1 x 1) = (1 x 1) ? Oui.

  H : Est-ce que (4 x 1) = (2 x 2) ? Oui.

  O : Est-ce que (1 x 4) = (1 x 2 + 2 x 1) ? Oui.

  Charge : Est-ce que [1 x (-1) + 4 x (+1) + 3 x (-1)] = [0] ? Oui.

Rassemblez ce que nous avons jusqu’à présent :

L’oxydation (équilibrée) : Cr(OH)₃ (s) + H₂O (l)  →  CrO₄^2- (aq) + 5 H⁺ (aq) + 3 e^–

(Équilibrée) : MnO₄^– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e^–  →  MnO₂ (s) + 2 H₂O (l)

Dans ce cas, les deux demi-réactions impliquent le même nombre d’électrons ; il suffit donc d’additionner les deux demi-réactions.

Cr(OH)₃ (s) + H₂O (l) + MnO₄^– (aq) + 4 H⁺ (aq) + 3 e^– → MnO₂ (s) + 2 H₂O (l) + CrO₄^2- (aq) + 5 H⁺ (aq) + 3 e^–

Cr(OH)₃ (s) + MnO₄^– (aq)  →  MnO₂ (s) + H₂O (l) + CrO₄^2- (aq) + H⁺ (aq)

Vérification de chaque côté de l’équation :

Mn : Est-ce que (1 x 1) = (1 x 1) ? Oui.

Cr : Est-ce que (1 x 1) = (1 x 1) ? Oui.

  H : Est-ce que (1 x 3) = (2 x 1 + 1 x 1) ? Oui.

  O : Est-ce que (1 x 4 + 1 x 3) = (1 x 4 + 1 x 2 + 1 x 1) ? Oui.

  Charge : Est-ce que [1 x (-1)] = [1 x (-2) + 1 x (+1)] ? Oui.

C’est l’équation équilibrée en solution acide. Pour une solution basique, ajoutez un ion hydroxyde de chaque côté et simplifiez :

OH^– (aq) + Cr(OH)₃(s) + H₂O (l) + MnO₄^– (aq)  →  MnO₂ (s) + H₂O (l) + CrO₄^2- (aq) + (H⁺ + OH^–) (aq)

OH^– (aq) + Cr(OH)₃(s) + H₂O (l) + MnO₄^– (aq)  →  MnO₂ (s) + 2H₂O (l) + CrO₄^2- (aq)

Vérification de chaque côté de l’équation :

Mn : Est-ce que (1 x 1) = (1 x 1) ? Oui.

Cr : Est-ce que (1 x 1) = (1 x 1) ? Oui.

    H : Est-ce que (1 x 1 + 1 x 3) = (2 x 2) ? Oui.

    O : Est-ce que (1 x 1 +1 x 4 + 1 x 3) = (1 x 4 + 1 x 2 + 2 x 1) ? Oui.

    Charge : Est-ce que [1 x (-1) + 1 x (-1)] = [1 x (-2)] ? Oui.

C’est l’équation équilibrée dans la solution de base.

Vérifiez votre apprentissage 1.5.4 – Équilibrer les réactions d’oxydoréduction dans la solution de base

Équilibrez les éléments suivants dans le type de solution indiqué.

(a) H₂ + Cu⁺  ⟶  Cu (solution acide)

(b) H₂ + Cu(OH)₂  ⟶  Cu (solution de base)

(c) Fe + Ag⁺⟶  Fe²⁺ + Ag

(d) Identifiez les agents oxydants dans les réactions (a), (b) et (c).

(e) Identifiez les agents réducteurs dans les réactions (a), (b) et (c).

Réponse

(a) H₂ (g) + Cu²⁺ (aq)  ⟶  2 H⁺ (aq) + Cu (s) ;

(b) H₂ (g) + Cu(OH)₂ (s)  ⟶  2 H₂O (l) + Cu (s) ;

(c) Fe (s) + 2 Ag⁺ (aq)  ⟶  Fe²⁺ (aq) + 2 Ag (s) ;

(d) agent oxydant = espèce réduite : Cu²⁺, Cu(OH)₂, Ag⁺

(e) agent réducteur = espèce oxydée : H₂, H₂, Fe.

Questions

★ Questions

1. Déterminez les états d’oxydation des éléments dans les composés suivants :

a. NaI

b. GdCl₃

c. LiNO₃

d. H₂Se

e. Mg₂Si

f. RbO₂, superoxyde de rubidium

g. HF

2. Déterminez les états d’oxydation des éléments des composés énumérés. Aucun des composés contenant de l’oxygène n’est un peroxyde ou un superoxyde.

a. H₃PO₄

b. Al(OH)₃

c. SeO₂

d. KNO₂

e. In₂S₃

f. P₄O₆

3. Identifiez les atomes qui sont oxydés et réduits, le changement d’état d’oxydation pour chacun, et les agents oxydants et réducteurs dans chacune des équations suivantes :

a. Mg (s) + NiCl₂ (aq)  →  MgCl₂ (aq) + Ni (s)

b. PCl₃ (l) + Cl₂ (g)  →  PCl₅ (s)

c. C₂H₄ (g) + 3 O₂ (g)  →  2 CO₂ (g) + 2 H₂O (g)

d. Zn (s) + H₂SO₄ (aq)  →  ZnSO₄ (aq) + H₂ (g)

e. 2 K₂S₂O₃ (s) + I₂ (s)  →  K₂S₄O₆ (s) + 2 KI (s)

f. 3 Cu (s) + 8 HNO₃ (aq)  →  3Cu(NO₃)₂ (aq) + 2 NO (g) + 4 H₂O (l)

4. Compléter et équilibrer les réactions d’oxydoréduction suivantes, qui donnent l’état d’oxydation le plus élevé possible pour les atomes oxydés.

a. Al (s) + F₂ (g) →

b.  Al (s) + CuBr₂ (aq) → (déplacement simple)

c. P₄ (s) + O₂ (g) →

d. Ca (s) + H₂O (l) → (les produits sont une base forte et un gaz diatomique)

5. Lorsqu’ils sont chauffés à 700-800 °C, les diamants, qui sont du carbone pur, sont oxydés par l’oxygène atmosphérique. (Ils brûlent !) Écrivez l’équation équilibrée de cette réaction.

6. L’armée a expérimenté des lasers qui produisent une lumière très intense lorsque le fluor se combine de manière explosive avec l’hydrogène. Quelle est l’équation équilibrée de cette réaction ?

★★ Questions

7. Complétez et équilibrez chacune des demi-réactions suivantes (étapes 2-5 de la méthode des demi-réactions) :

a. Sn⁴⁺ (aq)  →  Sn²⁺ (aq)

b. [Ag(NH₃)₂] (aq)  →  Ag⁺ (s) + NH₃ (aq)

c. Hg₂Cl₂ (s)  →  Hg (l) + Cl^– (aq)

d. H₂O (l)  →  O₂ (g) (en solution acide)

e. IO₃^– (aq)  →  I₂ (s)

f. SO₃^2- (aq)  →  SO₄^2- (aq) (en solution acide)

g. MnO₄^– (aq)  →  Mn²⁺ (aq) (en solution acide)

h Cl^– (aq)  →  ClO₃^– (aq) (en solution de base)

8. Équilibrer chacune des équations suivantes selon la méthode de la demi-réaction :

a. Sn²⁺ (aq) + Cu²⁺ (aq)  →  Sn⁴⁺ (aq) + Cu⁺ (aq)

b. H₂S (g) + Hg₂²⁺ (aq)  →  Hg (l) + S (s) (dans l’acide)

c. CN^– (aq) + ClO₂ (aq)  →  CNO^– (aq) + Cl^– (aq) (en acide)

d. Fe²⁺ (aq) + Ce⁴⁺ (aq)  →  Fe³⁺ (aq) + Ce³⁺ (aq)

e. HBrO (aq)  →  Br^– (aq) + O₂ (g) (dans l’acide)

9. Équilibrer chacune des équations suivantes selon la méthode de la demi-réaction :

a. MnO₄^– (aq) + NO₂^– (aq)  →  MnO₂ (s) + NO₃^– (aq) (en base)

b. MnO₄^2- (aq)  →  MnO₄^– (aq) + MnO₂ (s) (en base)

c. Br₂ (l) + SO₂ (g)  →  Br^– (aq) + SO₄^2- (aq) (dans l’acide)

10. Équilibrer ce qui suit en solution acide :

a. H₂O₂ + Sn²⁺  →  H₂O + Sn⁴⁺

b. PbO₂ + Hg  →  Hg₂²⁺ + Pb²⁺

c. Al + Cr₂O₇^2-  →  Al³⁺ + Cr³⁺

11 Équilibrer les éléments suivants dans la solution de base :

a. SO₃^2- (aq) + Cu(OH)₂ (s)  →  SO₄^2- (aq) + Cu(OH)

b. O₂ (g) + Mn(OH)₂ (s)  →  MnO₂ (s)

c. NO₃^– (aq) + H₂ (g)  →  NO (g)

d. Al (s) + CrO₄^2- (aq)  →  Al(OH)₃ (s) + Cr(OH)₄^– (aq)

Réponses

1. (a) Na +1, I -1 ; (b) Gd +3, Cl -1 ; (c) Li +1, N +5, O -3 ; (d) H +1, Se -2 ; (e) Mg +2, Si -4 ; (f) Rb -1, O +0,5 ; (g) H +1, F -1

2. (a) H +1, P +5, O -2 ; (b) Al +3, H +1, O -2 ; (c) Se +4, O -2 ; (d) K +1, N +3, O -2 ; (e) In +3, S -2 ; (f) P +3, O -2

3. (a) Mg : oxydé, 0 → +2, agent réducteur, Ni : réduit, +2 → 0, agent oxydant ; (b) P : oxydé, +3 → 5, agent réducteur, Cl : réduit, 0 → -1, agent oxydant ; (c) C : oxydé, -2 → +4, agent réducteur, O : réduit, 0 → -2, agent oxydant ; (d) Zn : oxydé, 0 → +2, agent réducteur, H : réduit, +1 → 0, agent oxydant ; (e) S : oxydé, +2 → +5/2, agent réducteur, I : réduit, 0 → -1, agent oxydant ; (f) Cu : oxydé, 0 → +2, agent réducteur, N : réduit, +5 → +2, agent oxydant

4.

a. 2 Al (s) + 3 F₂ (g)  →  2 AlF₃ (s)

b. Al (s) + CuBr₂ (aq)  →  3 Cu (s) + 2 AlBr₃ (aq)

c. P₄ (s) + O₂ (g)  →  P₄O₁₀ (s)

d. Ca (s) + H₂O (l)  →  Ca(OH)₂ (aq) + H₂ (g)

5. C_diamant (s) + O₂ (g)  →  CO₂ (g)

6. H₂ (g) + F₂ (g)  →  CO₂ (g)

7.

a. Sn⁴⁺ (aq) + 2 e^–  →  Sn²⁺ (aq)

b. [Ag(NH3)₂] (aq) + e^–  →  Ag⁺ (s) + NH₃ (aq)

c. Hg₂Cl₂ (s) + 2 e^– →  Hg (l) + Cl^– (aq)

d. 2 H₂O (l)  →  O₂ (g) + 4 H⁺ (aq) + 4 e^–

e. 6 H₂O (l) + IO₃^– (aq) + 10 e^–  →  I₂ (s) + 12 OH^– (aq)

f. H₂O (l) + SO₃^2- (aq)  →  SO₄^2- (aq) + 2 H⁺ (aq) + 2 e^–

g. 8 H⁺ (aq) + MnO₄^– (aq) + 5 e^–  →  Mn²⁺ (aq) + 4 H₂O (l)

h. Cl^– (aq) + 6 OH^– (aq)  →  ClO₃^– (aq) + 3 H₂O (l) + 6 e^–

8.

a. Sn²⁺ (aq) + 2 Cu²⁺ (aq)  →  Sn⁴⁺ (aq) + 2 Cu⁺ (aq)

b. H₂S (g) + Hg₂²⁺ (aq) + 2 H₂O (l)  →  2 Hg (l) + S (s) + 2 H₃O⁺ (aq)

c. 5 CN^– (aq) + 2 ClO₂ (aq) + 3 H₂O (l)  →  5 CNO^– (aq) + 2 Cl^– (aq) + 2 H₃O⁺ (aq)

d. Fe²⁺ (aq) + Ce⁴⁺ (aq)  →  Fe³⁺ (aq) + Ce³⁺ (aq)

e. 2 HBrO (aq) + 2 H₂O (l)  →  2 H₃O+ (aq) + 2 Br^– (aq) + O₂ (g)

9.

a. 2 MnO₄^– (aq) + 3 NO₂^– (aq) + H₂O (l)  →  2 MnO₂ (s) + 3 NO₃^– (aq) + 2 OH^– (aq)

b. 3 MnO₄^2- (aq) + 2 H₂O (l)  →  2 MnO₄^– (aq) + MnO₂ (s) + 4 OH^– (aq)

c. Br₂ (l) + SO₂ (g) + 2 H₂O (l)  →  2 Br^– (aq) + SO₄^2- (aq) + 4 H⁺ (aq)

10.

a. 2 H⁺ + H₂O₂ + Sn²⁺  →  H₂O + Sn⁴⁺

b. 4 H⁺ + PbO₂ + 2 Hg  →  Hg₂²⁺ + Pb²⁺ + 2 H₂O

c. 2 Al + Cr₂O₇^2- + 14 H⁺  →  2 Al³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

11.

a. SO₃^2- (aq) + 2 Cu(OH)₂ (s)  →  SO₄^2- (aq) + 2 Cu(OH) + H₂O

b. O₂ (g) + 2 Mn(OH)₂ (s)  →  2 MnO₂ (s) + 2 H₂O

c. 2 NO₃^– (aq) + 3 H₂ (g) + 2 H₂O  →  NO (g) + 2 OH^– (aq)

d. Al (s) + CrO₄^2- (aq) + 4 H₂O  →  Al(OH)₃ (s) + Cr(OH)₄^– (aq) + OH^– (aq)