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Cours : Chimie > Chapitre 3

Leçon 5: Différents types de réactions chimiques

Les réactions d'oxydoréduction (redox)

Qu'est-ce qu'une réaction d'oxydoréduction ?

Une réaction d'oxydoréduction, ou réaction redox est une réaction chimique lors de laquelle des électrons sont transférés d'une espèce chimique (atomes, ions, molécules) à une autre. Ce type de réaction chimique se rencontre partout : la combustion de combustibles, la corrosion du métal, et même la photosynthèse et la respiration cellulaire font intervenir une oxydation et une réduction. Voici quelques exemples de réactions redox classiques :

CH_{4} (g) + 2 O_{2} (g) \to CO_{2} (g) + 2 H_{2} O (g) (combustion du méthane)

2 Cu (s) + O_{2} (g) \to 2 CuO (s) (oxydation du cuivre)

6 CO_{2} (g) + 6 H_{2} O (l) \to C_{6} H_{12} O_{6} (s) + 6 O_{2} (g) (photosynthèse)

Lors d'une réaction d'oxydoréduction, l'un des réactifs subit une oxydation : il perd des électrons, et l'autre subit une réduction : il capte des électrons. Voyons par exemple la réaction entre l'oxygène et le fer, qui produit de la rouille :

4 Fe (s) + 3 O_{2} (g) \to 2 Fe_{2} O_{3} (s) (corrosion du fer)

Dans cette réaction, le

Fe

métallique, neutre, perd des électrons et devient l'ion

Fe^{3 +}

. La molécule

O_{2}

, neutre, capte des électrons et devient deux ions

O^{2 -}

. Autrement dit, le fer est oxydé et l'oxygène est réduit. À noter : l'oxydation et la réduction ne se produisent pas seulement entre des métaux et des non-métaux. Comme le montrent les exemples de la combustion et de la photosynthèse, les électrons peuvent aussi être échangés entre deux non-métaux.

Nombre (ou degré) d'oxydation

Comment savoir si on a affaire à une réaction d'oxydoréduction ? Dans certains cas, c'est assez évident. Par exemple, en examinant la réaction de corrosion du fer, on voit immédiatement l'apparition d'ions (

Fe^{3 +}

O^{2 -}

) à partir d'éléments neutres (

Fe

O_{2}

). Cela implique forcément un transfert d'électrons de l'un à l'autre. Mais dans d'autres cas, notamment si les substances impliquées sont des non-métaux, c'est moins évident.

L'outil qui permet de repérer les réactions d'oxydoréduction dans tous les cas est le nombre d'oxydation (ou degré, ou état d'oxydation). Cet outil permet de repérer un transfert d'électrons lors d'une réaction. Le nombre d'oxydation d'un atome est la charge fictive que l'atome porterait, si toutes ses liaisons étaient des liaisons ioniques. Voici une procédure qui permet d'attribuer à chaque atome un nombre d'oxydation, en fonction des liaisons qu'il établit :

L'atome dans un corps simple a un nombre d'oxydation de $0$ ‍. Par exemple, chaque atome de $Cl$ ‍ dans la molécule de $Cl_{2}$ ‍ a un nombre d'oxydation de $0$ ‍ (corps simple moléculaire : molécule avec un seul type d'atomes). Même chose pour chaque atome de $S$ ‍ dans $S_{8}$ ‍, etc. Le $Cu$ ‍ de $Cu (s)$ ‍ (corps simple élémentaire) a lui aussi un nombre d'oxydation de $0$ ‍.
Le nombre d'oxydation d'un ion monoatomique est égal à sa charge. Par exemple, le nombre d'oxydation du $Cu^{2 +}$ ‍ est $+ 2$ ‍, et celui de $Br^{-}$ ‍ est $- 1$ ‍.
Les métaux alcalins (Groupe $1 A$ ‍), combinés à d'autres éléments dans une molécule, ont toujours un nombre d'oxydation de $+ 1$ ‍, tandis que les métaux alcalino-terreux (Groupe $2 A$ ‍) ont eux un nombre d'oxydation de $+ 2$ ‍.
Le fluor a un nombre d'oxydation de $- 1$ ‍, dès qu'il est combiné à un autre élément.
Le nombre d'oxydation de l'hydrogène est de $+ 1$ ‍ dans la plupart des composés. Il y a une exception : si l'hydrogène est lié à un métal, comme dans $NaH$ ‍ ou $LiAlH_{4}$ ‍, alors son nombre d'oxydation est de $- 1$ ‍.
Le nombre d'oxydation de l'oxygène est de $- 2$ ‍ dans la plupart des composés. Quelques exceptions : les peroxydes (composés avec $O_{2}^{2 -}$ ‍, comme $H_{2} O_{2}$ ‍ ou $Na_{2} O_{2}$ ‍ ). Dans ce cas, son nombre d'oxydation est de $- 1$ ‍. Et bien sûr (voir règle 4), s'il est lié au fluor.
Les autres halogènes ( $Cl$ ‍, $Br$ ‍, et $I$ ‍), dans un composé, ont un nombre d'oxydation de $- 1$ ‍ sauf s'ils sont liés à l'oxygène ou au fluor. Par exemple, le nombre d'oxydation de $Cl$ ‍ dans l'ion $ClO_{4}^{-}$ ‍ est de $+ 7$ ‍ (puisque chaque $O$ ‍ a un nombre d'oxydation de $- 2$ ‍ et que la charge totale de l'ion polyatomique est de $- 1$ ‍). Ce sont les règles 4, 6 et 8 qui s'appliquent.
La somme des nombres d'oxydation de tous les atomes dans un composé neutre est de $0$ ‍, et dans un ion polyatomique, cette somme est égale à la charge de l'ion polyatomique. Prenons l'ion $NO_{3}^{-}$ ‍ : chaque atome de $O$ ‍ a un nombre d'oxydation de $- 2$ ‍ (donc au total $- 2 \times 3 = - 6$ ‍). Comme la charge totale de l'ion est de $- 1$ ‍, le nombre d'oxydation de l'atome de $N$ ‍ doit être de $+ 5$ ‍.

À noter : les nombres d'oxydation sont écrits avec le signe (

+

-

) avant le nombre (qui est lui-même souvent écrit en chiffres romains), au contraire des charges des ions, qui sont écrites avec le signe après le nombre. Passons maintenant à quelques exemples de calcul de nombres d'oxydation.

Exemple 1 : Calculer des nombres d'oxydation

Quel est le nombre d'oxydation de chaque atome dans (a) $SF_{6}$ ‍, (b) $H_{3} PO_{4}$ ‍ et (c) $IO_{3}^{-}$ ‍ ?

Procédons avec méthode : suivons les règles qui s'appliquent, dans l'ordre où elle se présentent.

(a) On sait que le nombre d'oxydation de

F

est

- 1

(règle 4). La somme des nombres d'oxydation des 6 atomes de

F

est donc de

- 6

. Or,

SF_{6}

est un composé neutre, la somme de tous ses nombres d'oxydation est nulle, donc le nombre d'oxydation du

S

doit être de

+ 6

\begin{aligned} S F_{6} \\ + 6 - 1 \end{aligned}

(b)

H

a un nombre d'oxydation de

+ 1

(règle 5) et

O

- 2

(règle 6). La somme de ces nombres d'oxydation est de

3 (+ 1) + 4 (- 2) = - 5

. Or,

H_{3} PO_{4}

est neutre, donc le nombre d'oxydation de

P

doit être de

+ 5

, pour arriver à un total de

0

\begin{aligned} H_{3} P O_{4} \\ + 1 + 5 - 2 \end{aligned}

(c) Le nombre d'oxydation de

O

est de

- 2

(règle 6), et la somme des nombres d'oxydation des trois atomes de

O

est de

- 6

. La charge de

IO_{3}^{-}

étant de

- 1

I

doit avoir un nombre d'oxydation de

+ 5

\begin{aligned} I O_{3}^{-} \\ + 5 - 2 \end{aligned}

Vérification de la compréhension : Quel est le nombre d'oxydation du carbone dans $CO_{3}^{2 -}$ ‍ ?

Identifier des réactions d'oxydoréduction

En quoi les nombres d'oxydation nous aident-ils à déterminer si l'on est en présence d'une réaction d'oxydoréduction ? Reprenons la réaction entre l'oxygène et le fer, et voyons ce qui se passe au niveau des nombres d'oxydation de chacun des atomes :

\begin{aligned} 4 Fe (s) + 3 O_{2} (g) \to 2 Fe_{2} O_{3} (s) \\ 0 0 + 3 - 2 \end{aligned}

On voit que le fer (dont on sait déjà qu'il subit une oxydation dans cette réaction) passe d'un nombre d'oxydation de

0

à un nombre d'oxydation de

+ 3

. Parallèlement, l'oxygène (dont on sait qu'il est réduit) passe d'un nombre d'oxydation de

0

à un nombre d'oxydation de

- 2

. On en déduit qu'une oxydation correspond à une augmentation du nombre d'oxydation, tandis qu'une réduction correspond à une réduction du nombre d'oxydation.

Pour identifier des réactions d'oxydoréduction, on cherche des changements dans les nombres d'oxydation au cours de la réaction. Voyons comment faire sur l'exemple suivant.

Exemple 2 : Identifier une réaction d'oxydoréduction grâce aux nombres d'oxydation

Soit la réaction suivante :

4 NH_{3} (g) + 5 O_{2} (g) \to 4 NO (g) + 6 H_{2} O (g)

S'agit-il d'une réaction d'oxydoréduction ? Et si oui, quel est l'élément réduit et quel est celui qui est oxydé ?

Vu que cet article traite de réactions d'oxydoréduction, on se doute que c'est probablement le cas ! Mais prouvons-le en calculant les nombres d'oxydation de chaque élément de cette réaction :

\begin{aligned} 4 NH_{3} (g) + 5 O_{2} (g) \to 4 NO (g) + 6 H_{2} O (g) \\ - 3 + 1 0 + 2 - 2 + 1 - 2 \end{aligned}

Les nombres d'oxydation de

N

et de

O

ont varié au cours de la réaction, il s'agit donc bien d'une réaction d'oxydoréduction ! Le nombre d'oxydation de

N

passe de

- 3

+ 2

, ce qui veut dire que N perd des électrons et est oxydé lors de cette réaction. Le nombre d'oxydation de

O

est réduit de

0

- 2

, donc

O

est réduit lors de la réaction. Il a donc capté des électrons.

À retenir

Lors des réactions d'oxydoréduction, ou réactions redox, il y a transfert d'électrons, d'un atome à un autre. L'atome qui perd des électrons est oxydé, et celui qui gagne des électrons est réduit. On identifie les réactions d'oxydoréduction grâce aux nombres d'oxydation. Ces nombres d'oxydation sont attribués à chaque atome en imaginant que toutes les liaisons qu'il forme sont ioniques, et en comptant le nombre d'électrons qui lui reviendraient si c'était le cas. Si le nombre d'oxydation d'un atome est réduit lors de la réaction, cet atome est réduit : il subit une réduction. Au contraire, si son nombre d'oxydation augmente, il subit une oxydation.

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