Réactions d'oxydoréduction

L'équation bilan d'une réaction prend une flèche $\to$, comme en Seconde : elle décrit la transformation qui a réellement lieu, des réactifs vers les produits.

1. 1

   Repérer les deux couples en associant chaque réactif au produit contenant le même élément :

   $\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}$ et $\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}$
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   Suivre les électrons : $\ce{Zn}$ devient $\ce{Zn^2+}$, il a cédé $2\,e^-$ ;

   $\ce{Cu^2+}$ devient $\ce{Cu}$, il les a captés.

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   Conclure : qui cède est le réducteur (oxydé), qui capte est l'oxydant (réduit).

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   L'élément manganèse est déjà équilibré :

   on part de $\ce{MnO4^- = Mn^2+}$
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   Les O : quatre à gauche, on ajoute $\ce{4H2O}$ à droite.

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   Les H : huit à droite, on ajoute $\ce{8H+}$ à gauche.

4. 4

   Les charges : $-1+8 = +7$ à gauche contre $+2$ à droite, on ajoute donc $5\,e^-$ à gauche.

On vérifie pour finir que la charge est identique des deux côtés :

Dans une demi-équation bien écrite, les électrons se trouvent toujours du côté de l'oxydant.

• Couples d'ions : $\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}$, et $\ce{H+}/\ce{H2}$ quand un métal est attaqué par un acide.

• Les deux grands oxydants colorés en milieu acide : $\ce{MnO4^-}/\ce{Mn^2+}$ (violet, devient incolore) et $\ce{Cr2O7^2-}/\ce{Cr^3+}$ (orange, devient vert).

• Le couple du diiode $\ce{I2}/\ce{I^-}$ (brun, devient incolore) est aussi très courant.

Les coefficients ne changent pas : seul le sens de lecture change, ce que permet le signe =.

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   Réduction : $\ce{MnO4^- + 8H+ + 5e^- = Mn^2+ + 4H2O}$, gardée telle quelle.

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   Oxydation : $\ce{Fe^2+ = Fe^3+ + e^-}$, multipliée par $5$ pour égaler les cinq électrons.

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   On additionne, et les $5\,e^-$ présents de chaque côté se simplifient.

Vérification : charge $+17$ de chaque côté, et plus aucun électron.

• En oxydoréduction, l'ajustement se fait sur les électrons échangés : le cuivre cède $2\,e^-$, chaque ion $\ce{Fe^3+}$ n'en capte qu'un, il faut donc deux ions fer(III).

• L'équation correcte est $\ce{2Fe^3+ + Cu -> 2Fe^2+ + Cu^2+}$.

$\ce{Cu}$ peut en céder : c'est le réducteur.

Demi-équation (forme $\text{Ox} + n\,e^- = \text{Red}$) :

Vérification des charges : $+2-2=0$ à gauche, $0$ à droite.

• Un exercice de DST
• Un devoir sur table complet

2.

Oxygène : $4$ O à gauche, aucun à droite → on ajoute $4\,\ce{H2O}$ à droite :

3.

Hydrogène : $8$ H à droite → on ajoute $8\,\ce{H+}$ à gauche :

4.

Charges : à gauche $-1+8=+7$, à droite $+2$ → on ajoute $5\,e^-$ à gauche.

Vérification : charges à gauche $-1+8-5=+2$, à droite $+2$.

La demi-équation est équilibrée.

2.

Oxygène : $7$ O à gauche → on ajoute $7\,\ce{H2O}$ à droite :

3.

Hydrogène : $14$ H à droite → on ajoute $14\,\ce{H+}$ à gauche :

4.

Charges : à gauche $-2+14=+12$, à droite $2\times(+3)=+6$ → on ajoute $6\,e^-$ à gauche.

Vérification : charges à gauche $-2+14-6=+6$, à droite $+6$.

C'est équilibré.

Le nombre d'électrons captés ($2$) est déjà égal au nombre d'électrons cédés ($2$) : on additionne directement les deux demi-équations, les $e^-$ s'éliminent :

Vérification : charges $+2$ de chaque côté, éléments conservés.

Pour que le nombre d'électrons cédés égale le nombre capté, on multiplie la demi-équation d'oxydation par $5$ :

On additionne membre à membre :

D'où : l'équation bilan :

Vérification des charges :

à droite $+2+5\times(+3)=+17$.

Les éléments sont aussi conservés : l'équation est équilibrée, sans électrons apparents.