Rappels de lycée · Niveau Terminale
Oxydoréduction : suivre les électrons et ajuster une réaction
Une réaction d’oxydoréduction met en jeu un transfert d’électrons entre deux espèces. Pour écrire correctement son bilan, il faut identifier les couples concernés, ajuster les demi-équations, puis faire disparaître les électrons de l’équation finale. Ils servent à construire le bilan ; ils ne s’accumulent pas dans la solution.
Oxydant, réducteur et couple
Un oxydant capte des électrons : il se réduit. Un réducteur cède des électrons : il s’oxyde.
On écrit un couple dans l’ordre Ox / Red. Sa demi-équation de réduction est, lorsqu’aucune autre espèce n’intervient : Ox + z e− ⇌ Red, où z est le nombre d’électrons échangés.
Le rôle d’une espèce dépend du couple et de la réaction étudiée. Par exemple, Fe2+ est le réducteur du couple Fe3+ / Fe2+, mais l’oxydant du couple Fe2+ / Fe. Il ne suffit donc pas de reconnaître le nom d’un ion pour décider de son rôle.
Ajuster une demi-équation en milieu acide
- Écrivez l’oxydant et le réducteur du couple, puis équilibrez les éléments autres que O et H.
- Équilibrez l’oxygène avec H2O, puis l’hydrogène avec H+.
- Ajoutez les électrons pour équilibrer la charge électrique.
- Comptez à nouveau chaque élément et la charge totale de chaque côté.
Cette procédure utilise la convention H+(aq) du milieu acide. Elle ne se transpose pas telle quelle à un milieu basique : dans ce cas, on peut d’abord ajuster en milieu acide, puis neutraliser les H+ par ajout de HO− des deux côtés et simplifier les molécules d’eau.
Exemple : permanganate et ions fer(II)
En milieu suffisamment acide, on étudie les couples MnO4− / Mn2+ et Fe3+ / Fe2+. Les demi-équations utilisées dans le sens de la transformation sont :
MnO4−(aq) + 8 H+(aq) + 5 e− → Mn2+(aq) + 4 H2O(l).
Fe2+(aq) → Fe3+(aq) + e−.
Le permanganate capte cinq électrons ; un ion fer(II) en cède un. On multiplie donc la seconde demi-équation par cinq, puis on additionne :
MnO4−(aq) + 8 H+(aq) + 5 Fe2+(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l) + 5 Fe3+(aq).
Les charges valent +17 de chaque côté. Il y a aussi autant d’atomes de chaque élément. Ces deux contrôles sont nécessaires ; équilibrer seulement les atomes ne suffit pas.
Pour 10,0 mL de permanganate à 2,00 × 10−2 mol·L−1 entièrement consommé, n(MnO4−) = cV = 2,00 × 10−4 mol. La quantité de Fe2+ consommée vaut cinq fois plus : 1,00 × 10−3 mol. Ce calcul suppose assez d’ions H+ et de fer(II) pour la transformation annoncée.
À vous de chercher
Une lame de cuivre réagit avec 4,00 × 10−3 mol d’ions argent Ag+. Les couples sont Ag+ / Ag et Cu2+ / Cu. En supposant les ions argent entièrement consommés et le cuivre en excès, écrivez la réaction et calculez la masse de cuivre consommée. Donnée : M(Cu) = 63,5 g·mol−1.
Voir la correction
Ag+(aq) + e− → Ag(s) ; Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e−. On multiplie la première par deux.
Le bilan est 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq). Donc n(Cu consommé) = n(Ag+) / 2 = 2,00 × 10−3 mol.
m = nM = 2,00 × 10−3 × 63,5 = 0,127 g. Une mole de cuivre fournit bien les deux électrons nécessaires à deux moles d’ions argent.
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