Réduction-oxydation

L' empilement Cu – Ag , un exemple de réaction redox

Morceau de métal rouillé ( corrodé )

La réaction de réduction-oxydation (également, réaction d' oxydo -réduction ou simplement réaction redox ) est toute réaction chimique dans laquelle un ou plusieurs électrons sont transférés entre les réactifs, provoquant un changement de leurs états d'oxydation . ]

Pour qu'une réaction de réduction-oxydation existe, il faut qu'il y ait un élément dans le système qui cède des électrons , et un autre qui les accepte :

• L' agent oxydant est cet élément chimique qui a tendance à capturer ces électrons, le laissant avec un état d'oxydation inférieur à celui qu'il avait, c'est-à-dire réduit.

• L' agent réducteur est cet élément chimique qui fournit des électrons de sa structure chimique au milieu, augmentant son état d'oxydation, c'est-à-dire en s'oxydant. ]

Lorsqu'un élément chimique réducteur perd des électrons au profit du milieu, il devient un élément oxydé, et sa relation avec son précurseur est établie par ce qu'on appelle un « couple redox ». De même, on dit que lorsqu'un élément chimique capte des électrons du milieu, il devient un élément réduit, et forme également un couple redox avec son précurseur oxydé. Lorsqu'une espèce peut être oxydée et réduite en même temps, elle est appelée ampholyte, et le processus d'oxydo-réduction de cette espèce est appelé ampholation ou dismutation .

Principe d'électroneutralité

Le principe d'électroneutralité de Pauling correspond à une méthode d'approximation pour estimer la charge en molécules ou en ions complexes ; ce principe suppose que la charge est toujours répartie à des valeurs proches de 0 (soit -1, 0, +1).

Au sein d'une réaction redox globale, il existe une série de réactions particulières appelées demi-réactions ou réactions partielles.

• Demi-réaction de réduction :${\ce {2 e^- + Cu^2+ -> Cu}}$
• Demi-réaction d'oxydation :${\ce {Fe -> Fe^2+ + 2 e^-}}$

ou plus communément, aussi appelée équation générale :

${\ce {Fe + Cu^2+ -> Fe^2+ + Cu}}$

La tendance à réduire ou à oxyder d'autres éléments chimiques est quantifiée par le potentiel de réduction , également appelé potentiel redox. Un titrage redox est un titrage dans lequel un indicateur chimique indique le pourcentage de changement dans la réaction redox par le changement de couleur entre l'oxydant et le réducteur.

Oxydation

oxydation du fer

L'oxydation est une réaction chimique où un élément perd des électrons , augmentant ainsi son état d'oxydation . Il convient de noter qu'en réalité une oxydation ou une réduction est un processus par lequel l'état d'oxydation d'un composé change. Ce changement ne signifie pas nécessairement un échange d'ions. Cela implique que tous les composés formés par un processus redox sont ioniques , puisque c'est dans ces composés que se produit une liaison ionique, produit du transfert d'électrons. Par exemple, dans la réaction pour former du chlorure d'hydrogène à partir de gaz dihydrogène et dichloro, un processus redox se produit et pourtant un composé covalent est formé. Ces deux réactions se produisent toujours ensemble ; c'est-à-dire que lorsqu'une substance s'oxyde, c'est toujours grâce à l'action d'une autre qui se réduit. L'un abandonne les électrons et l'autre accepte. Pour cette raison, le terme général " réactions redox " est préféré .

La vie elle- même est un phénomène redox. L'oxygène est le meilleur oxydant qui existe car la molécule est peu réactive (du fait de sa double liaison), et pourtant elle est très électronégative , presque autant que le fluor . La substance la plus oxydante qui existe est le cation KrF .+
car il forme facilement Kr et F+
. Entre autres, il y a le permanganate de potassium ( KMnO
4) , dichromate de potassium ( K
deuxCr
deuxSOIT
sept) , peroxyde d'hydrogène ( H
deuxSOIT
deux) , acide nitrique ( HNO
3) , les hypohalites et les halogénates (par exemple l'hypochlorite de sodium (NaClO), très oxydant en milieu alcalin , et le bromate de potassium ( KBrO
3) ). Ozone ( O
3) est un oxydant très énergétique :

$${\ce {Br^- + O3 -> BrO3^-}}$$

Le nom « oxydation » vient du fait que, dans la plupart de ces réactions, le transfert d'électrons se fait par acquisition d'atomes d'oxygène (transfert d'électrons) ou inversement. Cependant, l'oxydation et la réduction peuvent se produire sans échange d'oxygène : par exemple, l'oxydation de l'iodure de sodium en iode par la réduction du chlore en chlorure de sodium :

$${\ce {2 NaI + Cl2 -> I2 + 2 NaCl}}$$

Cela peut être décomposé en ses deux demi-réactions correspondantes :

• Demi-réaction de réduction :

${\ce {Cl_2 + 2 e^- -> 2 Cl^-}}$

• Demi-réaction d'oxydation :

${\ce {2 I^- -> I_2 + 2 e^-}}$

Exemple

Le fer peut présenter deux formes oxydées :

• Oxyde de fer (II) : FeO.
• Oxyde de fer(III) : Fe
  deuxSOIT
  3.

Réduction

En chimie , la réduction est le processus électrochimique par lequel un atome ou un ion gagne des électrons . Elle implique la diminution de son état d'oxydation . Ce processus est à l'opposé de l'oxydation.

Lorsqu'un ion ou un atome est réduit, il a ces caractéristiques :

• Il agit comme un agent oxydant .
• Il est réduit par un agent réducteur .
• Diminue son état ou son indice d'oxydation.

Exemple

L' ion fer (III) peut être réduit en fer (II) :

$${\ce {Fe^3+ + 1e^- -> Fe^2+}}$$

En chimie organique , la diminution des liaisons des atomes d' oxygène aux atomes de carbone ou l'augmentation des liaisons hydrogène aux atomes de carbone est interprétée comme une réduction . Par exemple:

• ${\ce {CH#CH + H_2 -> CH_2=CH_2}}$( l' éthyne est réduit pour donner l'éthène ).
• ${\ce {CH_3-CHO + H_2 -> CH_3-CH_2OH}}$( l'éthanal est réduit en éthanol ).

Numéro d'oxydation

La quantification d'un élément chimique peut se faire par son nombre d'oxydation . Au cours du processus d'oxydation, le nombre d'oxydation ou également appelé état d'oxydation de l'élément augmente. Au lieu de cela, pendant la réduction, le nombre d'oxydation de l'espèce à réduire diminue. Le nombre d'oxydation est un nombre entier qui représente le nombre d'électrons qu'un atome met en jeu lorsqu'il forme une liaison donnée. Dans un élément pur, tous les atomes sont neutres, car ils n'ont pas de charge et se voient attribuer l'état d'oxydation 0.

Le nombre d'oxydation :

• Elle augmente si l' atome perd des électrons (l'élément chimique qui s'oxyde), ou les partage avec un atome qui a tendance à les capter.
• Elle diminue lorsque l' atome gagne des électrons (l'élément chimique qui se réduit), ou les partage avec un atome qui a tendance à les céder.

Règles d'attribution du numéro d'oxydation

• Le nombre d'oxydation de tous les éléments non combinés est zéro. Quelle que soit la manière dont ces chiffres sont représentés.
• Le nombre d'oxydation des espèces ioniques monoatomiques correspond à la charge de l'ion.
• Le degré d'oxydation de l' hydrogène combiné est +1, sauf dans les hydrures métalliques , où son degré d'oxydation est -1 (ex : AlH
  3, LiH).
• Le degré d'oxydation de l' oxygène combiné est de –2, sauf dans les peroxydes , où son degré d'oxydation est de –1 (ex : Na
  deuxSOIT
  deux, H
  deuxSOIT
  deux).
• Le nombre d'oxydation des éléments métalliques, lorsqu'ils sont combinés, est toujours positif et numériquement égal à la charge de l'ion.
• Le nombre d'oxydation des halogènes dans les hydracides et leurs sels respectifs est de -1, tandis que le nombre d'oxydation du soufre dans leur hydracide et leurs sels respectifs est de -2.
• Le nombre d'oxydation d'une molécule neutre est nul, donc la somme des nombres d'oxydation des atomes qui composent une molécule neutre est nulle.
• La charge électrique totale d'une molécule non neutre (non nulle) correspond à la somme algébrique des nombres d'oxydation de toutes les espèces atomiques qui la constituent. (ex : MnO−
  4= (1)*(+7) + (4)*(-2) = -1).

Ajustement des ratios

Tous les processus redox nécessitent l' ajustement stoechiométrique des composants des demi-réactions d'oxydation et de réduction.

Pour les réactions en milieu aqueux , ajouter généralement :

• en milieu acide les ions hydrogène ( H+
  ), les molécules d'eau ( H
  deuxO ), et des électrons
• en milieu basique hydroxyles ( OH−
  ), les molécules d'eau ( H
  deuxO ), et des électrons pour compenser les changements dans les nombres d'oxydation.

Milieu acide

En milieu acide, des hydroniums ( cations ) sont ajoutés ( H+
) et de l'eau ( H
deuxO ) aux demi-réactions pour équilibrer l'équation finale. Du côté de l'équation qui manque d'oxygène, des molécules d'eau seront ajoutées, et du côté de l'équation qui manque d'hydrogène, de l'hydronium sera ajouté. Par exemple, lorsque le manganèse (II) réagit avec le bismuthate de sodium.

Équation déséquilibrée :

${\ce {Mn^{2+}(aq) + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq) + MnO4^{-}(aq)}}$

Oxydation:${\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 5 e^-}}$

Réduction :${\ce {2 e^- + BiO3^{-}(s) -> Bi^{3+}(aq)}}$

Maintenant, nous devons ajouter les hydroniums et les molécules d'eau où les hydrogènes sont nécessaires et où les oxygènes sont nécessaires, respectivement.

Oxydation:$\color {Bleu}{\ce {4 H2O}}\color {Noir}+{\ce {Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq)}}+\color {Bleu}{\ce {8 H^{+}(aq)}}\color {Noir}+{\ce {5 e^-}}$

Réduction:${\ce {2 e^-}}+\color {Bleu}{\ce {6 H^+}}\color {Noir}+{\ce {BiO3^{-}(s) -> Bi 3+}(aq)}}+\color {Bleu}{\ce {3 H2O}}\color {Noir}$

Les réactions s'équilibreront lors de l'égalisation du nombre d'électrons impliqués dans les deux demi-réactions. Ceci sera réalisé en multipliant la réaction dans une demi-réaction par le nombre d'électrons dans l'autre demi-réaction (et, si nécessaire, vice versa), de sorte que le nombre d'électrons soit constant.

Oxydation:$({\ce {4 H2O + Mn^{2+}(aq) -> MnO4^{-}(aq) + 8 H^{+}(aq)}}+\color {OliveGreen}{\ ce {5 e^-}}\color {Noir})\color {Orange}\times 2\color {Noir}$

Réduction:$(\color {Orange}{\ce {2e^{-}}}\color {Noir}+{\ce {6{H^{+}}+BiO3^{-}(s)->{ Bi^{3+}(aq)}+{3H2O}}})\color {OliveGreen}\times 5\color {Black}$

A la fin nous aurons :

Oxydation:${\ce {8 H2O + 2 Mn^{2+}(aq) -> 2 MnO4^{-}(aq) + 16 H^{+}(aq) + 10 e^-}}$

Réduction:${\ce {10 e^- + 30 H^+ + 5 BiO3^{-}(s) -> 5 Bi^{3+}(aq) + 15 H2O}}$

Comme vous pouvez le voir, les électrons sont équilibrés, nous procédons donc à l'addition des deux demi-réactions, pour finalement obtenir l'équation équilibrée.

${\underline {\left.{\begin{array}{rcl}8H_{2}O+2Mn_{(aq)}^{2+}\to 2MnO_{4(aq)}^{-}+ 16H_{(aq)}^{+}+10e^{-}\\10e^{-}+30H^{+}+5BiO_{3(s)}^{-}\to 5Bi_{(aq)}^ {3+}+15H_{2}O\end{tableau}}\right\Downarrow +}}$

$14H_{(aq)}^{+}+2Mn_{(aq)}^{2+}+5NaBiO_{3(s)}\à 7H_{2}O+2MnO_{4(aq)}^{ -}+5Bi_{(aq)}^{3+}+5Na_{(aq)}^{+}$

Médium de base

Ions hydroxyde ( anions ) ( OH−
) et de l'eau ( H
deuxO ) aux demi-réactions pour équilibrer l'équation finale. Par exemple, nous avons la réaction entre le permanganate de potassium et le sulfite de sodium.

Équation déséquilibrée :

$KMnO_{4}+Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\to MnO_{2}+Na_{2}SO_{4}+KOH$

On sépare les demi-réactions en

Oxydation:$SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+2e^{-}$

Réduction:$3e^{-}+MnO_{4}^{-}\vers MnO_{2}$

Nous ajoutons la quantité appropriée d'hydroxydes et d'eau (les molécules d'eau sont situées là où il y a une plus grande quantité d'oxygène).

Oxydation:$\color {Bleu}2OH^{-}\color {Noir}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+\color {Bleu}H_{2}O \color {Noir}+2e-$

Réduction:$3e^{-}+\color {Bleu}2H_{2}O\color {Noir}+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+\color {Bleu}4OH^{-} \la couleur noire}$

Nous équilibrons le nombre d'électrons comme dans l'exemple précédent.

Oxydation:$(2OH^{-}+SO_{3}^{2-}\to SO_{4}^{2-}+H_{2}O+\color {OliveGreen}2e^{-}\color {Noir })\;\color {Orange}\times 3\color {Noir}$

Réduction:$(\color {Orange}3e^{-}\color {Noir}+2H_{2}O+MnO_{4}^{-}\to MnO_{2}+4OH^{-})\;\ color {OliveGreen}\times 2\color {Black}$

On obtient:

Oxydation:$6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2}O+6e^{-}$

Réduction:$6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\à 2MnO_{2}+8OH^{-}$

Comme vous pouvez le voir, les électrons sont équilibrés, nous procédons donc à l'addition des deux demi-réactions, pour finalement obtenir l'équation équilibrée.

${\underline {\left.{\begin{array}{rcl}6OH^{-}+3SO_{3}^{2-}\to 3SO_{4}^{2-}+3H_{2} O+6e^{-}\\6e^{-}+4H_{2}O+2MnO_{4}^{-}\to 2MnO_{2}+8OH^{-}\end{array}}\right\ Flèche vers le bas +}}$

$2KMnO_{4}+3Na_{2}SO_{3}+H_{2}O\to 2MnO_{2}+3Na_{2}SO_{4}+2KOH$

Candidatures

Dans l'industrie , les procédés redox sont également très importants, tant pour leur utilisation productive (par exemple, la réduction des minéraux pour obtenir de l'aluminium ou du fer ) que pour leur prévention (par exemple, dans la corrosion). La réaction inverse de la réaction redox (qui produit de l'énergie ) est l' électrolyse , dans laquelle l'énergie est fournie pour dissocier les éléments de leurs molécules .

Réduction de la coenzyme FAD , sous la forme d'un gain d'une paire d'atomes d'hydrogène (deux protons et deux électrons)

Oxydations et réductions biologiques

Dans le métabolisme de tous les êtres vivants, les processus redox sont d'une importance primordiale, puisqu'ils sont impliqués dans la chaîne des réactions chimiques de la photosynthèse et de la respiration aérobie . Dans les deux réactions, il existe une chaîne de transport d'électrons formée par une série de complexes enzymatiques , parmi lesquels se détachent les cytochromes ; Ces complexes enzymatiques acceptent (sont réduits) et donnent (oxydent) des paires d'électrons de manière séquentielle, de telle sorte que le premier cède des électrons au second, le second au troisième, etc., jusqu'à un accepteur final qui est définitivement réduite ; Au cours de leur voyage, les électrons libèrent de l'énergie qui est utilisée pour synthétiser des liaisons à haute énergie sous forme d' ATP .

Un autre type de réaction redox fondamentale dans les processus métaboliques est la déshydrogénation , dans laquelle une enzyme ( déshydrogénase ) élimine une paire d'atomes d' hydrogène d' un substrat ; L'atome d'hydrogène étant constitué d'un proton et d'un électron, ledit substrat est oxydé (puisqu'il perd des électrons). Ces électrons sont capturés par des molécules spécialisées, principalement les coenzymes NAD+
, PNDA+
et FAD qui, lorsqu'ils gagnent des électrons, sont réduits et les conduisent aux chaînes de transport d'électrons susmentionnées. Le métabolisme implique des centaines de réactions redox. Ainsi, le catabolisme est constitué de réactions dans lesquelles les substrats sont oxydés et les coenzymes sont réduites. En revanche, les réactions d' anabolisme sont des réactions dans lesquelles les substrats sont réduits et les coenzymes sont oxydées. Pris ensemble, le catabolisme et l'anabolisme constituent le métabolisme.

Combustion

La combustion est une réaction chimique de réduction - oxydation, dans laquelle une grande quantité d' énergie est généralement libérée , sous forme de chaleur et de lumière , se manifestant visuellement sous forme de feu . Dans toute combustion il y a un élément qui brûle ( carburant ) et un autre qui produit une combustion ( comburant ), généralement de l'oxygène sous forme d' O
deuxgazeux . Les explosifs contiennent de l'oxygène lié chimiquement , de sorte qu'ils n'ont pas besoin de l'oxygène de l'air pour la combustion. Les combustibles les plus fréquents sont les matières organiques contenant du carbone et de l'hydrogène (voir hydrocarbures ). Dans une réaction complète, tous les éléments ont l'état d'oxydation le plus élevé. Les produits formés sont le dioxyde de carbone ( CO
deux) et eau , dioxyde de soufre ( SO
deux) (si le carburant contient du soufre) et des oxydes d'azote ( NO
X), en fonction de la température et de la quantité d'oxygène dans la réaction.

Conséquences

Dans les métaux, une conséquence très importante de l'oxydation est la corrosion , un phénomène d'impact structurel très négatif, étant donné que les matériaux acquièrent ou modifient leurs propriétés en fonction des agents qui sont exposés et de la manière dont ils agissent sur eux. En combinant des réactions d'oxydo-réduction (redox) dans une cellule galvanique , des batteries électrochimiques sont réalisées . Ces réactions peuvent être utilisées pour éviter des phénomènes de corrosion indésirables grâce à la technique de l'anode sacrificielle et pour obtenir du courant électrique continu.

Voir aussi

• Portail : Chimie . Contenu lié à la chimie .
• Coulométrie
• Électrochimie
• Pile Daniell
• Réaction irréversible et réaction réversible
• Réducteur
• oxydation organique

Liens externes

• "Exemple pratique pour déterminer quelle espèce est oxydée et quelle espèce est réduite"